ryšio reakcija. Ryšio reakcijos pavyzdžiai

7.1. Pagrindiniai tipai cheminės reakcijos

Medžiagų virsmai, lydimi jų sudėties ir savybių pasikeitimo, vadinami cheminėmis reakcijomis arba cheminės sąveikos. Cheminėse reakcijose atomų branduolių sudėtis nesikeičia.

Reiškiniai, kuriuose forma ar fizinę būseną keičiasi medžiagos arba atomų branduolių sudėtis, vadinami fizikiniais. Pavyzdys fizikiniai reiškiniai yra metalų terminis apdorojimas, kurio metu keičiasi jų forma (kalimas), metalo lydymas, jodo sublimacija, vandens pavertimas ledu ar garais ir kt., taip pat branduolinės reakcijos, kurių metu atsiranda kitų elementų atomai. susidaro iš kai kurių elementų atomų.

Cheminius reiškinius gali lydėti fizinės transformacijos. Pavyzdžiui, dėl cheminių reakcijų galvaninis elementas atsiranda elektros srovė.

Cheminės reakcijos klasifikuojamos pagal įvairius kriterijus.

1. Pagal ženklą šiluminis efektas Visos reakcijos skirstomos į endoterminė(tekanti su šilumos absorbcija) ir egzoterminis(teka išleidžiant šilumą) (žr. § 6.1).

2. Pagal pradinių medžiagų ir reakcijos produktų agregacijos būklę yra:

vienalytės reakcijos, kurioje visos medžiagos yra toje pačioje fazėje:

2 KOH (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (g),

CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g),

SiO 2 (c) + 2 Mg (c) \u003d Si (c) + 2 MgO (c).

nevienalytės reakcijos, medžiagos, kuriose yra skirtingos fazės:

CaO (c) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (c),

CuSO 4 (tirpalas) + 2 NaOH (tirpalas) \u003d Cu (OH) 2 (c) + Na 2 SO 4 (tirpalas),

Na 2 SO 3 (tirpalas) + 2HCl (tirpalas) \u003d 2 NaCl (tirpalas) + SO 2 (g) + H 2 O (l).

3. Pagal gebėjimą tekėti tik į priekį, taip pat į priekį ir atgal, jie išskiria negrįžtamas ir grįžtamasis cheminės reakcijos (žr. § 6.5).

4. Pagal katalizatorių buvimą ar nebuvimą jie skiriasi katalizinis ir nekatalizinis reakcijos (žr. § 6.5).

5. Pagal cheminių reakcijų mechanizmą jos skirstomos į joninės, radikalus ir kiti (dalyvaujant vykstančių cheminių reakcijų mechanizmas organiniai junginiai, apimtas kurse organinė chemija).

6. Pagal atomų, sudarančių reagentus, oksidacijos būseną, vykstančios reakcijos nekeičia oksidacijos būsenos atomų ir pasikeitus atomų oksidacijos būsenai ( redokso reakcijos) (žr. § 7.2) .

7. Pagal pradinių medžiagų ir reakcijos produktų sudėties kitimą išskiriamos reakcijos junginys, skilimas, pakeitimas ir mainai. Šios reakcijos gali vykti ir keičiantis elementų oksidacijos būsenoms, ir be jų, lentelė . 7.1.

7.1 lentelė

Cheminių reakcijų rūšys

	Bendra schema	Reakcijų, vykstančių nekeičiant elementų oksidacijos būsenos, pavyzdžiai	Redokso reakcijų pavyzdžiai
Jungtys (iš dviejų ar daugiau medžiagų susidaro viena nauja medžiaga)		HCl + NH3 \u003d NH4Cl; SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4	H2 + Cl2 \u003d 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
išplėtimai (iš vienos medžiagos susidaro kelios naujos medžiagos)	A = B + C + D	MgCO 3 MgO + CO 2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O	2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2
Pakeitimai (medžiagų sąveikos metu vienos medžiagos atomai pakeičia kitos medžiagos atomus molekulėje)	A + BC = AB + C	CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2	Pb(NO 3) 2 + Zn = Zn(NO3)2 + Pb; Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H 2
(dvi medžiagos keičiasi sudedamosios dalys, sudarydami dvi naujas medžiagas)	AB + CD = AD + CB	AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl; Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

7.2. Redokso reakcijos

Kaip minėta pirmiau, visos cheminės reakcijos yra suskirstytos į dvi grupes:

Cheminės reakcijos, atsirandančios pasikeitus atomų, sudarančių reagentus, oksidacijos būsenai, vadinamos redokso reakcijomis.

Oksidacija yra elektronų donorystės procesas per atomą, molekulę ar joną:

Na o - 1e \u003d Na +;

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+;

H2o-2e \u003d 2H+;

2 Br - - 2e \u003d Br 2 o.

Atsigavimas yra elektronų pridėjimo prie atomo, molekulės ar jono procesas:

S o + 2e = S 2–;

Cr 3+ + e \u003d Cr 2+;

Cl 2 o + 2e \u003d 2Cl -;

Mn 7+ + 5e \u003d Mn 2+.

Atomai, molekulės ar jonai, kurie priima elektronus, vadinami oksidatoriai. restauratoriai yra atomai, molekulės arba jonai, kurie dovanoja elektronus.

Paėmus elektronus, oksidatorius reakcijos eigoje redukuojamas, o reduktorius oksiduojamas. Oksidaciją visada lydi redukcija ir atvirkščiai. Taigi, redukuojančio agento atiduotų elektronų skaičius visada yra lygus oksidatoriaus priimtų elektronų skaičiui.

7.2.1. Oksidacijos būsena

Oksidacijos būsena yra sąlyginis (formalus) atomo krūvis junginyje, apskaičiuojamas darant prielaidą, kad jį sudaro tik jonai. Oksidacijos laipsnis paprastai žymimas arabišku skaitmeniu elemento simbolio viršuje su „+“ arba „–“ ženklu. Pavyzdžiui, Al 3+, S 2–.

Norėdami nustatyti oksidacijos būsenas, vadovaukitės šiomis taisyklėmis:

atomų oksidacijos būsena paprastos medžiagos kirvis yra nulis;

atomų oksidacijos būsenų algebrinė suma molekulėje lygi nuliui, kompleksiniame jone - jono krūvis;

šarminių metalų atomų oksidacijos laipsnis visada yra +1;

vandenilio atomo junginiuose su nemetalais (CH 4, NH 3 ir kt.) oksidacijos būsena yra +1, o su aktyviais metalais jo oksidacijos būsena yra -1 (NaH, CaH 2 ir kt.);

junginiuose esantis fluoro atomas visada turi –1 oksidacijos laipsnį;

deguonies atomo oksidacijos laipsnis junginiuose paprastai yra -2, išskyrus peroksidus (H 2 O 2, Na 2 O 2), kuriuose deguonies oksidacijos laipsnis yra -1, ir kai kurias kitas medžiagas (superoksidus, ozonidus, deguonį). fluoridai).

Didžiausia teigiama elementų oksidacijos būsena grupėje paprastai yra lygi grupės skaičiui. Išimtis yra fluoras, deguonis, nes didžiausia jų oksidacijos būsena yra mažesnė nei grupės, kurioje jie yra, skaičių. Vario pogrupio elementai sudaro junginius, kuriuose jų oksidacijos laipsnis viršija grupės skaičių (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Maksimalus neigiama galia elementų oksidaciją pagrindiniuose periodinės sistemos pogrupiuose galima nustatyti iš aštuonių atėmus grupės skaičių. Anglies atveju tai yra 8 - 4 \u003d 4, fosforo - 8 - 5 \u003d 3.

