Reaktionerna för föreningen är som följer. Introduktion till allmän kemi
Kemisk reaktion- detta är "omvandlingen" av ett eller flera ämnen till ett annat ämne, med en annan struktur och kemisk sammansättning. Det resulterande ämnet eller ämnena kallas "reaktionsprodukter". Under kemiska reaktioner bildar kärnor och elektroner nya föreningar (omfördelas), men deras kvantitet förändras inte och den isotopiska sammansättningen av kemiska grundämnen förblir densamma.
Alla kemiska reaktioner är indelade i enkla och komplexa.
Baserat på antalet och sammansättningen av utgångs- och resulterande substanser kan enkla kemiska reaktioner delas in i flera huvudtyper.
Nedbrytningsreaktioner är reaktioner där flera andra ämnen erhålls från ett komplext ämne. Samtidigt kan de bildade ämnena vara både enkla och komplexa. Som regel, för att en kemisk nedbrytningsreaktion ska inträffa, är uppvärmning nödvändig (detta är en endoterm process, värmeabsorption).
Till exempel, när malakitpulver värms upp, bildas tre nya ämnen: kopparoxid, vatten och koldioxid:
Cu 2 CH 2 O 5 = 2 CuO + H 2 O + CO 2
malakit → kopparoxid + vatten + koldioxid
Om bara nedbrytningsreaktioner inträffade i naturen så skulle alla komplexa ämnen som kan sönderdelas sönderfalla och kemiska fenomen kunde inte längre inträffa. Men det finns andra reaktioner.
I sammansatta reaktioner producerar flera enkla eller komplexa ämnen en komplex substans. Det visar sig att de sammansatta reaktionerna är det omvända till sönderdelningsreaktionerna.
Till exempel, när koppar värms upp i luft, blir den täckt med en svart beläggning. Koppar omvandlas till kopparoxid:
2Cu + O2 = 2CuO
koppar + syre → kopparoxid
Kemiska reaktioner mellan ett enkelt och ett komplext ämne, där atomerna som utgör det enkla ämnet ersätter atomerna i ett av elementen i det komplexa ämnet, kallas substitutionsreaktioner.
Till exempel, om du doppar en järnspik i en lösning av kopparklorid (CuCl 2), kommer den (nageln) att börja täckas med koppar som frigörs på dess yta. Och i slutet av reaktionen blir lösningen från blå till grönaktig: istället för kopparklorid innehåller den nu järnklorid:
Fe + CuCl2 = Cu + FeCl2
Järn + kopparklorid → koppar + järn(III)klorid
Kopparatomerna i kopparklorid ersattes med järnatomer.
En utbytesreaktion är en reaktion där två komplexa ämnen byter ut sina beståndsdelar. Oftast sker sådana reaktioner i vattenlösningar.
I reaktionerna mellan metalloxider och syror byter två komplexa ämnen - en oxid och en syra - sina beståndsdelar: syreatomer mot syrarester och väteatomer mot metallatomer.
Till exempel, om kopparoxid (CuO) kombineras med svavelsyra H 2 SO 4 och upphettas, erhålls en lösning från vilken kopparsulfat kan isoleras:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
kopparoxid + svavelsyra → kopparsulfat + vatten
blog.site, vid kopiering av material helt eller delvis krävs en länk till originalkällan.
7.1. Grundläggande typer av kemiska reaktioner
Omvandlingar av ämnen, åtföljda av förändringar i deras sammansättning och egenskaper, kallas kemiska reaktioner eller kemiska interaktioner. Under kemiska reaktioner sker ingen förändring i sammansättningen av atomkärnorna.
Fenomen där ämnens form eller fysiska tillstånd förändras eller sammansättningen av atomkärnor ändras kallas fysiska. Ett exempel på fysikaliska fenomen är värmebehandling av metaller, under vilken deras form förändras (smidning), smältning av metallen, sublimering av jod, omvandling av vatten till is eller ånga, etc., såväl som kärnreaktioner, som ett resultat av vilket atomer bildas av atomer av vissa element andra element.
Kemiska fenomen kan åtföljas av fysikaliska omvandlingar. Till exempel, som ett resultat av kemiska reaktioner som sker i en galvanisk cell, uppstår en elektrisk ström.
Kemiska reaktioner klassificeras enligt olika kriterier.
1. Enligt tecknet på den termiska effekten är alla reaktioner indelade i endotermisk(fortsätter med värmeabsorption) och exotermisk(flyter med värmeavgivning) (se § 6.1).
2. Baserat på tillståndet för aggregering av utgångsämnena och reaktionsprodukterna särskiljs de:
homogena reaktioner, där alla ämnen är i samma fas:
2 KOH (p-p) + H2SO4 (p-p) = K2SO (p-p) + 2 H2O (l),
CO (g) + Cl2 (g) = COCl2 (g),
Si02(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
heterogena reaktioner, ämnen i vilka är i olika faser:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (lösning) + 2 NaOH (lösning) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (lösning),
Na2SO3 (lösning) + 2HCl (lösning) = 2 NaCl (lösning) + SO2 (g) + H2O (l).
3. Enligt förmågan att flöda endast i framåtriktningen, såväl som i framåt- och bakåtriktningen, skiljer de irreversibel Och reversibel kemiska reaktioner (se § 6.5).
4. Baserat på närvaron eller frånvaron av katalysatorer skiljer de sig katalytisk Och icke-katalytisk reaktioner (se § 6.5).
5. Enligt mekanismen för deras förekomst är kemiska reaktioner indelade i jonisk, radikal etc. (mekanismen för kemiska reaktioner som inträffar med deltagande av organiska föreningar diskuteras under organisk kemi).
6. Beroende på tillståndet för oxidationstillstånden för de atomer som ingår i sammansättningen av de reagerande ämnena, inträffar reaktioner utan att ändra oxidationstillståndet atomer, och med en förändring i oxidationstillståndet för atomer ( redoxreaktioner) (se § 7.2) .
7. Reaktioner kännetecknas av förändringar i sammansättningen av utgångsämnena och reaktionsprodukterna anslutning, nedbrytning, substitution och utbyte. Dessa reaktioner kan ske både med och utan förändringar i grundämnenas oxidationstillstånd, tabell . 7.1.
