Vse možne kemične reakcije. Navedite pravilno definicijo reakcije razgradnje. Kemična reakcija spojine

DEFINICIJA

Kemijska reakcija imenujemo transformacija snovi, pri kateri pride do spremembe njihove sestave in (ali) strukture.

Najpogosteje se kemijske reakcije razumejo kot proces pretvorbe začetnih snovi (reagentov) v končne snovi (produkte).

Kemijske reakcije so zapisane s kemičnimi enačbami, ki vsebujejo formule izhodnih materialov in reakcijskih produktov. Po zakonu ohranjanje mase, je število atomov vsakega elementa na levi in ​​desni strani kemične enačbe enako. Običajno so formule izhodnih snovi zapisane na levi strani enačbe, formule za izdelke pa na desni. Enakost števila atomov vsakega elementa v levi in ​​desni strani enačbe dosežemo tako, da pred formule snovi postavimo celoštevilne stehiometrične koeficiente.

Kemične enačbe lahko vsebujejo dodatne informacije o značilnostih reakcije: temperaturi, tlaku, sevanju itd., kar je označeno z ustreznim simbolom nad (ali "pod") znakom enakosti.

Vse kemijske reakcije lahko razvrstimo v več razredov, ki imajo določene značilnosti.

Razvrstitev kemijskih reakcij po številu in sestavi izhodnih in nastalih snovi

Po tej klasifikaciji so kemične reakcije razdeljene na reakcije kombinacije, razgradnje, substitucije, izmenjave.

Kot rezultat spojine reakcije ena nova snov nastane iz dveh ali več (kompleksnih ali enostavnih) snovi. V splošni pogled enačba za tako kemično reakcijo bo videti takole:

Na primer:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3

Reakcije spojine so v večini primerov eksotermne, t.j. nadaljujte s sproščanjem toplote. Če reakcija vključuje preproste snovi, potem so takšne reakcije največkrat redoks (ORR), t.j. nadaljevati s spremembo oksidacijskih stanj elementov. Nemogoče je nedvoumno reči, ali reakcija spojine med kompleksnimi snovmi spada v OVR.

Reakcije, zaradi katerih iz ene kompleksne snovi nastane več drugih novih snovi (kompleksnih ali preprostih), se imenujejo reakcije razgradnje... Na splošno bo enačba kemične razgradnje videti takole:

Na primer:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu (OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 = 2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)

Večina reakcij razgradnje se pojavi pri segrevanju (1,4,5). Razgradnja možna pod delovanjem električni tok(2). Razgradnja kristalnih hidratov, kislin, baz in soli kislin, ki vsebujejo kisik (1, 3, 4, 5, 7), poteka brez spreminjanja oksidacijskih stanj elementov, t.j. te reakcije ne spadajo v OVR. Reakcije razgradnje OVP vključujejo razgradnjo oksidov, kislin in soli, tvorijo elementi v višje stopnje oksidacija (6).

Reakcije razgradnje najdemo tudi v organski kemiji, vendar pod drugimi imeni - kreking (8), dehidrogenacija (9):

C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

Pri substitucijske reakcije preprosta snov sodeluje s kompleksno snovjo in tvori novo preprosto in novo kompleksno snov. Na splošno bo enačba za kemično reakcijo substitucije videti takole:

Na primer:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (2)

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2 (3)

2KSlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 (5)

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5 (6)

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl (7)

Substitucijske reakcije so večinoma redoks reakcije (1 - 4, 7). Primerov razgradnih reakcij, pri katerih ne pride do spremembe oksidacijskih stanj, je malo (5, 6).

Reakcije izmenjave imenujemo reakcije, ki potekajo med kompleksnimi snovmi, pri katerih si izmenjujejo svoje sestavni deli... Običajno se ta izraz uporablja za reakcije, ki vključujejo ione v vodni raztopini. Na splošno bo enačba reakcije kemične izmenjave videti tako:

AB + CD = AD + CB

Na primer:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr (ОН) 3 ↓ + ЗNаСl (5)

Presnovne reakcije niso redoks. Poseben primer Te izmenjevalne reakcije so nevtralizacijske reakcije (reakcije interakcije kislin z alkalijami) (2). Izmenjevalne reakcije potekajo v smeri, ko se vsaj ena od snovi odstrani iz reakcijske krogle v obliki plinasta snov(3), usedlina (4, 5) ali nizko disociirajoča spojina, največkrat voda (1, 2).