Pagrindiniuose pogrupiuose, judant iš viršaus į apačią, didžiausios teigiamos oksidacijos būsenos stabilumas mažėja, antriniuose pogrupiuose, atvirkščiai, aukštesnių oksidacijos būsenų stabilumas didėja iš viršaus į apačią.

Oksidacijos laipsnio sampratos sąlygiškumas gali būti parodytas kai kurių neorganinių ir organinių junginių pavyzdžiu. Visų pirma, fosfino (fosforo) H 3 RO 2, fosfono (fosforo) H 3 RO 3 ir fosforo H 3 RO 4 rūgštyse fosforo oksidacijos laipsniai yra atitinkamai +1, +3 ir +5, o visuose šiuose junginiuose. fosforas yra penkiavalentis. Anglies metane CH 4, metanolyje CH 3 OH, formaldehido CH 2 O, skruzdžių rūgštyje HCOOH ir anglies monoksido (IV) CO 2 anglies oksidacijos laipsniai yra atitinkamai –4, –2, 0, +2 ir +4 , o visų šių junginių anglies atomo valentingumas yra keturi.

Nepaisant to, kad oksidacijos būsena yra sąlyginė sąvoka, ji plačiai naudojama ruošiant redokso reakcijas.

7.2.2. Svarbiausios oksiduojančios ir redukuojančios medžiagos

Tipiški oksidatoriai yra:

1. Paprastos medžiagos, kurių atomai turi didelį elektronegatyvumą. Tai, visų pirma, periodinės sistemos VI ir VII grupių pagrindinių pogrupių elementai: deguonis, halogenai. Iš paprastų medžiagų stipriausias oksidatorius yra fluoras.

2. Junginiai, kuriuose yra kai kurių metalų katijonų esant stipriai oksidacijai: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ ir kt.

3. Junginiai, turintys kai kurių kompleksinių anijonų, kurių elementai yra aukštos teigiamos oksidacijos būsenos: 2–, – – ir kt.

Restauratoriai apima:

1. Paprastos medžiagos, kurių atomai turi mažą elektronegatyvumą – aktyvieji metalai. Nemetalai, tokie kaip vandenilis ir anglis, taip pat gali turėti redukuojančių savybių.

2. Kai kurie metalų junginiai, turintys katijonų (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), kurie, dovanodami elektronus, gali padidinti jų oksidacijos būseną.

3. Kai kurie junginiai, turintys tokių paprastų jonų kaip, pavyzdžiui, I -, S 2-.

4. Junginiai, turintys kompleksinių jonų (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, kuriuose elementai, dovanodami elektronus, gali padidinti savo teigiamą oksidacijos būseną.

Laboratorinėje praktikoje dažniausiai naudojami šie oksidatoriai:

kalio permanganatas (KMnO 4);

kalio dichromatas (K 2 Cr 2 O 7);

azoto rūgštis (HNO 3);

koncentruota sieros rūgštis (H2SO4);

vandenilio peroksidas (H 2 O 2);

mangano (IV) ir švino (IV) oksidai (MnO 2, PbO 2);

išlydytas kalio nitratas (KNO 3) ir kai kurių kitų nitratų lydalai.

Laboratorinėje praktikoje naudojamos reduktorius:

magnis (Mg), aliuminis (Al) ir kiti aktyvūs metalai;
vandenilis (H2) ir anglis (C);
kalio jodidas (KI);
natrio sulfidas (Na 2 S) ir vandenilio sulfidas (H 2 S);
natrio sulfitas (Na 2 SO 3);
alavo chloridas (SnCl 2).

7.2.3. Redokso reakcijų klasifikacija

Redokso reakcijos paprastai skirstomos į tris tipus: tarpmolekulines, intramolekulines ir disproporcines reakcijas (savioksidacija-savaiminis atsistatymas).

Tarpmolekulinės reakcijos atsiranda pasikeitus atomų, esančių skirtingose molekulėse, oksidacijos būsenai. Pavyzdžiui:

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.

Į intramolekulinės reakcijos apima tokias reakcijas, kuriose oksidatorius ir reduktorius yra tos pačios molekulės dalis, pavyzdžiui:

(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 .

AT disproporcijos reakcijos(savioksidacija-savigydymas) to paties elemento atomas (jonas) yra ir oksidatorius, ir reduktorius:

Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,

2 NO 2 + 2 NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.

7.2.4. Pagrindinės redokso reakcijų sudarymo taisyklės

Redokso reakcijų paruošimas atliekamas pagal lentelėje pateiktus veiksmus. 7.2.

7.2 lentelė

Redokso reakcijų lygčių sudarymo etapai

	Veiksmas
	Nustatykite oksidatorių ir reduktorių.
	Nustatykite redokso reakcijos produktus.
	Sudarykite elektronų balansą ir naudokite jį medžiagų, kurios keičia oksidacijos būsenas, koeficientus.
	Išdėstykite kitų redokso reakcijoje dalyvaujančių ir susidarančių medžiagų koeficientus.
	Patikrinkite teisingą koeficientų išdėstymą skaičiuodami atomų (dažniausiai vandenilio ir deguonies) kiekį, esantį kairėje ir teisingos dalys reakcijų lygtys.

Apsvarstykite redokso reakcijų sudarymo taisykles, naudodamiesi kalio sulfito ir kalio permanganato sąveikos pavyzdžiu. rūgštinė aplinka:

1. Oksidatoriaus ir redukcijos agento nustatymas

Randasi aukščiausias laipsnis Mangano oksidacija negali paaukoti elektronų. Mn 7+ priims elektronus, t.y. yra oksidatorius.

S 4+ jonas gali paaukoti du elektronus ir eiti į S 6+ , t.y. yra restauratorius. Taigi nagrinėjamoje reakcijoje K 2 SO 3 yra reduktorius, o KMnO 4 yra oksidatorius.

2. Reakcijos produktų nustatymas

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4?

Suteikus elektronui du elektronus, S 4+ pereina į S 6+. Taigi kalio sulfitas (K 2 SO 3) virsta sulfatu (K 2 SO 4). Rūgščioje aplinkoje Mn 7+ priima 5 elektronus, o sieros rūgšties tirpale (terpėje) sudaro mangano sulfatą (MnSO 4). Dėl šios reakcijos taip pat susidaro papildomos kalio sulfato molekulės (dėl kalio jonų, sudarančių permanganatą), taip pat vandens molekulės. Taigi nagrinėjamą reakciją galima parašyti taip:

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.

3. Elektronų balanso sudarymas

Norint sudaryti elektronų balansą, būtina nurodyti tas oksidacijos būsenas, kurios keičiasi nagrinėjamoje reakcijoje:

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.

Mn 7+ + 5 e \u003d Mn 2+;

S 4+ - 2 e \u003d S 6+.

Redukuojančios medžiagos dovanojamų elektronų skaičius turi būti lygus oksidatoriaus priimtų elektronų skaičiui. Todėl reakcijoje turėtų dalyvauti du Mn 7+ ir penki S 4+:

Mn 7+ + 5 e \u003d Mn 2+ 2,

S 4+ - 2 e \u003d S 6+ 5.

Taigi redukuojančios medžiagos (10) atiduotų elektronų skaičius bus lygus oksidatoriaus (10) priimtų elektronų skaičiui.