Tabell 7.1
Typer av kemiska reaktioner
Allmänt schema |
Exempel på reaktioner som sker utan att grundämnenas oxidationstillstånd ändras |
Exempel på redoxreaktioner |
|
Anslutningar (ett nytt ämne bildas av två eller flera ämnen) |
HCl + NH3 = NH4CI; SO3 + H2O = H2SO4 |
H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
|
Nedbrytningar (flera nya ämnen bildas av ett ämne) |
A = B + C + D |
MgCO3 MgO + CO2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O |
2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2 |
Byten (när ämnen interagerar ersätter atomer av ett ämne atomer av ett annat ämne i en molekyl) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO3)2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(två ämnen byter ut sina beståndsdelar och bildar två nya ämnen) |
AB + CD = AD + CB |
AICI3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O |
7.2. Redoxreaktioner
Som nämnts ovan är alla kemiska reaktioner indelade i två grupper:
Kemiska reaktioner som uppstår med en förändring i oxidationstillståndet för atomerna som utgör reaktanterna kallas redoxreaktioner.
Oxidationär processen att ge upp elektroner av en atom, molekyl eller jon:
Na o – le = Na+;
Fe2+ – e = Fe3+;
H2o - 2e = 2H+;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
Återhämtningär processen att lägga till elektroner till en atom, molekyl eller jon:
So + 2e = S2–;
Cr3+ + e = Cr2+;
Cl2o + 2e = 2Cl-;
Mn7+ + 5e = Mn2+.
Atomer, molekyler eller joner som tar emot elektroner kallas oxidationsmedel. Restauratörerär atomer, molekyler eller joner som donerar elektroner.
Genom att ta emot elektroner reduceras oxidationsmedlet under reaktionen och reduktionsmedlet oxideras. Oxidation åtföljs alltid av reduktion och vice versa. Således, antalet elektroner som avges av reduktionsmedlet är alltid lika med antalet elektroner som accepteras av oxidationsmedlet.
7.2.1. Oxidationstillstånd
Oxidationstillståndet är den villkorade (formella) laddningen av en atom i en förening, beräknad under antagandet att den endast består av joner. Oxidationstillståndet betecknas vanligtvis med en arabisk siffra ovanför elementsymbolen med ett "+" eller "–"-tecken. Till exempel Al 3+, S 2–.
För att hitta oxidationstillstånd används följande regler:
oxidationstillståndet för atomer i enkla ämnen är noll;
den algebraiska summan av oxidationstillstånden för atomer i en molekyl är lika med noll, i en komplex jon - jonens laddning;
oxidationstillståndet för alkalimetallatomer är alltid +1;
väteatomen i föreningar med icke-metaller (CH 4, NH 3, etc.) uppvisar ett oxidationstillstånd på +1, och med aktiva metaller är dess oxidationstillstånd –1 (NaH, CaH 2, etc.);
Fluoratomen i föreningar uppvisar alltid ett oxidationstillstånd på –1;
Oxidationstillståndet för syreatomen i föreningar är vanligtvis -2, förutom peroxider (H 2 O 2, Na 2 O 2), där oxidationstillståndet för syre är -1, och vissa andra ämnen (superoxider, ozonider, syre fluorider).
Det maximala positiva oxidationstillståndet för grundämnen i en grupp är vanligtvis lika med gruppnumret. Undantagen är fluor och syre, eftersom deras högsta oxidationstillstånd är lägre än antalet i gruppen där de finns. Element i kopparundergruppen bildar föreningar där deras oxidationstillstånd överstiger gruppnumret (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Det maximala negativa oxidationstillståndet för element som finns i huvudundergrupperna i det periodiska systemet kan bestämmas genom att subtrahera gruppnumret från åtta. För kol är det 8 – 4 = 4, för fosfor – 8 – 5 = 3.
I huvudundergrupperna, när man flyttar från element från topp till botten, minskar stabiliteten för det högsta positiva oxidationstillståndet, i sekundära undergrupper, tvärtom, från topp till botten ökar stabiliteten för högre oxidationstillstånd.
Konventionaliteten av begreppet oxidationstillstånd kan demonstreras med exemplet med några oorganiska och organiska föreningar. Speciellt i fosforsyra (fosfor) H 3 PO 2, fosfon (fosfor) H 3 PO 3 och fosfor H 3 PO 4 syror, är oxidationstillstånden för fosfor +1, +3 respektive +5, medan i alla dessa föreningar fosfor är femvärt. För kol i metan CH 4, metanol CH 3 OH, formaldehyd CH 2 O, myrsyra HCOOH och kolmonoxid (IV) CO 2 är oxidationstillstånden för kol –4, –2, 0, +2 respektive +4 , medan valensen för kolatomen i alla dessa föreningar är fyra.
Trots det faktum att oxidationstillståndet är ett konventionellt koncept, används det i stor utsträckning för att komponera redoxreaktioner.
7.2.2. De viktigaste oxidations- och reduktionsmedlen
Typiska oxidationsmedel är:
1. Enkla ämnen vars atomer har hög elektronegativitet. Dessa är först och främst element i huvudundergrupperna VI och VII av grupper i det periodiska systemet: syre, halogener. Av de enkla ämnena är det mest kraftfulla oxidationsmedlet fluor.
2. Föreningar som innehåller några metallkatjoner i höga oxidationstillstånd: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, etc.
3. Föreningar som innehåller några komplexa anjoner, vars grundämnen är i höga positiva oxidationstillstånd: 2–, –, etc.
Reduktionsmedel inkluderar:
1. Enkla ämnen vars atomer har låg elektronegativitet är aktiva metaller. Icke-metaller, såsom väte och kol, kan också uppvisa reducerande egenskaper.
2. Vissa metallföreningar som innehåller katjoner (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), som genom att donera elektroner kan öka sitt oxidationstillstånd.
3. Vissa föreningar som innehåller enkla joner som I – , S 2– .
4. Föreningar innehållande komplexa joner (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, i vilka grundämnen genom att donera elektroner kan öka sitt positiva oxidationstillstånd.
I laboratoriepraxis används följande oxidationsmedel oftast:
kaliumpermanganat (KMnO4);
kaliumdikromat (K2Cr2O7);
salpetersyra (HNO3);
koncentrerad svavelsyra (H2SO4);
väteperoxid (H2O2);
oxider av mangan (IV) och bly (IV) (MnO 2, PbO 2);
smält kaliumnitrat (KNO 3) och smältor av vissa andra nitrater.
Reduktionsmedel som används i laboratoriepraxis inkluderar:
- magnesium (Mg), aluminium (Al) och andra aktiva metaller;
- väte (H2) och kol (C);
- kaliumjodid (KI);
- natriumsulfid (Na2S) och vätesulfid (H2S);
- natriumsulfit (Na2S03);
- tennklorid (SnCl2).
