| Скачать .docx |
Реферат: Классификация химических реакций 3
Лекция 2.
Химические реакции. Классификация химических реакций.
Окислительно-восстановительные реакции
Вещества, взаимодействуя друг с другом подвергаются различным изменениям и превращениям. Например, уголь, сгорая образует углекислый газ. Бериллий, взаимодействуя с кислородом воздуха превращается в оксид бериллия.
Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающихся от исходных составом и свойствами и при этом не происходит изменения состава ядер атомов называются химическими . Окисление железа, горение, получение металлов из руд – все это химические явления.
Следует различать химические и физические явления.
При физических явлениях изменяется форма или физическое состояние вещества или образуются новые вещества за счет изменения состава ядер атомов . Например, при взаимодействии газообразного аммиакам с жидким азотом, аммиак переходит вначале в жидкое, а затем в твердое состояние. Это не химическое, а физическое явление, т.к. состав вещества не меняется. Некоторые явления, приводящие к образованию. Новых веществ относятся к физическим. Таковы например, ядерные реакции в результате которых из ядер одних элементов образуются атомы других.
Физические явления, т.к. и химические широко распространены: протекание электрического тока по металлическому проводнику, ковка и плаваление металла, выделение теплоты, превращение воды в лед или пар. И т.д.
Химические явления всегда сопровождаются физическими. Например, при сгорании магния выделяется теплота и свет, в гальваническом элементе в результате химической реакции возникает электрический ток.
В соответствии с атомно-молекулярным учением и законом сохранения массы вещества из атомов вступивших в реакцию веществ, образуются новые вещества как простые так и сложные, причем общее число атомов каждого элемента всегда остается постоянным.
Химические явления возникают благодаря протеканию химических реакций.
Химические реакции классифицируют по различным признакам.
1.По признаку выделения или поглощения теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими. Например, реакция образования хлористого водорода из водорода и хлора:
Н2 +СI2 =2HCI+184,6 кДж
Реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды, называются эндотермическими. Например, реакция образования оксида азота (II) из азота и кислорода, которая протекает при высокой температуре:
N2 +O2 =2NO – 180,8кДж
Количество, выделенной или поглощенной в результате реакции теплоты называют тепловым эффектом реакции. Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций называется термохимией. Об этом мы подробно поговорим при изучении раздела «Энергетика химических реакций».
2. По признаку изменения числа исходных и конечных веществ реакции подразделяют на следующие типы: соединения, разложения и обмена .
Реакции в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество называются реакциями соединения :
Например, взаимодействие хлористого водорода с аммиаком:
HCI + NH3 = NH4 CI
Или горение магния:
2Mg + O2 = 2MgO
Реакции в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ называются реакциями разложения .
Например реакция разложения иодида водорода
2HI = H2 + I2
Или разложение перманганата калия:
2KmnO4 = K2mnO4 + mnO2 + O2
Реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества называются реакциями замещения.
Например, замещение свинца цинком в нитрате свинца (II):
Pb(NO3 )2 + Zn =Zn(NO3 )2 + Pb
Или вытеснение брома хлором:
2NaBr + CI2 = 2NaCI + Br2
Реакции в результате которых два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества называются реакциями обмена . Например, взаимодействие оксида алюминия с серной кислотой:
AI2O3 + 3H2SO4 = AI2(SO4)3 + 3H2O
Или взаимодействие хлорида кальция с нитратом серебра:
CaCI2 + AgNO3 = Ca(NO3 )2 + AgCI
3. По признаку обратимости реакции делятся на обратимые и необратимые.
4.По признаку изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, различают реакции протекающие без изменения степени окисления атомов и окислительно-восстановительные (с изменением степени окисления атомов).
Окислительно-восстновительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители. Методы подбора коэффициентов в реакциях
окисления-восстановления
Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому типу относятся реакции протекающие без изменения степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Например
HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
BaCI2 + K2 SO4 = BaSO4 + 2KCI
Ко второму типу относятся химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых элементов:
2KCIO3 = 2KICI+3O2
2KBr+CI2=Br2 +2KCI
Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода меняют степень окисления, а во второй атомы брома и хлора.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов входящих в состав реагирующих веществ называются окислительно-восстановительными.
Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.
Основные положения теории окислительно-восстановительных
реакций:
1.Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
AI - 3e– = AI3+ H2 - 2e– = 2H+
2.Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
S + 2e– = S2- CI2 +2e– = 2CI-
3.Атомы, молекулы или ионы отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются
4.Атомы, молекулы или ионы присоединяющие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнением:
Восстановитель – e– = Окислитель
Окислитель + e– = Восстановитель
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов окисления и восстановления.
Число электронов отдаваемых восстановителем всегда равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, т.е. состоящими из одного элемента или сложными. Типичными восстановителями являются атомы на внешнем энергетическом уровне которых имеются от одного до трех электронов. К этой группе относятся металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например водород, углерод, бор и др.
В химических реакциях они отдают электроны по схеме:
Э – ne– = Эn+
В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Например, в третьем периоде натрий самый активный восстановитель, а хлор – окислитель.
У элементов главных подгрупп усиливаются восстановительные свойства с повышением порядкового номера и ослабевают окислительные. Элементы главных подгрупп 4 - 7 групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны, т.е. проявлять восстановительные и окислительные свойства. Исключение – фтор, который проявляет только окислительные свойства, т.к. обладает наибольшей электроотрицательностью. Элементы побочных подгрупп имеют металлический характер, т.к. на внешнем уровне их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями.
Окислительные или восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента.