4. Koeficientų išdėstymas reakcijos lygtyje

Atsižvelgiant į elektronų balansą, prieš K 2 SO 3 reikia įdėti koeficientą 5, o prieš KMnO 4 - 2. Dešinėje pusėje prieš kalio sulfatą dedame koeficientą 6, kadangi viena molekulė pridedama prie penkių K 2 SO 4 molekulių, susidariusių oksiduojant kalio sulfitui K 2 SO 4, jungiantis kalio jonams, kurie sudaro permanganatą. Kadangi reakcijoje dalyvauja kaip oksidatorius du Permanganato molekulės, taip pat susidaro dešinėje pusėje du mangano sulfato molekulės. Norint surišti reakcijos produktus (kalio ir mangano jonus, kurie yra permanganato dalis), būtina trys sieros rūgšties molekulės, todėl dėl reakcijos trys vandens molekules. Galiausiai gauname:

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. Teisingo koeficientų išdėstymo reakcijos lygtyje patikrinimas

Deguonies atomų skaičius kairėje reakcijos lygties pusėje yra:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

Dešinėje pusėje šis skaičius bus:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Vandenilio atomų skaičius kairėje reakcijos lygties pusėje yra šeši ir atitinka šių atomų skaičių dešinėje reakcijos lygties pusėje.

7.2.5. Redokso reakcijų, kuriose dalyvauja tipiški oksidatoriai ir reduktorius, pavyzdžiai

7.2.5.1. Tarpmolekulinės oksidacijos-redukcijos reakcijos

Toliau kaip pavyzdžiais laikomos redokso reakcijos, susijusios su kalio permanganatu, kalio dichromatu, vandenilio peroksidu, kalio nitritu, kalio jodidu ir kalio sulfidu. Redokso reakcijos, kuriose dalyvauja kiti tipiški oksidatoriai ir reduktorius, aptariamos antroje vadovo dalyje („Neorganinė chemija“).

Redokso reakcijos, susijusios su kalio permanganatu

Priklausomai nuo terpės (rūgštinė, neutrali, šarminė), kalio permanganatas, veikdamas kaip oksidatorius, suteikia įvairių redukcijos produktų, pav. 7.1.

Ryžiai. 7.1. Kalio permanganato redukcijos produktų susidarymas įvairiose terpėse

Žemiau pateikiamos KMnO 4 reakcijos su kalio sulfidu kaip reduktoriumi įvairiose terpėse, iliustruojant schemą, pav. 7.1. Šiose reakcijose sulfido jonų oksidacijos produktas yra laisva siera. Šarminėje aplinkoje KOH molekulės nedalyvauja reakcijoje, o tik nustato kalio permanganato redukcijos produktą.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 \u003d 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.

Redokso reakcijos, susijusios su kalio dichromatu

Rūgščioje aplinkoje kalio dichromatas yra stiprus oksidatorius. K 2 Cr 2 O 7 ir koncentruoto H 2 SO 4 (chromo smailės) mišinys plačiai naudojamas laboratorinėje praktikoje kaip oksidatorius. Sąveikaudama su reduktoriumi, viena kalio dichromato molekulė priima šešis elektronus, sudarydama trivalečius chromo junginius:

6 FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 +7 H 2 SO 4 \u003d 3 Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O;

6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 \u003d 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.

Redokso reakcijos, susijusios su vandenilio peroksidu ir kalio nitritu

Vandenilio peroksidas ir kalio nitritas pasižymi daugiausia oksidacinėmis savybėmis:

H 2 S + H 2 O 2 \u003d S + 2 H 2 O,

2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 \u003d I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,

Tačiau sąveikaujant su stipriais oksidatoriais (tokiais kaip, pavyzdžiui, KMnO 4), vandenilio peroksidas ir kalio nitritas veikia kaip reduktorius:

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.

Reikėtų pažymėti, kad, priklausomai nuo terpės, vandenilio peroksidas redukuojamas pagal schemą, parodytą fig. 7.2.

Ryžiai. 7.2. Galimi vandenilio peroksido redukcijos produktai

Tokiu atveju dėl reakcijų susidaro vandens arba hidroksido jonai:

2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,

2 KI + H 2 O 2 \u003d I 2 + 2 KOH.

7.2.5.2. Intramolekulinės redokso reakcijos

Intramolekulinės redokso reakcijos, kaip taisyklė, vyksta kaitinant medžiagas, kurių molekulėse yra reduktorius ir oksidatorius. Intramolekulinių redukcijos-oksidacijos reakcijų pavyzdžiai yra procesai terminis skilimas nitratai ir kalio permanganatas:

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. Disproporcingumo reakcijos

Kaip minėta aukščiau, disproporcijos reakcijose tas pats atomas (jonas) yra ir oksidatorius, ir reduktorius. Apsvarstykite šio tipo reakcijos sudarymo procesą, naudodamiesi sieros sąveikos su šarmu pavyzdžiu.

Būdingos sieros oksidacijos laipsniai: – 2, 0, +4 ir +6. Veikdama kaip reduktorius, elementinė siera atiduoda 4 elektronus:

Taigi – 4e = S 4+.

Siera – Oksidatorius priima du elektronus:

S o + 2e \u003d S 2–.

Taigi dėl sieros disproporcijos reakcijos susidaro junginiai, kurių elemento oksidacijos būsenos – 2 ir dešinė +4:

3 S + 6 KOH \u003d 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.

Kai azoto oksidas (IV) yra neproporcingas šarmams, gaunami nitritai ir nitratas - junginiai, kuriuose azoto oksidacijos laipsniai yra atitinkamai +3 ir +5:

2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,

Dėl chloro disproporcijos šaltame šarmo tirpale susidaro hipochloritas, o karštame - chloratas:

Cl 0 2 + 2 KOH \u003d KCl - + KCl + O + H 2 O,

Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl - + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.

7.3. Elektrolizė

Redokso procesas, kuris vyksta tirpaluose arba išsilydo, kai per juos teka nuolatinė srovė. elektros srovė vadinama elektrolize. Tokiu atveju anijonai oksiduojami prie teigiamo elektrodo (anodo). Katijonai redukuojami ties neigiamu elektrodu (katodu).

2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2.

Su elektrolize vandeniniai tirpalai elektrolitai, kartu su ištirpusios medžiagos virsmais, gali vykti elektrocheminiai procesai, dalyvaujant vandenilio jonams ir vandens hidroksido jonams:

katodas (-): 2 H + + 2e \u003d H 2,

anodas (+): 4 OH - - 4e \u003d O 2 + 2 H 2 O.

Šiuo atveju atkūrimo procesas prie katodo vyksta taip:

1. Aktyvieji metalo katijonai (iki Al 3+ imtinai) prie katodo neredukuojami, vietoj to redukuojamas vandenilis.

2. Metalo katijonai, esantys standartinių elektrodų potencialų serijoje (įtampų serijoje) dešinėje nuo vandenilio, elektrolizės metu redukuojami katode iki laisvų metalų.

3. Metalo katijonai, esantys tarp Al 3+ ir H +, redukuojami prie katodo kartu su vandenilio katijonu.

Procesai, vykstantys vandeniniuose tirpaluose prie anodo, priklauso nuo medžiagos, iš kurios pagamintas anodas. Yra netirpių anodų ( inertiškas) ir tirpus ( aktyvus). Kaip inertinių anodų medžiaga naudojamas grafitas arba platina. Tirpieji anodai gaminami iš vario, cinko ir kitų metalų.