7.2.3. Klassificering av redoxreaktioner
Redoxreaktioner delas vanligtvis in i tre typer: intermolekylära, intramolekylära och disproportioneringsreaktioner (självoxidation-självreduktion).
Intermolekylära reaktioner uppstå med en förändring i oxidationstillståndet för atomer som finns i olika molekyler. Till exempel:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO 3 (konc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
TILL intramolekylära reaktioner Dessa är reaktioner där oxidationsmedlet och reduktionsmedlet är en del av samma molekyl, till exempel:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .
I oproportionerliga reaktioner(självoxidation-självreduktion) en atom (jon) av samma grundämne är både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel:
Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H2O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Grundläggande regler för att komponera redoxreaktioner
Sammansättningen av redoxreaktioner utförs enligt de steg som presenteras i tabellen. 7.2.
Tabell 7.2
Stadier för att sammanställa ekvationer för redoxreaktioner
Handling |
|
Bestäm oxidationsmedel och reduktionsmedel. |
|
Identifiera produkterna från redoxreaktionen. |
|
Skapa en elektronbalans och använd den för att tilldela koefficienter för ämnen som ändrar sina oxidationstillstånd. |
|
Ordna koefficienterna för andra ämnen som deltar och bildas i redoxreaktionen. |
|
Kontrollera om koefficienterna är korrekta genom att räkna mängden substans i atomerna (vanligtvis väte och syre) som finns på vänster och höger sida av reaktionsekvationen. |
Låt oss överväga reglerna för att komponera redoxreaktioner med exemplet på interaktionen av kaliumsulfit med kaliumpermanganat i en sur miljö:
1. Bestämning av oxidationsmedel och reduktionsmedel
Mangan, som är i det högsta oxidationstillståndet, kan inte ge upp elektroner. Mn 7+ kommer att acceptera elektroner, dvs. är ett oxidationsmedel.
S 4+-jonen kan donera två elektroner och gå in i S 6+, d.v.s. är ett reduktionsmedel. I den aktuella reaktionen är K2SO3 således ett reduktionsmedel och KMnO4 är ett oxidationsmedel.
2. Etablering av reaktionsprodukter
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Genom att donera två elektroner till en elektron blir S 4+ S 6+. Kaliumsulfit (K 2 SO 3) blir alltså till sulfat (K 2 SO 4). I en sur miljö tar Mn 7+ emot 5 elektroner och i en lösning av svavelsyra (medium) bildar mangansulfat (MnSO 4). Som ett resultat av denna reaktion bildas också ytterligare molekyler av kaliumsulfat (på grund av de kaliumjoner som ingår i permanganatet), såväl som vattenmolekyler. Således kommer reaktionen som övervägs att skrivas som:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Sammanställning av elektronbalans
För att sammanställa en elektronbalans är det nödvändigt att ange de oxidationstillstånd som förändras i reaktionen som övervägs:
K 2 S 4+ O 3 + KMn 7+ O 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.
Mn7+ + 5e = Mn2+;
S 4+ – 2 e = S 6+.
Antalet elektroner som avges av reduktionsmedlet måste vara lika med antalet elektroner som accepteras av oxidationsmedlet. Därför måste två Mn 7+ och fem S 4+ delta i reaktionen:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 e = S 6+ 5.
Således kommer antalet elektroner som avges av reduktionsmedlet (10) att vara lika med antalet elektroner som accepteras av oxidationsmedlet (10).
4. Arrangemang av koefficienter i reaktionsekvationen
I enlighet med elektronbalansen är det nödvändigt att sätta en koefficient på 5 framför K 2 SO 3 och 2 framför KMnO 4. På höger sida, framför kaliumsulfat, sätter vi en koefficient på 6, eftersom en molekyl tillsätts till de fem molekylerna av K 2 SO 4 som bildas under oxidationen av kaliumsulfit K 2 SO 4 som ett resultat av bindningen av kaliumjoner som ingår i permanganatet. Eftersom reaktionen innebär två permanganatmolekyler, på höger sida bildas också två mangansulfatmolekyler. För att binda reaktionsprodukterna (kalium- och manganjoner som ingår i permanganatet) är det nödvändigt tre molekyler av svavelsyra, därför, som ett resultat av reaktionen, tre vattenmolekyler. Äntligen får vi:
5 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 3 H 2 O.
5. Kontrollera korrektheten av koefficienterna i reaktionsekvationen
Antalet syreatomer på vänster sida av reaktionsekvationen är:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
På höger sida kommer detta nummer att vara:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Antalet väteatomer på vänster sida av reaktionsekvationen är sex och motsvarar antalet av dessa atomer på höger sida av reaktionsekvationen.
7.2.5. Exempel på redoxreaktioner som involverar typiska oxidations- och reduktionsmedel
7.2.5.1. Intermolekylära oxidations-reduktionsreaktioner
Nedan, som exempel, betraktar vi redoxreaktioner som involverar kaliumpermanganat, kaliumdikromat, väteperoxid, kaliumnitrit, kaliumjodid och kaliumsulfid. Redoxreaktioner som involverar andra typiska oxidations- och reduktionsmedel diskuteras i den andra delen av manualen ("Oorganisk kemi").
Redoxreaktioner som involverar kaliumpermanganat
Beroende på miljön (sur, neutral, alkalisk) ger kaliumpermanganat, som fungerar som ett oxidationsmedel, olika reduktionsprodukter, Fig. 7.1.
Ris. 7.1. Bildning av kalii olika medier
Nedan är reaktionerna av KMnO 4 med kaliumsulfid som ett reduktionsmedel i olika miljöer, vilket illustrerar schemat, Fig. 7.1. I dessa reaktioner är produkten av sulfidjonoxidation fritt svavel. I en alkalisk miljö deltar inte KOH-molekyler i reaktionen, utan bestämmer bara produkten av reduktionen av kaliumpermanganat.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O 2 MnO 2 + 3 S + 8 KOH,
K 2 S + 2 KMnO 4 – (KOH) 2 K 2 MnO 4 + S.
Redoxreaktioner som involverar kaliumdikromat
I en sur miljö är kaliumdikromat ett starkt oxidationsmedel. En blandning av K 2 Cr 2 O 7 och koncentrerad H 2 SO 4 (krom) används i stor utsträckning i laboratoriepraxis som ett oxidationsmedel. Genom att interagera med ett reduktionsmedel accepterar en molekyl kaliumdikromat sex elektroner och bildar trevärda kromföreningar:
6 FeSO4 +K2Cr2O7 +7 H2SO4 = 3 Fe2 (SO4)3 +Cr2 (SO4)3 +K2SO4 +7 H2O;
6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.