+7 +4 +2
Например, KMnO4 , MnO2 , MnSO4 ,
В первом соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может больше ее повышать, следовательно он может быть только окислителем.
В третьем соединении у марганца минимальная степень окисления, он может быть только восстановителем.
Важнейшие восстановители : металлы, водород, уголь, монооксид углерода, сероводород, хлорид двухвалентного олова, азотистая кислота, альдегиды, спирты, глюкоза, муравьиная и щавелевая кислоты, соляная кислота, катод при элетролизе.
Важнейшие окислители : галогены, перманганат калия, бихромат каля, кислород, озон, пероксид водорода, азотная, серная, селеновая кислоты, гипохлориты, перхлораты, хлораты, црская водка, смесь концентрированных азотной и плавиковой кислот, анод при электролизе.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
1.Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом число электронов отданных восстановителем равно числу электронов присоединенных окислителем. Для составления уравнения необходимо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо на основе известных свойств элементов либо опытным путем.
0 +2 +2 0
Cu + Pd(NO3 )2 = Cu(NO3 )2 + Pd
Медь, образуя ион меди отдает два электрона., ее степень окисления возрастает от 0 до +2. Ион палладия присоединяя два электрона изменяет степень окисления от +2 до 0. Следовательно нитрат палладия – окислитель.
Если установлены как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
Сu0
-2e-
= Сu2+
1
Pd+2 +2e- =Pd0 1
Из приведенных электронных уравнений видно, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1.
Окончательное уравнение реакции:
Cu + Pd(NO3 )2 = Cu(NO3 )2 + Pd
Для проверки правильности составленного уравнения подсчитываем число атомов в правой и левой части уравнения. Последним проверяем по кислороду.
восстановительной реакции, идущей по схеме:
7+ 3+ 2+ 5+
KМnO4 + H3 PO3 + H2 SO4 → MnSO4 + H3 PO4 + K2 SO4 + H2 O
Решение Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
восстановитель 5 │ Р3+ - 2ē ═ Р5+ процесс окисления
окислитель 2 │Mn+7 + 5 ē ═ Mn2+ процесс восстановления
Общее число электронов, отданных восстановлением, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид
2KМnO4 + 5H3 PO3 + 3H2 SO4 ═ 2MnSO4 + 5H3 PO4 + K2 SO4 + 3H2 O.
Метод полуреакций или ионно-электронный метод . Как показывает само название этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления.
При пропускании сероводорода через подкисленный раствор перманганата калия малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет.
Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования серы:
Н2 S ® S + 2H+
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части отнять два электрона после чего можно стрелку заменить на знак равенства
Н2 S – 2е– = S + 2H+
Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя сероводорода.
Обесцвечивание раствора связано с переходом MnO4 - (малиновая окраска) в Mn2+ (слабо розовая окраска). Это можно выразить схемой
MnO4 – ®Mn2+
В кислом растворе кислород, входящий в состав MnO4 - вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так
MnO4 – +8Н+ ®Mn2+ + 4Н2 О
Чтобы стрелку заменить на знак равенства надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов, то а конечные два положительных заряда, то для выполнения условий равенства надо к левой части схемы прибавить пять электронов
MnO4 – +8Н+ +5е– ®Mn2+ + 4Н2 О
Это полуреакция – процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона.
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно, уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилу нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители на которые умножают уравнения пол
Н2 S – 2е– = S + 2H+ 5
MnO4
–
+8Н+
+5е–
®Mn2+
+ 4Н2
О 2
5Н2 S +2MnO4 – +16Н+ = 5S+10H+ +2Mn2+ + 8Н2 О
После сокращения на 10H+ получаем
5Н2 S +2MnO4 – +6Н+ = 5S+2Mn2+ + 8Н2 О или в молекулярной форме
2к+ + 3SO4 2- = 2к+ + 3SO4 2-
5Н2 S +2KMnO4 +3Н2 SO4 = 5S+2MnSO4 + K2 SO4 +8Н2 О
Сопоставим оба метода. Достоинство метод полуреакций по сравнению с методом электронного баланса заключается в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле в растворе нет ионов Mn+7 , Cr+6 , S+6 , S+4 ; MnO4– , Cr2 O7 2– , CrO4 2– , SO4 2– . При методе полуреакций не нужно знать все образующиеся вещества; они появляются в уравнении реакции при выводе его.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования .
К межмолекулярным относятся реакции в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Сюда же относят и и реакции между разными веществами в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
–2 +4 0
2H2 S + H2 SO3 = 3S + 3H2 O
–1 +5 0
5HCI + HCIO3 = 5CI2 + 3H2 O
К внутримолекулярным относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе. В этом случае атом с более положительной степенью окисления окисляет атом с меньшей степенью окисления. Такими реакциями являются реакции химического разложения. Например:
+5 –2 +3 0
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2
+5 –2 –1 0
2KCIO3 = 2KCI + 3O2
Сюда же относят и разложение веществ в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
–3 +5 +1
NH4 NO3 = N2 O + 2H2 O
Протекание реакций диспропорционирования сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента. При этом исходное вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с более низкой степенью окисления. Эти реакции возможны для веществ с промежуточной степенью окисления. Примером может служить превращение манганата калия в котором марганец имеет промежуточную степень окисления +6 (от +7 до +4). Раствор этой соли имеет красивый темно-зеленый цвет (цвет иона МnO4 – ), в результате реакции окраска раствора становится бурой. Это выпадает осадок МnO2 :
+6 +7 +4
3K2 МnO4 + 2H2 О + H2 SO4 = KМnO4 + MnO2 + 4KOH
Ранее реакции диспропорционирования называли реакциями самоокисления-самовосстановления. Сейчас это название не употребляется.