Tirpalų su inertiniu anodu elektrolizės metu gali susidaryti šie produktai:

1. Oksiduojant halogenidų jonus, išsiskiria laisvieji halogenai.

2. Tirpalų, kuriuose yra SO 2 2– , NO 3 – , PO 4 3– anijonų, elektrolizės metu išsiskiria deguonis, t.y. prie anodo oksiduojasi ne šie jonai, o vandens molekulės.

Atsižvelgiant į aukščiau pateiktas taisykles, kaip pavyzdį apsvarstykite NaCl, CuSO 4 ir KOH vandeninių tirpalų elektrolizę su inertiniais elektrodais.

vienas). Tirpale natrio chloridas disocijuoja į jonus.

Kelių reagentų junginio reakcijose santykinai paprasta kompozicija gaunama viena sudėtingesnės sudėties medžiaga:

Paprastai šias reakcijas lydi šilumos išsiskyrimas, t.y. sukelti stabilesnių ir mažiau energijos turinčių junginių susidarymą.

Paprastų medžiagų derinio reakcijos visada yra redoksinio pobūdžio. Sujungimo reakcijos, atsirandančios tarp sudėtingų medžiagų, gali vykti ir nepakeitus valentingumo:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2,

ir būti klasifikuojami kaip redoksas:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.

2. Skilimo reakcijos

Dėl skilimo reakcijų iš vienos sudėtingos medžiagos susidaro keli junginiai:

A = B + C + D.

Sudėtingos medžiagos skilimo produktai gali būti tiek paprastos, tiek sudėtingos medžiagos.

Iš skilimo reakcijų, kurios vyksta nekeičiant valentingumo būsenų, reikia pažymėti kristalinių hidratų, bazių, rūgščių ir deguonies turinčių rūgščių druskų skilimą:


		CuSO 4 + 5H 2 O


		2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2, (NH 4) 2Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Ypač būdingos azoto rūgšties druskų skilimo redokso reakcijos.

Skilimo reakcijos organinėje chemijoje vadinamos krekingu:

C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20,

arba dehidrogenacija

C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2H 2.

3. Pakeitimo reakcijos

Pakeitimo reakcijose paprastai paprasta medžiaga sąveikauja su sudėtinga, sudarydama kitą paprastą medžiagą ir kitą sudėtingą:

A + BC = AB + C.

Šios reakcijos dažniausiai priklauso redokso reakcijoms:

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3,

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,

2KBr + Cl 2 \u003d 2KCl + Br 2,

2KSlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2.

Pakeitimo reakcijų, kurios nėra lydimos valentingumo pasikeitimo, pavyzdžiai atomų būsenos, yra labai mažai. Reikėtų pažymėti silicio dioksido reakciją su deguonies turinčių rūgščių druskomis, kurios atitinka dujinius arba lakiuosius anhidridus:

CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2,

Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 \u003d ZCaSiO 3 + P 2 O 5,

Kartais šios reakcijos laikomos mainų reakcijomis:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + Hcl.

4. Keitimosi reakcijos

Keitimosi reakcijos yra reakcijos tarp dviejų junginių, kurie keičiasi savo sudedamosiomis dalimis tarpusavyje:

AB + CD = AD + CB.

Jei pakeitimo reakcijų metu vyksta redokso procesai, tai mainų reakcijos visada vyksta nekeičiant atomų valentinės būsenos. Tai yra labiausiai paplitusi sudėtingų medžiagų - oksidų, bazių, rūgščių ir druskų - reakcijų grupė:

ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O,

AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,

CrCl 3 + ZNaOH = Cr(OH) 3 + ZNaCl.

Ypatingas šių mainų reakcijų atvejis yra neutralizacijos reakcijos:

Hcl + KOH \u003d KCl + H 2 O.

Paprastai šios reakcijos paklūsta cheminės pusiausvyros dėsniams ir vyksta ta kryptimi, kur bent viena medžiaga pašalinama iš reakcijos sferos dujinės, lakios medžiagos, nuosėdų arba mažos disociacijos (tirpams) junginio pavidalu:

NaHCO 3 + Hcl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2,

Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O,

CH 3 COONa + H 3 RO 4 \u003d CH 3 COOH + NaH 2 RO 4.

9.1. Kas yra cheminės reakcijos

Prisiminkite, kad cheminėmis reakcijomis vadiname bet kokius cheminius gamtos reiškinius. Vykstant cheminei reakcijai vienas sugenda, o susidaro kitas. cheminiai ryšiai. Dėl reakcijos iš kai kurių cheminių medžiagų gaunamos kitos medžiagos (žr. 1 sk.).

Išsipildymas namų darbaiį § 2.5, susipažinote su tradiciniu keturių pagrindinių reakcijų tipų skirstymu iš viso cheminių virsmų rinkinio, tuo pačiu pasiūlėte jų pavadinimus: derinimo, skilimo, pakeitimo ir mainų reakcijos.

Sudėtinių reakcijų pavyzdžiai:

C + O 2 \u003d CO 2; (vienas)
Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)

Skilimo reakcijų pavyzdžiai:

2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)

Pakeitimo reakcijų pavyzdžiai:

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 \u003d 2NaCl + I 2; (aštuonios)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (devyni)

Keitimosi reakcijos- cheminės reakcijos, kurių metu pradinės medžiagos tarsi keičiasi savo sudedamosiomis dalimis.

Mainų reakcijų pavyzdžiai:

Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (dešimt)
HCl + KNO 2 \u003d KCl + HNO 2; (vienuolika)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)

Tradicinė cheminių reakcijų klasifikacija neapima visos jų įvairovės – be keturių pagrindinių tipų reakcijų, yra ir daug sudėtingesnių reakcijų.
Kitų dviejų tipų cheminių reakcijų pasirinkimas grindžiamas dviejų svarbiausių necheminių dalelių – elektrono ir protono – dalyvavimu.
Kai kurių reakcijų metu vyksta visiškas arba dalinis elektronų perkėlimas iš vieno atomo į kitą. Šiuo atveju keičiasi pradines medžiagas sudarančių elementų atomų oksidacijos būsenos; iš pateiktų pavyzdžių tai yra 1, 4, 6, 7 ir 8 reakcijos. Šios reakcijos vadinamos redokso.

Kitoje reakcijų grupėje vandenilio jonas (H +), tai yra protonas, pereina iš vienos reaguojančios dalelės į kitą. Tokios reakcijos vadinamos rūgščių-šarmų reakcijos arba protonų perdavimo reakcijos.

Tarp pateiktų pavyzdžių tokios reakcijos yra 3, 10 ir 11 reakcijos. Pagal analogiją šioms reakcijoms redokso reakcijos kartais vadinamos elektronų perdavimo reakcijos. Su RIA susipažinsite § 2, o su KOR – kituose skyriuose.

SUJUNGTINĖS REAKCIJOS, SKILDIMO REAKCIJOS, PAKEITIMO REAKCIJOS, MAITINIMO REAKCIJOS, REDOKSO REAKCIJOS, RŪGŠČIŲ-ŠARMŲ REAKCIJOS.
Parašykite reakcijų lygtis pagal šias schemas:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2 AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3 (PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Nurodykite tradicinį reakcijos tipą. Atkreipkite dėmesį į redokso ir rūgščių-šarmų reakcijas. Redokso reakcijose nurodykite atomų, kurių elementų oksidacijos būseną keičiasi.