Redoxreaktioner som involverar väteperoxid och kaliumnitrit
Väteperoxid och kaliumnitrit uppvisar övervägande oxiderande egenskaper:
H2S + H2O2 = S + 2 H2O,
2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,
Men när de interagerar med starka oxidationsmedel (som till exempel KMnO 4), fungerar väteperoxid och kaliumnitrit som reduktionsmedel:
5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
5 KNO 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 KNO 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O.
Det bör noteras att väteperoxid, beroende på miljön, reduceras enligt schemat, Fig. 7.2.
Ris. 7.2. Möjliga väteperoxidreduktionsprodukter
I detta fall, som ett resultat av reaktionerna, bildas vatten eller hydroxidjoner:
2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,
2KI + H2O2 = I2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Intramolekylära oxidations-reduktionsreaktioner
Intramolekylära redoxreaktioner uppstår vanligtvis när ämnen vars molekyler innehåller ett reduktionsmedel och ett oxidationsmedel upphettas. Exempel på intramolekylära reduktionsoxidationsreaktioner är processerna för termisk nedbrytning av nitrater och kaliumpermanganat:
2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2,
2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2,
Hg(NO 3) 2 Hg + NO 2 + O 2,
2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
7.2.5.3. Disproportionella reaktioner
Som noterats ovan är samma atom (jon) i disproportioneringsreaktioner både ett oxidationsmedel och ett reduktionsmedel. Låt oss överväga processen att komponera denna typ av reaktion med exemplet på interaktionen av svavel med alkali.
Karakteristiska oxidationstillstånd för svavel: – 2, 0, +4 och +6. Elementärt svavel fungerar som ett reduktionsmedel och donerar fyra elektroner:
S o – 4e = S4+.
Svavel – Oxidationsmedlet accepterar två elektroner:
S o + 2е = S 2– .
Sålunda, som ett resultat av reaktionen av svaveldisproportionering, bildas föreningar vars oxidationstillstånd för grundämnet är – 2 och höger +4:
3S + 6 KOH = 2 K2S + K2SO3 + 3 H2O.
När kväveoxid (IV) disproportioneras i alkali, erhålls nitrit och nitrat - föreningar där kvävets oxidationstillstånd är +3 respektive +5:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
Disproportionering av klor i en kall alkalilösning leder till bildning av hypoklorit, och i en varm alkalilösning - klorat:
Cl 0 2 + 2 KOH = KCl – + KCl + O + H 2 O,
Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl – + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.
7.3. Elektrolys
Redoxprocessen som sker i lösningar eller smälter när en elektrisk likström passerar genom dem kallas elektrolys. I detta fall sker oxidation av anjoner vid den positiva elektroden (anoden). Katjoner reduceras vid den negativa elektroden (katoden).
2 Na2CO34Na + O2 + 2CO2.
Under elektrolysen av vattenlösningar av elektrolyter, tillsammans med omvandlingar av det lösta ämnet, kan elektrokemiska processer inträffa med deltagande av vätejoner och vattenhydroxidjoner:
katod (–): 2 Н + + 2е = Н 2,
anod (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
I detta fall sker reduktionsprocessen vid katoden enligt följande:
1. Katjoner av aktiva metaller (upp till Al 3+ inklusive) reduceras inte vid katoden, utan väte reduceras istället.
2. Metallkatjoner belägna i serien av standardelektrodpotentialer (i spänningsserien) till höger om väte reduceras till fria metaller vid katoden under elektrolys.
3. Metallkatjoner belägna mellan Al 3+ och H+ reduceras vid katoden samtidigt med vätekatjonen.
De processer som sker i vattenlösningar vid anoden beror på det ämne som anoden är gjord av. Det finns olösliga anoder ( inert) och löslig ( aktiva). Grafit eller platina används som material för inerta anoder. Lösliga anoder är gjorda av koppar, zink och andra metaller.
Under elektrolysen av lösningar med en inert anod kan följande produkter bildas:
1. När halogenidjoner oxideras frigörs fria halogener.
2. Vid elektrolys av lösningar innehållande anjonerna SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– frigörs syre, d.v.s. Det är inte dessa joner som oxideras vid anoden, utan vattenmolekyler.
Med hänsyn till ovanstående regler, låt oss som ett exempel betrakta elektrolysen av vattenlösningar av NaCl, CuSO 4 och KOH med inerta elektroder.
1). I lösning dissocierar natriumklorid till joner.
1. Ange den korrekta definitionen av en sammansatt reaktion: A. Reaktionen av bildning av flera ämnen från en enkel substans; B. En reaktion där ett komplext ämne bildas av flera enkla eller komplexa ämnen. B. En reaktion där ämnen byter ut sina beståndsdelar.
2. Ange den korrekta definitionen av en substitutionsreaktion: A. Reaktionen mellan en bas och en syra; B. Reaktionen av interaktion mellan två enkla ämnen; B. En reaktion mellan ämnen där atomer av ett enkelt ämne ersätter atomer av ett av elementen i ett komplext ämne.
3. Ange den korrekta definitionen av en sönderdelningsreaktion: A. En reaktion där flera enkla eller komplexa ämnen bildas av ett komplext ämne; B. En reaktion där ämnen byter ut sina beståndsdelar; B. Reaktion med bildning av syre- och vätemolekyler.
5. Vilken typ av reaktion är växelverkan mellan sura oxider och basiska oxider: 5. Vilken typ av reaktion är växelverkan mellan sura oxider och basiska oxider: A. Utbytesreaktion; B. Sammansatt reaktion; B. Nedbrytningsreaktion; D. Substitutionsreaktion.