Razvrstitev kemijskih reakcij po spremembah oksidacijskih stanj

Glede na spremembo oksidacijskih stanj elementov, ki sestavljajo reagente in reakcijske produkte, se vse kemijske reakcije delijo na redoks (1, 2) in potekajo brez spremembe oksidacijskega stanja (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 - 2e = Mg 2+ (reducent)

C 4+ + 4e = C 0 (oksidacijsko sredstvo)

FeS 2 + 8HNO 3 (konc) = Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (reducent)

N 5+ + 3e = N 2+ (oksidacijsko sredstvo)

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Toplotna klasifikacija kemijskih reakcij

Glede na to, ali se toplota (energija) med reakcijo sprošča ali absorbira, so vse kemične reakcije običajno razdeljene na ekso - (1, 2) in endotermne (3). Količina toplote (energije), ki se sprosti ali absorbira med reakcijo, imenujemo toplotni učinek reakcije. Če je v enačbi navedena količina sproščene ali absorbirane toplote, se takšne enačbe imenujejo termokemične.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 kJ (1)

2Mg + O 2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)

N 2 + O 2 = 2NO - 90,4 kJ (3)

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na smer reakcije

V smeri reakcije, reverzibilno ( kemični procesi, katerih produkti so sposobni reagirati med seboj pod enakimi pogoji, v katerih so bili pridobljeni, s tvorbo začetnih snovi) in nepovratni (kemični procesi, katerih produkti med seboj ne morejo reagirati z tvorba začetnih snovi).

Za reverzibilne reakcije je enačba v splošni obliki običajno zapisana na naslednji način:

A + B ↔ AB

Na primer:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

Primeri ireverzibilnih reakcij vključujejo naslednje reakcije:

2KSlO 3 → 2KSl + 3O 2

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6N 2 О

Dokaz o ireverzibilnosti reakcije je lahko sproščanje plinaste snovi, oborine ali nizko disociirajoče spojine, največkrat vode, kot reakcijskih produktov.

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na prisotnost katalizatorja

S tega vidika ločimo katalitične in nekatalitične reakcije.

Katalizator je snov, ki pospešuje potek kemične reakcije. Reakcije, ki vključujejo katalizatorje, se imenujejo katalitične. Nekatere reakcije so na splošno nemogoče brez prisotnosti katalizatorja:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2)

Pogosto eden od reakcijskih produktov služi kot katalizator, ki pospešuje to reakcijo (avtokatalitične reakcije):

MeO + 2HF = MeF 2 + H 2 O, kjer je Me kovina.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Kemične lastnosti snovi se razkrijejo v različnih kemičnih reakcijah.

Imenujejo se transformacije snovi, ki jih spremlja sprememba njihove sestave in (ali) strukture kemične reakcije... Pogosto najdemo naslednjo definicijo: kemijska reakcija je proces pretvorbe začetnih snovi (reagentov) v končne snovi (produkte).

Kemijske reakcije so zapisane s kemičnimi enačbami in diagrami, ki vsebujejo formule za izhodne materiale in reakcijske produkte. V kemijskih enačbah je za razliko od shem število atomov vsakega elementa enako na levi in ​​desni strani, kar odraža zakon o ohranjanju mase.

Na levi strani enačbe so zapisane formule začetnih snovi (reagentov), ​​na desni strani - snovi, pridobljene kot posledica kemične reakcije (reakcijski produkti, končne snovi). Znak enakosti, ki povezuje levo in desno stran, kaže, da skupno število atomov snovi, ki sodelujejo v reakciji, ostane konstantno. To dosežemo tako, da se pred formule postavijo celoštevilski stehiometrični koeficienti, ki prikazujejo kvantitativna razmerja med reagenti in reakcijskimi produkti.

Kemijske enačbe lahko vsebujejo dodatne informacije o značilnostih reakcije. Če pod vplivom pride do kemične reakcije zunanji vplivi(temperatura, tlak, sevanje itd.), to je označeno z ustreznim simbolom, običajno nad (ali "pod") znakom enakosti.

Ogromno število kemične reakcije lahko razvrstimo v več vrst reakcij, za katere so značilni dobro opredeljeni znaki.

Kot klasifikacijski znaki lahko izberete naslednje:

1. Število in sestava izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov.

2. Agregatno stanje reagentov in reakcijskih produktov.

3. Število faz, v katerih so udeleženci reakcije.

4. Narava prepeljanih delcev.

5. Možnost poteka reakcije v smeri naprej in nazaj.

6. Znak toplotnega učinka loči vse reakcije na: eksotermni reakcije, ki potekajo z ekso učinkom - sproščanjem energije v obliki toplote (Q> 0, ∆H<0):

C + O 2 = CO 2 + Q

in endotermni reakcije, ki potekajo z endoučinkom - absorpcijo energije v obliki toplote (Q<0, ∆H >0):

N 2 + O 2 = 2NO - Q.

Takšne reakcije se imenujejo termokemični.

Oglejmo si podrobneje vsako od vrst reakcij.

Razvrstitev po številu in sestavi reagentov in končnih snovi

1. Sestavljene reakcije

Pri reakcijah spojine iz več reakcijskih snovi relativno preproste sestave dobimo eno snov bolj zapletene sestave:

Te reakcije praviloma spremlja sproščanje toplote, t.j. vodijo do tvorbe stabilnejših in manj energijsko bogatih spojin.

Reakcije spojine preprostih snovi so vedno redoksne narave. Sestavljene reakcije, ki se pojavljajo med kompleksnimi snovmi, se lahko pojavijo brez spreminjanja valence:

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

in se nanašajo na število redoks:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.