9.2. Redokso reakcijos

Apsvarstykite redokso reakciją, kuri vyksta aukštakrosnėse pramoninės geležies (tiksliau, ketaus) gamybos metu iš geležies rūdos:

Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.

Nustatykime atomų, sudarančių ir pradines medžiagas, ir reakcijos produktus, oksidacijos būsenas


Fe2O3	+		=	2Fe	+

Kaip matote, dėl reakcijos padidėjo anglies atomų oksidacijos būsena, sumažėjo geležies atomų, o deguonies atomų oksidacijos būsena liko nepakitusi. Dėl šios priežasties anglies atomai šioje reakcijoje oksidavosi, tai yra, jie prarado elektronus ( oksiduotas), o geležies atomus – redukcijai, tai yra, jie prijungė elektronus ( atsigavo) (žr. § 7.16). Norint apibūdinti OVR, naudojamos sąvokos oksidatorius ir reduktorius.

Taigi mūsų reakcijoje oksiduojantys atomai yra geležies atomai, o redukuojantys atomai yra anglies atomai.

Mūsų reakcijoje oksidatorius yra geležies (III) oksidas, o reduktorius yra anglies (II) oksidas.
Tais atvejais, kai oksiduojantys atomai ir redukuojantys atomai yra tos pačios medžiagos dalis (pavyzdys: 6 reakcija iš ankstesnės pastraipos), sąvokos „oksiduojanti medžiaga“ ir „redukuojanti medžiaga“ nenaudojamos.
Taigi tipiškos oksiduojančios medžiagos yra medžiagos, turinčios atomų, kurie linkę pridėti elektronų (visus arba iš dalies), sumažindami jų oksidacijos būseną. Iš paprastų medžiagų tai daugiausia halogenai ir deguonis, kiek mažesniu mastu siera ir azotas. Iš sudėtingos medžiagos- medžiagos, turinčios aukštesnės oksidacijos būsenų atomus, kurie nėra linkę sudaryti paprastų jonų šiose oksidacijos būsenose: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 ( Cl + V), KClO 4 (Cl + VII) ir kt.
Tipinės reduktorius yra medžiagos, turinčios atomų, kurie linkę atiduoti visus arba iš dalies elektronus, padidindami jų oksidacijos būseną. Iš paprastų medžiagų tai yra vandenilis, šarminiai ir šarminių žemių metalai, taip pat aliuminis. Iš kompleksinių medžiagų - H 2 S ir sulfidai (S -II), SO 2 ir sulfitai (S + IV), jodidai (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III) ir kt.
AT bendras atvejis beveik visos sudėtingos ir daugelis paprastų medžiagų gali turėti ir oksiduojančių, ir redukuojančių savybių. Pavyzdžiui:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 yra stiprus reduktorius);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 yra silpnas oksidatorius);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C yra reduktorius);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C yra oksidatorius).
Grįžkime prie reakcijos, kurią aptarėme šio skyriaus pradžioje.


Fe2O3	+		=	2Fe	+

Atkreipkite dėmesį, kad dėl reakcijos oksiduojantys atomai (Fe + III) virto redukuojančiais atomais (Fe 0), o redukuojantys atomai (C + II) – oksiduojančiais atomais (C + IV). Bet CO 2 bet kokiomis sąlygomis yra labai silpnas oksidatorius, o geležis, nors ir yra reduktorius, tokiomis sąlygomis yra daug silpnesnė už CO. Todėl reakcijos produktai nereaguoja vienas su kitu, o atvirkštinė reakcija nevyksta. Aukščiau pateiktas pavyzdys yra bendro principo, kuris nustato OVR srauto kryptį, iliustracija:

Redokso reakcijos vyksta silpnesnio oksidatoriaus ir silpnesnio redukcijos agento susidarymo kryptimi.

Medžiagų redokso savybes galima palyginti tik tokiomis pačiomis sąlygomis. Kai kuriais atvejais šis palyginimas gali būti atliktas kiekybiškai.
Atlikdami pirmos šio skyriaus pastraipos namų darbus, pamatėte, kad kai kuriose reakcijos lygtyse (ypač OVR) yra gana sunku rasti koeficientus. Siekiant supaprastinti šią užduotį redokso reakcijų atveju, naudojami šie du metodai:
a) elektroninio balanso metodas ir
b) elektronų-jonų balanso metodas.
Dabar studijuosite elektronų balanso metodą, o elektronų jonų balanso metodas dažniausiai mokomasi aukštosiose mokyklose.
Abu šie metodai pagrįsti tuo, kad elektronai cheminėse reakcijose niekur nedingsta ir niekur neatsiranda, tai yra, atomų priimtų elektronų skaičius yra lygus kitų atomų atiduotų elektronų skaičiui.
Paaukotų ir gautų elektronų skaičius elektronų balanso metodu nustatomas pagal atomų oksidacijos būsenos pokytį. Taikant šį metodą, būtina žinoti tiek pradinių medžiagų, tiek reakcijos produktų sudėtį.
Apsvarstykite elektroninio balanso metodo taikymą naudodami pavyzdžius.

1 pavyzdys Sudarykite geležies ir chloro reakcijos lygtį. Yra žinoma, kad tokios reakcijos produktas yra geležies (III) chloridas. Parašykime reakcijos schemą:

Fe + Cl 2 FeCl 3 .

Nustatykime visų elementų, sudarančių reakcijoje dalyvaujančias medžiagas, atomų oksidacijos būsenas:

Geležies atomai dovanoja elektronus, o chloro molekulės juos priima. Mes išreiškiame šiuos procesus elektronines lygtis:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 e-\u003d 2Cl -I.

Kad pateiktų elektronų skaičius būtų lygus gautų elektronų skaičiui, pirmoji elektroninė lygtis turi būti padauginta iš dviejų, o antroji iš trijų:

Fe-3 e- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 e– = 2Cl –I

2Fe - 6 e- \u003d 2Fe + III,
3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I.

Į reakcijos schemą įvedę koeficientus 2 ir 3, gauname reakcijos lygtį:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.

2 pavyzdys Sudarykite baltojo fosforo degimo reakcijos chloro pertekliumi lygtį. Yra žinoma, kad fosforo (V) chloridas susidaro tokiomis sąlygomis:

				+V–I
P4	+	Cl2		PCl 5.

Baltojo fosforo molekulės atiduoda elektronus (oksiduojasi), o chloro molekulės juos priima (sumažėja):

P4-20 e– = 4P + V
Cl2 + 2 e– = 2Cl –I

1
10

2
20

P4-20 e– = 4P + V
Cl2 + 2 e– = 2Cl –I

P4-20 e– = 4P + V
10Cl 2 + 20 e– = 20Cl –I

Iš pradžių gauti koeficientai (2 ir 20) turėjo bendrą daliklį, kuriuo (kaip būsimi koeficientai reakcijos lygtyje) buvo padalinti. Reakcijos lygtis:

P 4 + 10Cl 2 \u003d 4PCl 5.

3 pavyzdys Sudarykite lygtį reakcijai, kuri vyksta skrudinant geležies (II) sulfidą deguonimi.

Reakcijos schema:

				+III –II		+IV –II
	+	O2			+

Šiuo atveju oksiduojasi ir geležies (II), ir sieros (–II) atomai. Geležies(II) sulfido sudėtyje yra šių elementų atomų santykiu 1:1 (žr. paprasčiausia formulė).
Elektroninis balansas:

4	Fe + II - e– = Fe +III S-II-6 e– = S + IV	Iš viso atiduokite 7 e –
7	O 2 + 4e - \u003d 2O - II

Reakcijos lygtis: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

4 pavyzdys. Sudarykime lygtį reakcijai, kuri vyksta degant geležies (II) disulfidui (piritui) deguonimi.