7. Ämnen vars formler är KNO 3 FeCl 2, Na 2 SO 4 kallas: 7. Ämnen vars formler är KNO 3 FeCl 2, Na 2 SO 4 kallas: A) salter; B) skäl; B) syror; D) oxider. A) salter; B) skäl; B) syror; D) oxider. 8. Ämnen vars formler är HNO 3, HCl, H 2 SO 4 kallas: 8. Ämnen vars formler är HNO 3, HCl, H 2 SO 4 kallas: A) salter; B) syror; B) skäl; D) oxider. A) salter; B) syror; B) skäl; D) oxider. 9. Ämnen vars formler är KOH, Fe(OH) 2, NaOH kallas: 9. Ämnen vars formler är KOH, Fe(OH) 2, NaOH kallas: A) salter; B) syror; B) skäl; D) oxider. 10. Ämnen vars formler är NO 2, Fe 2 O 3, Na 2 O kallas: A) salter; B) syror; B) skäl; D) oxider. 10. Ämnen vars formler är NO 2, Fe 2 O 3, Na 2 O kallas: A) salter; B) syror; B) skäl; D) oxider. A) salter; B) syror; B) skäl; D) oxider. 11. Ange de metaller som bildar alkalier: 11. Ange metallerna som bildar alkalier: Cu, Fe, Na, K, Zn, Li. Cu, Fe, Na, K, Zn, Li.
Begreppet "sammansatt reaktion" är en antonym till begreppet "nedbrytningsreaktion". Försök, med hjälp av kontrasttekniken, att definiera begreppet "sammansatt reaktion". Höger! Du har följande formulering.
Låt oss överväga denna typ av reaktion genom att använda en annan form av registrering av kemiska processer som är nya för dig - de så kallade kedjorna av övergångar eller transformationer. Till exempel krets
visar omvandlingen av fosfor till fosforoxid (V) P 2 O 5, som i sin tur sedan omvandlas till fosforsyra H 3 PO 4.
Antalet pilar i diagrammet för omvandlingen av ämnen motsvarar det minsta antalet kemiska omvandlingar - kemiska reaktioner. I det aktuella exemplet är det två kemiska processer.
1:a processen. Erhålla fosforoxid (V) P 2 O 5 från fosfor. Uppenbarligen är detta en reaktion mellan fosfor och syre.
Låt oss lägga lite röd fosfor i en brinnande sked och sätta eld på den. Fosfor brinner med en stark låga som producerar vit rök som består av små partiklar av fosfor (V) oxid:
4P + 5O2 = 2P2O5.
2:a processen. Låt oss tillsätta en sked brinnande fosfor i kolven. Den är fylld med tjock rök från fosfor(V)oxid. Ta ut skeden ur kolven, häll vatten i kolven och skaka innehållet efter att kolvens hals stängts med en propp. Röken tunnas gradvis ut, löses upp i vattnet och försvinner slutligen helt. Om du tillsätter lite lackmus till lösningen som erhålls i kolven blir den röd, vilket är ett bevis på bildandet av fosforsyra:
R2O5 + ZN2O = 2H3PO4.
Reaktionerna som utförs för att utföra de övervägda övergångarna sker utan deltagande av en katalysator, varför de kallas icke-katalytiska. Reaktionerna som diskuterats ovan går endast i en riktning, dvs de är irreversibla.
Låt oss analysera hur många och vilka ämnen som ingick i reaktionerna som diskuterats ovan och hur många och vilka ämnen som bildades i dem. I den första reaktionen bildades en komplex substans av två enkla ämnen, och i den andra, från två komplexa ämnen, som var och en består av två element, bildades en komplex substans, bestående av tre element.
En komplex substans kan också bildas som ett resultat av reaktionen av att kombinera ett komplext och ett enkelt ämne. Till exempel, vid produktion av svavelsyra från svaveloxid (IV) erhålls svaveloxid (VI):
Denna reaktion fortskrider både i framåtriktningen, dvs med bildningen av en reaktionsprodukt, och i motsatt riktning, dvs. nedbrytningen av reaktionsprodukten till utgångsämnena sker, därför sätter de istället för likhetstecknet reversibilitetstecken.
Denna reaktion involverar en katalysator - vanadin(V)oxid V 2 O 5, som anges ovanför reversibilitetstecknet:
Ett komplext ämne kan också erhållas genom att kombinera tre ämnen. Till exempel produceras salpetersyra genom en reaktion vars schema är:
NO 2 + H 2 O + O 2 → HNO 3.
Låt oss överväga hur man väljer koefficienter för att utjämna schemat för denna kemiska reaktion.
Det finns inget behov av att utjämna antalet kväveatomer: det finns en kväveatom i både vänster och höger del av diagrammet. Låt oss jämna ut antalet väteatomer - före syraformeln skriver vi koefficienten 2:
NO2 + H2O + O2 → 2HNO3.
men i det här fallet kommer likheten mellan antalet kväveatomer att kränkas - en kväveatom finns kvar på vänster sida, och det finns två på höger sida. Låt oss skriva koefficienten 2 före formeln för kväveoxid (IV):
2NO2 + H2O + O2 → 2HNO3.
Låt oss räkna antalet syreatomer: det finns sju på vänster sida av reaktionsdiagrammet och sex på höger sida. För att jämna ut antalet syreatomer (sex atomer i varje del av ekvationen), kom ihåg att före formlerna för enkla ämnen kan du skriva bråkkoefficienten 1/2:
2NO2 + H2O + 1/2O2 → 2HNO3.
Låt oss göra koefficienterna heltal. För att göra detta skriver vi om ekvationen genom att dubbla koefficienterna:
4N02 + 2H2O + O2 → 4HNO3.
Det bör noteras att nästan alla reaktioner av föreningen är exoterma reaktioner.
Laboratorieförsök nr 15
Kalcinering av koppar i lågan av en alkohollampa
- Undersök koppartråden (plattan) som du fått och beskriv hur den ser ut. Värm tråden, håll den med en degeltång, i den övre delen av lågan på en alkohollampa i 1 minut. Beskriv reaktionsförhållandena. Beskriv ett tecken som indikerar att en kemisk reaktion har inträffat. Skriv en ekvation för reaktionen som ägde rum. Nämn utgångsmaterial och produkter från reaktionen.
Förklara om massan av koppartråden (plattan) ändrades efter experimentets slut. Motivera ditt svar med dina kunskaper om lagen om bevarande av massa av ämnen.
Nyckelord och fraser
- Kombinationsreaktioner är antonymer till nedbrytningsreaktioner.
- Katalytiska (inklusive enzymatiska) och icke-katalytiska reaktioner.
- Kedjor av övergångar eller transformationer.
- Reversibla och irreversibla reaktioner.
Arbeta med dator
- Se den elektroniska ansökan. Studera lektionsmaterialet och slutför de tilldelade uppgifterna.
- Hitta e-postadresser på Internet som kan fungera som ytterligare källor som avslöjar innehållet i nyckelord och fraser i stycket. Erbjud din hjälp till läraren att förbereda en ny lektion - gör en rapport om nyckelorden och fraserna i nästa stycke.