Reakcijos schema:

				+III –II		+IV –II
	+	O2			+

Kaip ir ankstesniame pavyzdyje, čia taip pat oksiduojami ir geležies (II) atomai, ir sieros atomai, tačiau jų oksidacijos būsena yra I. Šių elementų atomai į pirito sudėtį įeina santykiu 1:2 (žr. indeksus). pagal paprasčiausią formulę). Būtent šiuo atžvilgiu reaguoja geležies ir sieros atomai, į kuriuos atsižvelgiama sudarant elektroninį balansą:

	Fe+III – e– = Fe +III 2S-I-10 e– = 2S +IV	Iš viso duok 11 e –
	O 2 + 4 e– = 2O –II

Reakcijos lygtis: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Yra ir sudėtingesnių OVR atvejų, kai kuriuos iš jų pažinsite atlikę namų darbus.

OKSIDUOTOJO ATOMAS, REDUKTORIAUS ATOMAS, OKSIDATORIAUS MEDŽIAGA, REDUKTORIAUS MEDŽIAGA, ELEKTRONŲ BALANSO METODAS, ELEKTRONINĖS LYGTYBĖS.
1. Padarykite elektroninį balansą kiekvienai OVR lygčiai, pateiktai šio skyriaus 1 dalies tekste.
2. Sudarykite OVR lygtis, kurias atradote atlikdami šio skyriaus 1 dalies užduotį. Šį kartą koeficientams nustatyti naudokite elektroninio balanso metodą. 3. Elektroninio balanso metodu parašykite reakcijų lygtis, atitinkančias toliau nurodytos schemos: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na2O2 + Na Na2O;
d) Al + Br2 AlBr3;
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) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( 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) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).

9.3. egzoterminės reakcijos. Entalpija

Kodėl vyksta cheminės reakcijos?
Norėdami atsakyti į šį klausimą, prisiminkime, kodėl atskiri atomai jungiasi į molekules, kodėl iš izoliuotų jonų susidaro joninis kristalas, kodėl formuojantis atomo elektroniniam apvalkalui veikia mažiausios energijos principas. Atsakymas į visus šiuos klausimus yra tas pats: nes tai naudinga energetiškai. Tai reiškia, kad tokių procesų metu išsiskiria energija. Atrodytų, kad cheminės reakcijos turėtų vykti dėl tos pačios priežasties. Iš tiesų, gali būti atlikta daug reakcijų, kurių metu išsiskiria energija. Energija išsiskiria, dažniausiai šilumos pavidalu.

Jei egzoterminės reakcijos metu šiluma neturi laiko pasišalinti, tada reakcijos sistema įkaista.
Pavyzdžiui, metano degimo reakcijoje

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

išsiskiria tiek šilumos, kad metanas naudojamas kaip kuras.
Tai, kad šioje reakcijoje išsiskiria šiluma, gali atsispindėti reakcijos lygtyje:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + K.

Šis vadinamasis termocheminė lygtis. Čia yra simbolis „+ K“ reiškia, kad deginant metaną išsiskiria šiluma. Ši šiluma vadinama reakcijos terminis efektas.
Iš kur atsiranda išsiskirianti šiluma?
Jūs žinote, kad cheminių reakcijų metu nutrūksta ir susidaro cheminiai ryšiai. Šiuo atveju ryšiai nutrūksta tarp anglies ir vandenilio atomų CH 4 molekulėse, taip pat tarp deguonies atomų O 2 molekulėse. Tokiu atveju susidaro nauji ryšiai: tarp anglies ir deguonies atomų CO 2 molekulėse ir tarp deguonies ir vandenilio atomų H 2 O molekulėse. Norint nutraukti ryšius, reikia eikvoti energiją (žr. „ryšio energija“, „purškimo energija“). ), o formuojant ryšius išsiskiria energija. Akivaizdu, kad jei „naujieji“ ryšiai yra stipresni už „senuosius“, tada energijos bus išleista daugiau nei sugerta. Skirtumas tarp išsiskiriančios ir sugertos energijos yra reakcijos terminis efektas.
Šiluminis efektas (šilumos kiekis) matuojamas kilodžauliais, pavyzdžiui:

2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.

Toks rekordas reiškia, kad, dviem moliams vandenilio reaguoti su vienu moliu deguonies ir susidarys du moliai dujinio vandens (garų), išsiskirs 484 kilodžauliai šilumos.

Taigi, termocheminėse lygtyse koeficientai skaitine tvarka lygūs reagentų ir reakcijos produktų medžiagos kiekiams.

Kas lemia kiekvienos konkrečios reakcijos šiluminį efektą?
Reakcijos terminis efektas priklauso
a) nuo agregatinės būsenos pradinės medžiagos ir reakcijos produktai,
b) apie temperatūrą ir
c) ar cheminė transformacija vyksta esant pastoviam tūriui ar pastoviam slėgiui.
Reakcijos šiluminio poveikio priklausomybė nuo medžiagų agregacijos būsenos atsiranda dėl to, kad perėjimo iš vienos agregacijos būsenos į kitą procesus (kaip ir kai kuriuos kitus fizinius procesus) lydi šilumos išsiskyrimas arba sugėrimas. Tai taip pat galima išreikšti termochemine lygtimi. Pavyzdys yra termocheminė vandens garų kondensacijos lygtis:

H2O (g) \u003d H2O (g) + K.

Termocheminėse lygtyse ir, jei reikia, įprastose cheminėse lygtyse medžiagų suminės būsenos nurodomos raidiniais indeksais:
d) – dujos,
g) – skystis,
(t) arba (cr) yra kieta arba kristalinė medžiaga.
Šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros siejama su šilumos talpų skirtumais pradinės medžiagos ir reakcijos produktai.
Kadangi dėl egzoterminės reakcijos esant pastoviam slėgiui sistemos tūris visada didėja, dalis energijos išleidžiama tūrio didinimo darbams, o išsiskirianti šiluma bus mažesnė nei tos pačios reakcijos atveju. esant pastoviam tūriui.
Šiluminis reakcijų poveikis paprastai apskaičiuojamas reakcijoms, vykstančioms esant pastoviam tūriui 25 °C temperatūroje ir žymimas simboliu K o.
Jei energija išsiskiria tik šilumos pavidalu, o cheminė reakcija vyksta esant pastoviam tūriui, tada reakcijos terminis efektas ( QV) yra lygus pokyčiui vidinė energija(D U) medžiagos, dalyvaujančios reakcijoje, bet su priešingu ženklu:

Q V = - U.

Vidinė kūno energija suprantama kaip bendra tarpmolekulinių sąveikų, cheminių ryšių, visų elektronų jonizacijos energija, nukleonų jungčių energija branduoliuose ir visos kitos žinomos ir nežinomos energijos rūšys, kurias „saugo“ šis kūnas. „–“ ženklas atsiranda dėl to, kad išsiskiriant šilumai sumažėja vidinė energija. T.y

U= – QV .

Jei reakcija vyksta esant pastoviam slėgiui, gali pasikeisti sistemos tūris. Dalis vidinės energijos taip pat išleidžiama darbui didinant apimtis. Tokiu atveju

U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),

kur Qp yra reakcijos, vykstančios esant pastoviam slėgiui, terminis efektas. Iš čia

Q P = - AUKŠTYNV .