Frågor och uppgifter
9.1. Vilka är de kemiska reaktionerna?
Låt oss komma ihåg att vi kallar alla kemiska fenomen i naturen kemiska reaktioner. Under en kemisk reaktion bryts vissa kemiska bindningar och andra bildas. Som ett resultat av reaktionen erhålls andra ämnen från vissa kemiska ämnen (se kapitel 1).
När du gjorde din läxa för § 2.5, blev du bekant med det traditionella urvalet av fyra huvudtyper av reaktioner från hela uppsättningen av kemiska omvandlingar, och sedan föreslog du också deras namn: reaktioner av kombination, sönderdelning, substitution och utbyte.
Exempel på sammansatta reaktioner:
C + O2 = CO2; (1)
Na2O + CO2 = Na2C03; (2)
NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3. (3)
Exempel på nedbrytningsreaktioner:
2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Exempel på substitutionsreaktioner:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Utbyte reaktioner- kemiska reaktioner där utgångsämnen verkar byta ut sina beståndsdelar. |
Exempel på utbytesreaktioner:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaS04 + 2H2O; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (elva)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
Den traditionella klassificeringen av kemiska reaktioner täcker inte hela deras mångfald – förutom de fyra huvudtyperna av reaktioner finns det också många mer komplexa reaktioner.
Identifieringen av två andra typer av kemiska reaktioner bygger på att två viktiga icke-kemiska partiklar deltar i dem: elektron och proton.
Under vissa reaktioner sker fullständig eller partiell överföring av elektroner från en atom till en annan. I det här fallet ändras oxidationstillstånden för atomerna i de grundämnen som utgör utgångsämnena; av de givna exemplen är dessa reaktioner 1, 4, 6, 7 och 8. Dessa reaktioner kallas redox.
I en annan grupp av reaktioner går en vätejon (H+), det vill säga en proton, från en reagerande partikel till en annan. Sådana reaktioner kallas syra-bas-reaktioner eller protonöverföringsreaktioner.
Bland de exempel som ges är sådana reaktioner reaktionerna 3, 10 och 11. I analogi med dessa reaktioner kallas ibland redoxreaktioner elektronöverföringsreaktioner. Du kommer att bekanta dig med OVR i § 2, och med KOR i följande kapitel.
SAMMANSÄTTNINGSREAKTIONER, NEDBRYTNINGSREAKTIONER, SUBSTITUTIONSREAKTIONER, UTBYTESREAKTIONER, REDOXREAKTIONER, SYRABASREAKTIONER.
Skriv ner reaktionsekvationer som motsvarar följande scheman:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li2O + SO2Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H2O ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3 (PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO3 + P P2O5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (SO4)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H2O ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O.
Ange den traditionella typen av reaktion. Märk redox- och syra-basreaktioner. I redoxreaktioner, ange vilka atomer av element som ändrar sina oxidationstillstånd.
9.2. Redoxreaktioner
Låt oss överväga redoxreaktionen som uppstår i masugnar under industriell produktion av järn (mer exakt, gjutjärn) från järnmalm:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Låt oss bestämma oxidationstillstånden för atomerna som utgör både utgångsämnena och reaktionsprodukterna
| Fe2O3 | + | = | 2 Fe | + |
Som du kan se ökade oxidationstillståndet för kolatomer som ett resultat av reaktionen, oxidationstillståndet för järnatomer minskade och oxidationstillståndet för syreatomer förblev oförändrat. Följaktligen genomgick kolatomerna i denna reaktion oxidation, det vill säga de förlorade elektroner ( oxiderad), och järnatomerna – reduktion, det vill säga de tillsatte elektroner ( återhämtat sig) (se § 7.16). För att karakterisera OVR används begreppen oxidationsmedel Och reduktionsmedel.
I vår reaktion är alltså de oxiderande atomerna järnatomer och de reducerande atomerna är kolatomer.
I vår reaktion är oxidationsmedlet järn(III)oxid, och reduktionsmedlet är kol(II)monoxid.
I de fall oxiderande atomer och reducerande atomer ingår i samma ämne (exempel: reaktion 6 från föregående stycke) används inte begreppen ”oxiderande ämne” och ”reducerande ämne”.
Sålunda är typiska oxidationsmedel ämnen som innehåller atomer som tenderar att få elektroner (helt eller delvis), vilket sänker deras oxidationstillstånd. Av de enkla ämnena är det framför allt halogener och syre samt i mindre utsträckning svavel och kväve. Från komplexa ämnen - ämnen som innehåller atomer i högre oxidationstillstånd som inte är benägna att bilda enkla joner i dessa oxidationstillstånd: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO4 (Cl +VII), etc.
Typiska reduktionsmedel är ämnen som innehåller atomer som tenderar att helt eller delvis donera elektroner, vilket ökar deras oxidationstillstånd. Enkla ämnen inkluderar väte, alkali- och jordalkalimetaller och aluminium. Av de komplexa ämnena - H 2 S och sulfider (S –II), SO 2 och sulfiter (S +IV), jodider (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), etc.
I allmänhet kan nästan alla komplexa och många enkla ämnen uppvisa både oxiderande och reducerande egenskaper. Till exempel:
SO2 + Cl2 = S + Cl2O2 (SO2 är ett starkt reduktionsmedel);
SO2 + C = S + CO2 (t) (SO2 är ett svagt oxidationsmedel);
C + O2 = CO2 (t) (C är ett reduktionsmedel);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C är ett oxidationsmedel).
Låt oss återgå till reaktionen vi diskuterade i början av detta avsnitt.
| Fe2O3 | + | = | 2 Fe | + |
Observera att som ett resultat av reaktionen förvandlades oxiderande atomer (Fe + III) till reducerande atomer (Fe 0), och reducerande atomer (C + II) förvandlades till oxiderande atomer (C + IV). Men CO 2 är ett mycket svagt oxidationsmedel under alla förhållanden, och järn, även om det är ett reduktionsmedel, är under dessa förhållanden mycket svagare än CO. Därför reagerar inte reaktionsprodukterna med varandra, och den omvända reaktionen inträffar inte. Det givna exemplet är en illustration av den allmänna principen som bestämmer riktningen för flödet av OVR:
Redoxreaktioner fortskrider i riktning mot bildandet av ett svagare oxidationsmedel och ett svagare reduktionsmedel.
Ämnes redoxegenskaper kan endast jämföras under identiska förhållanden. I vissa fall kan denna jämförelse göras kvantitativt.
När du gjorde din läxa för första stycket i det här kapitlet blev du övertygad om att det är ganska svårt att välja koefficienter i vissa reaktionsekvationer (särskilt ORR). För att förenkla denna uppgift vid redoxreaktioner används följande två metoder:
A) elektronisk balansmetod Och
b) elektron-jonbalansmetoden.
Du kommer att lära dig elektronbalansmetoden nu, och elektron-jonbalansmetoden studeras vanligtvis på högskolor.
Båda dessa metoder bygger på det faktum att elektroner i kemiska reaktioner varken försvinner eller dyker upp någonstans, det vill säga antalet elektroner som accepteras av atomer är lika med antalet elektroner som avges av andra atomer.
Antalet givna och accepterade elektroner i elektronbalansmetoden bestäms av förändringen i oxidationstillståndet hos atomer. När man använder denna metod är det nödvändigt att känna till sammansättningen av både utgångsämnena och reaktionsprodukterna.
Låt oss titta på tillämpningen av den elektroniska balansmetoden med hjälp av exempel.
Exempel 1. Låt oss skapa en ekvation för reaktionen mellan järn och klor. Det är känt att produkten av denna reaktion är järn(III)klorid. Låt oss skriva ner reaktionsschemat:
Fe + Cl2 FeCl3.
Låt oss bestämma oxidationstillstånden för atomerna för alla element som utgör de ämnen som deltar i reaktionen:
Järnatomer donerar elektroner och klormolekyler tar emot dem. Låt oss uttrycka dessa processer elektroniska ekvationer:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl-I.
För att antalet givna elektroner ska vara lika med antalet mottagna elektroner måste den första elektroniska ekvationen multipliceras med två och den andra med tre:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2 Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Genom att införa koefficienterna 2 och 3 i reaktionsschemat får vi reaktionsekvationen:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
Exempel 2. Låt oss skapa en ekvation för förbränningsreaktionen av vit fosfor i överskott av klor. Det är känt att fosfor(V)klorid bildas under dessa förhållanden:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Vita fosformolekyler ger upp elektroner (oxiderar), och klormolekyler accepterar dem (reducerar):
| P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl2 + 20 e– = 20Cl –I |
De initialt erhållna faktorerna (2 och 20) hade en gemensam divisor, med vilken de (liksom framtida koefficienter i reaktionsekvationen) delades. Reaktionsekvation:
P4 + 10CI2 = 4PCl5.
Exempel 3. Låt oss skapa en ekvation för reaktionen som uppstår när järn(II)sulfid rostas i syre.
Reaktionsschema:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
I detta fall oxideras både järn(II)- och svavel(–II)-atomer. Sammansättningen av järn(II)sulfid innehåller atomer av dessa grundämnen i förhållandet 1:1 (se indexen i den enklaste formeln).
Elektronisk balans:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S + IV |
Totalt ger de 7 e – |
| 7 | O2 + 4e – = 2O –II |
Reaktionsekvation: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Exempel 4. Låt oss skapa en ekvation för reaktionen som uppstår när järn(II)disulfid (pyrit) rostas i syre.
Reaktionsschema:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Liksom i det föregående exemplet oxideras även järn(II)-atomer och svavelatomer här, men med ett oxidationstillstånd på I. Atomerna i dessa grundämnen ingår i sammansättningen av pyrit i förhållandet 1:2 (se index i den enklaste formeln). Det är i detta avseende som järn- och svavelatomerna reagerar, vilket beaktas vid sammanställningen av den elektroniska balansen:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
Totalt ger de 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Reaktionsekvation: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Det finns också mer komplexa fall av ODD, av vilka du kommer att bli bekant med när du gör dina läxor.
OXIDERANDE ATOM, REDUCERANDE ATOM, OXIDERANDE ÄMNE, REDUCERANDE ÄMNE, ELEKTRONISK BALANSMETOD, ELEKTRONISKA EKVATIONER.
1. Sammanställ en elektronisk balans för varje OVR-ekvation som anges i texten till § 1 i detta kapitel.
2. Skapa ekvationer för de ORR som du upptäckte när du slutförde uppgiften för § 1 i detta kapitel. Den här gången använder du den elektroniska balansmetoden för att ställa in oddsen. 3. Använd elektronbalansmetoden och skapa reaktionsekvationer som motsvarar följande scheman: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na2O2 + Na Na2O;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO3 + NH3Cr2O3 + H2O + N2 ( t);
m) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb3O4 + H2Pb + H2O ( t).
9.3. Exotermiska reaktioner. Entalpi
Varför uppstår kemiska reaktioner?
För att svara på denna fråga, låt oss komma ihåg varför enskilda atomer kombineras till molekyler, varför en jonisk kristall bildas av isolerade joner och varför principen om minsta energi gäller när elektronskalet i en atom bildas. Svaret på alla dessa frågor är detsamma: eftersom det är energimässigt fördelaktigt. Detta innebär att under sådana processer frigörs energi. Det verkar som om kemiska reaktioner skulle inträffa av samma anledning. Faktum är att många reaktioner kan utföras, under vilka energi frigörs. Energi frigörs, oftast i form av värme.
Om värmen under en exoterm reaktion inte hinner avlägsnas, värms reaktionssystemet upp.
Till exempel i metanförbränningsreaktionen
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
så mycket värme frigörs att metan används som bränsle.
Det faktum att denna reaktion avger värme kan återspeglas i reaktionsekvationen:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + F.
Detta är den så kallade termokemisk ekvation. Här symbolen "+ F" betyder att när metan förbränns frigörs värme. Denna värme kallas reaktionens termiska effekt.
Var kommer den frigjorda värmen ifrån?
Du vet att under kemiska reaktioner bryts och bildas kemiska bindningar. I detta fall bryts bindningarna mellan kol- och väteatomer i CH 4-molekyler, såväl som mellan syreatomer i O 2-molekyler. I det här fallet bildas nya bindningar: mellan kol- och syreatomer i CO 2 -molekyler och mellan syre- och väteatomer i H 2 O-molekyler. För att bryta bindningar måste du förbruka energi (se "bindningsenergi", "atomiseringsenergi" ), och när bindningar bildas frigörs energi. Uppenbarligen, om de "nya" bindningarna är starkare än de "gamla", kommer mer energi att frigöras än absorberas. Skillnaden mellan den frigjorda och absorberade energin är reaktionens termiska effekt.