Vertė, lygi U+PV buvo pavadintas entalpijos pokytis ir žymimas D H.

H=U+PV.

Vadinasi

Q P = - H.

Taigi, kai išsiskiria šiluma, sistemos entalpija mažėja. Iš čia ir kilęs senas šio kiekio pavadinimas: „šilumos kiekis“.
Priešingai nei šiluminis efektas, entalpijos pokytis apibūdina reakciją, neatsižvelgiant į tai, ar ji vyksta esant pastoviam tūriui ar pastoviam slėgiui. Vadinamos termocheminės lygtys, parašytos naudojant entalpijos pokyčius termocheminės lygtys termodinamine forma. Šiuo atveju pateikiama entalpijos pokyčio reikšmė standartinėmis sąlygomis (25 °C, 101,3 kPa), žymima H apie. Pavyzdžiui:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H apie= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (kr) H apie= - 65 kJ.

Reakcijoje išsiskiriančios šilumos kiekio priklausomybė ( K) nuo reakcijos terminio poveikio ( K o) ir medžiagos kiekis ( n B) vienas iš reakcijos dalyvių (medžiaga B – pradinė medžiaga arba reakcijos produktas) išreiškiamas lygtimi:

Čia B yra medžiagos B kiekis, nurodytas koeficientu prieš medžiagos B formulę termocheminėje lygtyje.

Užduotis

Nustatykite deguonyje sudegusios vandenilio medžiagos kiekį, jei išsiskyrė 1694 kJ šilumos.

Sprendimas

2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.

Q = 1694 kJ, 6. Kristalinio aliuminio sąveikos su dujiniu chloru reakcijos šiluminis efektas yra 1408 kJ. Užrašykite šios reakcijos termocheminę lygtį ir nustatykite aliuminio masę, reikalingą 2816 kJ šilumos gamybai naudojant šią reakciją.
7. Nustatykite šilumos kiekį, išsiskiriantį degant ore 1 kg anglių, turinčių 90 % grafito, jei grafito degimo reakcijos deguonyje šiluminis efektas yra 394 kJ.

9.4. endoterminės reakcijos. Entropija

Be egzoterminių reakcijų, galimos reakcijos, kurių metu sugeriama šiluma, o jei ji nepaduodama, reakcijos sistema atšaldoma. Tokios reakcijos vadinamos endoterminė.

Tokių reakcijų terminis poveikis yra neigiamas. Pavyzdžiui:
CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - Q,
2HgO (cr) \u003d 2Hg (g) + O 2 (g) - Q,
2AgBr (cr) \u003d 2Ag (cr) + Br 2 (g) - Q.

Taigi energija, išsiskirianti susidarant ryšiams šių ir panašių reakcijų produktuose, yra mažesnė už energiją, reikalingą pradinių medžiagų ryšiams nutraukti.
Kokia yra tokių reakcijų atsiradimo priežastis, nes jos energetiškai nepalankios?
Kadangi tokios reakcijos galimos, tai reiškia, kad jas sukelia kažkoks nežinomas veiksnys. Pabandykime jį surasti.

Paimkime dvi kolbas ir vieną iš jų pripildykime azoto (bespalvės dujos), o kitą – azoto dioksidu (rudosios dujos), kad ir slėgis, ir temperatūra kolbose būtų vienodi. Yra žinoma, kad šios medžiagos tarpusavyje nereaguoja. Tvirtai sujungiame kolbas su kakliukais ir pastatome vertikaliai, kad kolba su sunkesniu azoto dioksidu būtų apačioje (9.1 pav.). Po kurio laiko pamatysime, kad į viršutinę kolbą pamažu sklinda rudas azoto dioksidas, o į apatinę – bespalvis azotas. Dėl to dujos susimaišo, kolbų turinio spalva tampa vienoda.
Kas sukelia dujų maišymąsi?
Chaotiškas terminis molekulių judėjimas.
Aukščiau pateikta patirtis rodo, kad spontaniškai, be jokios mūsų (išorinės) įtakos, gali vykti procesas, kurio šiluminis efektas lygus nuliui. Ir tikrai lygu nuliui, nes tokiu atveju cheminės sąveikos nėra (cheminiai ryšiai nenutrūksta ir nesusidaro), o tarpmolekulinė sąveika dujose yra nereikšminga ir praktiškai vienoda.
Stebimas reiškinys yra ypatingas visuotinio Gamtos dėsnio pasireiškimo atvejis, pagal kurį sistemos, susidedančios iš daugybės dalelių, visada būna kiek įmanoma netvarkingesnės.
Tokio sutrikimo matas yra fizinis dydis, vadinamas entropija.

Taigi,

Kuo DAUGIAU UŽSAKYMO – tuo MAŽĖSĖS ENTROPIJAS,
MAŽIAU UŽSAKYMO – DAUGIAU ENTROPIJOS.

Ryšių lygtys tarp entropijos ( S) ir kiti dydžiai tiriami fizikos ir fizikinės chemijos kursuose. Entropijos vienetas [ S] = 1 J/K.
Entropija didėja, kai medžiaga kaitinama, ir mažėja, kai ji aušinama. Ypač stipriai jis didėja medžiagai pereinant iš kietos į skystą ir iš skystos į dujinę būseną.
Kas atsitiko mūsų patirtimi?
Maišant du skirtingos dujos sutrikimo laipsnis padidėjo. Vadinasi, sistemos entropija išaugo. Esant nuliui šiluminiam efektui, tai buvo spontaniško proceso tekėjimo priežastis.
Jei dabar norime atskirti sumaišytas dujas, tai turime atlikti darbą , tai yra išleisti tam energiją. Spontaniškai (dėl šiluminio judėjimo) susimaišiusios dujos niekada neatsiskirs!
Taigi, mes atradome du veiksnius, lemiančius daugelio procesų, įskaitant chemines reakcijas, galimybę:
1) sistemos noras kuo mažiau energijos ( energijos faktorius) ir
2) sistemos polinkis į maksimalią entropiją ( entropijos faktorius).
Dabar pažiūrėkime, kaip įvairūs šių dviejų veiksnių deriniai veikia cheminių reakcijų galimybę.
1. Jeigu dėl siūlomos reakcijos reakcijos produktų energija pasirodo esanti mažesnė už pradinių medžiagų energiją, o entropija didesnė ("nuokalnėn iki daugiau netvarkos"), tai tokia reakcija gali tęsti ir bus egzoterminis.
2. Jeigu dėl siūlomos reakcijos reakcijos produktų energija pasirodo esanti didesnė už pradinių medžiagų energiją, o entropija mažesnė ("įkalnėn į aukštesnę eilę"), tai tokia reakcija neatsiranda.
3. Jei siūlomoje reakcijoje veikia energijos ir entropijos veiksniai skirtingos pusės(„nuokalnėn, bet link didesnės tvarkos“ arba „įkalnėn, bet link didesnės netvarkos“), tuomet be specialių skaičiavimų apie tokios reakcijos atsiradimo galimybę nieko negalima pasakyti („kas nusvers“). Pagalvokite, kurie iš šių atvejų yra endoterminės reakcijos.
Galimybę įvykti cheminei reakcijai galima įvertinti apskaičiuojant fizikinio dydžio reakcijos eigos pokytį, kuris priklauso ir nuo entalpijos, ir nuo entropijos kitimo šioje reakcijoje. Toks fizinis kiekis paskambino Gibbso energija(XIX a. amerikiečių fizikinio chemiko Josiah Willard Gibbs garbei).