Termisk effekt (mängd värme) mäts i kilojoule, till exempel:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ.
Denna notation innebär att 484 kilojoule värme kommer att frigöras om två mol väte reagerar med en mol syre för att producera två mol gasformigt vatten (vattenånga).
Således, i termokemiska ekvationer är koefficienterna numeriskt lika med mängderna substans i reaktanterna och reaktionsprodukterna.
Vad bestämmer den termiska effekten av varje specifik reaktion?
Den termiska effekten av reaktionen beror
a) om de aggregerade tillstånden för utgångsämnena och reaktionsprodukterna,
b) på temperatur och
c) om den kemiska omvandlingen sker vid konstant volym eller vid konstant tryck.
Beroendet av den termiska effekten av en reaktion på ämnenas aggregationstillstånd beror på det faktum att övergångsprocesserna från ett aggregationstillstånd till ett annat (som vissa andra fysiska processer) åtföljs av frigöring eller absorption av värme. Detta kan också uttryckas med en termokemisk ekvation. Exempel – termokemisk ekvation för kondensering av vattenånga:
H2O (g) = H2O (1)+ F.
I termokemiska ekvationer, och, om nödvändigt, i vanliga kemiska ekvationer, anges de aggregerade tillstånden för ämnen med hjälp av bokstavsindex:
(d) – gas,
(g) – vätska,
(t) eller (cr) – fast eller kristallint ämne.
Den termiska effektens beroende av temperaturen är förknippad med skillnader i värmekapacitet
utgångsmaterial och reaktionsprodukter.
Eftersom systemets volym alltid ökar som ett resultat av en exoterm reaktion vid konstant tryck, läggs en del av energin på att utföra arbete för att öka volymen, och värmen som frigörs blir mindre än om samma reaktion sker vid en konstant volym .
Termiska effekter av reaktioner beräknas vanligtvis för reaktioner som sker vid konstant volym vid 25 °C och indikeras med symbolen F o.
Om energi frigörs endast i form av värme, och en kemisk reaktion fortskrider med en konstant volym, då den termiska effekten av reaktionen ( Q V) är lika med förändringen inre energi(D U) ämnen som deltar i reaktionen, men med motsatt tecken:
Q V = – U.
Den inre energin i en kropp förstås som den totala energin av intermolekylära interaktioner, kemiska bindningar, joniseringsenergin för alla elektroner, bindningsenergin för nukleoner i kärnor och alla andra kända och okända typer av energi som "lagras" av denna kropp. Tecknet "–" beror på att när värme frigörs minskar den inre energin. Det är
U= – Q V .
Om reaktionen sker vid konstant tryck kan systemets volym förändras. Att arbeta för att öka volymen tar också del av den inre energin. I detta fall
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Var Qp– den termiska effekten av en reaktion som sker vid konstant tryck. Härifrån
Q P = – UPPV .
Ett värde lika med U+PV fick namnet entalpiförändring och betecknad med D H.
H=U+PV.
Därav
Q P = – H.
Allteftersom värme frigörs minskar således systemets entalpi. Därav det gamla namnet för denna kvantitet: "värmeinnehåll".
Till skillnad från den termiska effekten kännetecknar en förändring i entalpi en reaktion oavsett om den sker vid konstant volym eller konstant tryck. Termokemiska ekvationer skrivna med hjälp av entalpiändring kallas termokemiska ekvationer i termodynamisk form. I detta fall anges värdet på entalpiändringen under standardförhållanden (25 °C, 101,3 kPa), betecknat H o. Till exempel:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) H o= – 65 kJ.
Beroende på mängden värme som frigörs i reaktionen ( F) från reaktionens termiska effekt ( F o) och mängden ämne ( n B) en av deltagarna i reaktionen (ämne B - utgångsämnet eller reaktionsprodukten) uttrycks med ekvationen:
Här är B mängden av ämne B, specificerad av koefficienten framför formeln för ämne B i den termokemiska ekvationen.
Uppgift
Bestäm mängden väteämne som förbränns i syre om 1694 kJ värme släpptes.
Lösning
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Den termiska effekten av reaktionen mellan kristallint aluminium och gasformigt klor är 1408 kJ. Skriv den termokemiska ekvationen för denna reaktion och bestäm vikten av aluminium som krävs för att producera 2816 kJ värme med hjälp av denna reaktion. 9.4. Endotermiska reaktioner. Entropi Förutom exoterma reaktioner är reaktioner möjliga där värme absorberas, och om den inte tillförs kyls reaktionssystemet. Sådana reaktioner kallas endotermisk. Den termiska effekten av sådana reaktioner är negativ. Till exempel: Således är energin som frigörs under bildningen av bindningar i produkterna från dessa och liknande reaktioner mindre än den energi som krävs för att bryta bindningar i utgångsämnena.
Låt oss ta två kolvar och fylla en av dem med kväve (färglös gas) och den andra med kvävedioxid (brun gas) så att både trycket och temperaturen i kolvarna blir samma. Det är känt att dessa ämnen inte reagerar kemiskt med varandra. Låt oss förbinda kolvarna tätt med deras halsar och installera dem vertikalt, så att kolven med tyngre kvävedioxid är i botten (fig. 9.1). Efter en tid kommer vi att se att brun kvävedioxid gradvis sprider sig in i den övre kolven och färglöst kväve tränger in i den nedre. Som ett resultat blandas gaserna och färgen på innehållet i kolvarna blir densamma. Således,
Anslutningsekvationer mellan entropi ( S) och andra kvantiteter studeras i fysik och fysikalisk kemi kurser. Entropienhet [ S] = 1 J/K. G= H–T S Villkor för spontan reaktion: G< 0. Vid låga temperaturer är den faktor som avgör möjligheten att en reaktion inträffar till stor del energifaktorn, och vid höga temperaturer är det entropifaktorn. Särskilt från ovanstående ekvation är det tydligt varför nedbrytningsreaktioner som inte sker vid rumstemperatur (entropin ökar) börjar inträffa vid förhöjda temperaturer. ENDOTHERM REAKTION, ENTROPI, ENERGIFAKTOR, ENTROPIFAKTOR, GIBBS ENERGI. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) är –46 kJ. Skriv ner den termokemiska ekvationen och beräkna hur mycket energi som behövs för att producera 1 kg koppar från denna reaktion. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ 24,6 liter koldioxid bildades. Bestäm hur mycket värme som slösas bort värdelöst. Hur många gram kalciumoxid bildades? |
Läser in...