G= H-T S

Spontaniškos reakcijos atsiradimo sąlyga:

G< 0.

At žemos temperatūros veiksnys, labiau nulemiantis reakcijos galimybę, yra energijos faktorius, o esant dideliam - entropinis. Visų pirma iš aukščiau pateiktos lygties aišku, kodėl netekanti at kambario temperatūra skilimo reakcijos (entropija didėja) pradeda vykti aukštesnėje temperatūroje.

ENDOTERMINĖ REAKCIJA, ENTROPIJA, ENERGIJOS FAKTORIUS, ENTROPIJOS FAKTORIUS, GIBBS ENERGIJA.
1. Pateikite jums žinomų endoterminių procesų pavyzdžių.
2. Kodėl natrio chlorido kristalo entropija yra mažesnė nei iš šio kristalo gauto lydalo entropija?
3. Vario redukcijos reakcijos iš jo oksido su anglimi šiluminis poveikis

2CuO (cr) + C (grafitas) \u003d 2Cu (cr) + CO 2 (g)

yra -46 kJ. Užrašykite termocheminę lygtį ir apskaičiuokite, kiek energijos jums reikia išleisti, kad tokios reakcijos metu gautumėte 1 kg vario.
4. Kalcinuojant kalcio karbonatą, išeikvota 300 kJ šilumos. Tuo pačiu, pagal reakciją

CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ

Susidarė 24,6 litro anglies dvideginio. Nustatykite, kiek šilumos buvo iššvaistyta nenaudingai. Kiek gramų kalcio oksido susidarė šiuo atveju?
5. Kalcinuojant magnio nitratą susidaro magnio oksidas, azoto dioksido dujos ir deguonis. Reakcijos šiluminis efektas –510 kJ. Sudarykite termocheminę lygtį ir nustatykite, kiek šilumos buvo sugerta, jei išsiskyrė 4,48 litro deguonies. Kokia yra suirusio magnio nitrato masė?

Cheminių reakcijų metu iš vienos medžiagos gaunamos kitos medžiagos (nepainioti su branduolinėmis reakcijomis, kuriose viena cheminis elementas virsta kitu).

Bet kuri cheminė reakcija apibūdinama chemine lygtimi:

Reagentai → Reakcijos produktai

Rodyklė rodo reakcijos kryptį.

Pavyzdžiui:

Šioje reakcijoje metanas (CH 4) reaguoja su deguonimi (O 2), todėl susidaro anglies dioksidas (CO 2) ir vanduo (H 2 O), tiksliau, vandens garai. Būtent tokia reakcija nutinka jūsų virtuvėje, kai uždegate dujinį degiklį. Lygtis turėtų būti skaitoma taip: viena metano dujų molekulė reaguoja su dviem deguonies dujų molekulėmis, todėl susidaro viena anglies dioksido ir dvi vandens (garų) molekulės.

Skaičiai prieš cheminės reakcijos komponentus vadinami reakcijos komponentai.

Cheminės reakcijos yra endoterminė(su energijos absorbcija) ir egzoterminis(su energijos išleidimu). Metano degimas yra tipiškas egzoterminės reakcijos pavyzdys.

Yra keletas cheminių reakcijų tipų. Dažniausiai:

sudėtinės reakcijos;
skilimo reakcijos;
vienkartinės pakeitimo reakcijos;
dvigubo pakeitimo reakcijos;
oksidacijos reakcijos;
redokso reakcijos.

1. Ryšio reakcijos

Sudėtinėje reakcijoje mažiausiai du elementai sudaro vieną produktą:

2Na (t) + Cl2 (g) → 2NaCl (t)- druskos susidarymas.

Reikėtų atkreipti dėmesį į esminį junginių reakcijų niuansą: priklausomai nuo reakcijos sąlygų ar reagentų, dalyvaujančių reakcijoje, proporcijų, jos rezultatas gali būti skirtingi produktai. Pavyzdžiui, kada normaliomis sąlygomis Deginant anglį susidaro anglies dioksidas: C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Jei deguonies kiekis yra nepakankamas, tai mirtina smalkės: 2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

2. Skilimo reakcijos

Šios reakcijos iš esmės yra priešingos junginio reakcijoms. Dėl skilimo reakcijos medžiaga skyla dar į dvi (3, 4...) dalis paprastas elementas(jungtys):

2H 2O (g) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- vandens skilimas
2H 2O 2 (g) → 2H2 (g) O + O 2 (g)- vandenilio peroksido skilimas

3. Vieno pakeitimo reakcijos

Dėl vienos pakeitimo reakcijų aktyvesnis elementas pakeičia mažiau aktyvų elementą junginyje:

Zn (t) + CuSO 4 (tirpalas) → ZnSO 4 (tirpalas) + Cu (t)

Vario sulfato tirpale esantis cinkas išstumia mažiau aktyvų varį, todėl susidaro cinko sulfato tirpalas.

Metalų aktyvumo laipsnis didėjančia aktyvumo tvarka:

Aktyviausi yra šarminiai ir šarminių žemių metalai.

Pirmiau nurodytos reakcijos joninė lygtis bus tokia:

Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)

Joninė jungtis CuSO 4, ištirpusi vandenyje, suyra į vario katijoną (krūvis 2+) ir anijoninį sulfatą (krūvis 2-). Dėl pakeitimo reakcijos susidaro cinko katijonas (kuris turi tokį patį krūvį kaip ir vario katijonas: 2-). Atkreipkite dėmesį, kad sulfato anijonas yra abiejose lygties pusėse, ty pagal visas matematikos taisykles jį galima sumažinti. Rezultatas yra jonų molekulinė lygtis:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

4. Dvigubo pakeitimo reakcijos

Dvigubo pakeitimo reakcijose du elektronai jau yra pakeisti. Tokios reakcijos dar vadinamos mainų reakcijos. Šios reakcijos vyksta tirpale ir susidaro:

netirpi kieta medžiaga (nusėdimo reakcija);
vanduo (neutralizacijos reakcijos).

Kritulių reakcijos

Sumaišius sidabro nitrato (druskos) tirpalą su natrio chlorido tirpalu, susidaro sidabro chloridas:

Molekulinė lygtis: KCl (tirpalas) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)

Joninė lygtis: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Molekulinė-joninė lygtis: Cl - + Ag + → AgCl (t)

Jei junginys yra tirpus, jis bus joninės formos tirpale. Jei junginys netirpus, jis nusodins, sudarydamas kietą medžiagą.

Neutralizacijos reakcijos

Tai reakcijos tarp rūgščių ir bazių, kurių metu susidaro vandens molekulės.

Pavyzdžiui, sieros rūgšties tirpalo ir natrio hidroksido (šarmo) tirpalo maišymo reakcija:

Molekulinė lygtis: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

Joninė lygtis: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Molekulinė-joninė lygtis: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (g) arba H + + OH - → H 2 O (g)

5. Oksidacijos reakcijos

Tai yra medžiagų sąveikos su ore esančiu dujiniu deguonimi reakcijos, kurių metu, kaip taisyklė, didelis skaičius energijos šilumos ir šviesos pavidalu. Tipiška reakcija oksidacija yra degimas. Pačioje šio puslapio pradžioje pateikiama metano sąveikos su deguonimi reakcija:

CH4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

Metanas reiškia angliavandenilius (anglies ir vandenilio junginius). Kai angliavandenilis reaguoja su deguonimi, išsiskiria daug šilumos energijos.