2. Reakcije razgradnje

Reakcije razgradnje vodijo do tvorbe več spojin iz ene kompleksne snovi:

A = B + C + D.

Produkti razgradnje kompleksne snovi so lahko tako preproste kot kompleksne snovi.

Od reakcij razgradnje, ki potekajo brez spreminjanja valenčnih stanj, je treba opozoriti na razgradnjo kristalnih hidratov, baz, kislin in soli kislin, ki vsebujejo kisik:

	t o
4HNO 3	=	2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

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

Redoks razkrojne reakcije so še posebej značilne za soli dušikove kisline.

Reakcije razgradnje v organski kemiji imenujemo kreking:

C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20,

ali dehidrogenacijo

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2.

3. Nadomestne reakcije

Pri nadomestnih reakcijah navadno enostavna snov sodeluje s kompleksno in tvori drugo preprosto snov in še eno kompleksno:

A + BC = AB + C.

Te reakcije v veliki večini spadajo med redoks reakcije:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3,

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2,

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2,

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

Primeri substitucijskih reakcij, ki jih ne spremlja sprememba valenčnih stanj atomov, je izjemno malo. Opozoriti je treba na reakcijo silicijevega dioksida s solmi kislin, ki vsebujejo kisik, ki ustrezajo plinastim ali hlapnim anhidridom:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2,

Ca 3 (PO 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5,

Včasih se te reakcije obravnavajo kot reakcije izmenjave:

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.

4. Reakcije izmenjave

Reakcije izmenjave imenujemo reakcije med dvema spojinama, ki med seboj izmenjujeta svoje sestavne dele:

AB + CD = AD + CB.

Če se med substitucijskimi reakcijami pojavijo redoks procesi, se menjalne reakcije vedno odvijajo brez spreminjanja valenčnega stanja atomov. To je najpogostejša skupina reakcij med kompleksnimi snovmi - oksidi, baze, kisline in soli:

ZnO + Н 2 SO 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,

AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,

CrCl 3 + 3NaOH = Cr (OH) 3 + 3NaCl.

Poseben primer teh reakcij izmenjave je nevtralizacijske reakcije:

HCl + KOH = KCl + H 2 O.

Običajno te reakcije upoštevajo zakone kemijskega ravnotežja in potekajo v smeri, ko se vsaj ena od snovi odstrani iz reakcijske krogle v obliki plinaste, hlapne snovi, oborine ali spojine, ki je slabo disocirana (za raztopine ):

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2,

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

CH 3 COONa + H 3 PO 4 = CH 3 COOH + NaH 2 PO 4.

5. Prenosne reakcije.

V reakcijah prenosa atom ali skupina atomov prehaja iz ene strukturne enote v drugo:

AB + BC = A + B 2 C,

А 2 В + 2СВ 2 = АСВ 2 + АСВ 3.

Na primer:

2AgCl + SnCl 2 = 2Ag + SnCl 4,

H 2 O + 2NO 2 = HNO 2 + HNO 3.

Fazna klasifikacija reakcij

Glede na agregacijsko stanje reakcijskih snovi ločimo naslednje reakcije:

1. Plinske reakcije

H 2 + Cl 2		2HCl.

2. Reakcije v raztopinah

NaOH (p-p) + HCl (p-p) = NaCl (p-p) + H 2 O (g)

3. Reakcije med trdnimi snovmi

	t o
CaO (tv) + SiO 2 (tv)	=	CaSiO 3 (tv)

Razvrstitev reakcij po številu faz.

Faza je skupek homogenih delov sistema z enakimi fizikalnimi in kemijskimi lastnostmi in ločenih drug od drugega z vmesnikom.

S tega vidika lahko celotno raznolikost reakcij razdelimo v dva razreda:

1.Homogene (enofazne) reakcije. Sem spadajo reakcije v plinski fazi in številne reakcije v raztopinah.

2. Heterogene (večfazne) reakcije. Sem spadajo reakcije, pri katerih so reaktanti in reakcijski produkti v različnih fazah. Na primer:

plinsko-tekočinske reakcije

CO2 (g) + NaOH (p-p) = NaHCO3 (p-p).

plinsko-trdofazne reakcije

CO 2 (g) + CaO (s) = CaCO 3 (s).

reakcije tekoče-trde faze

Na 2 SO 4 (p-p) + BaCl 3 (p-p) = BaSO 4 (tv) ↓ + 2NaCl (p-p).

reakcije tekočina-plin-trda faza

Ca (HCO 3) 2 (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = CO 2 (r) + H 2 O (g) + CaSO 4 (s) ↓.

Razvrstitev reakcij po vrsti transportiranih delcev

1. Protolitične reakcije.

TO protolitične reakcije vključujejo kemične procese, katerih bistvo je prenos protona iz ene reagirajoče snovi v drugo.

Ta razvrstitev temelji na protolitični teoriji kislin in baz, po kateri se za kislino šteje vsaka snov, ki daruje proton, baza pa je snov, ki lahko veže proton, na primer:

Protolitične reakcije vključujejo reakcije nevtralizacije in hidrolize.

2. Redoks reakcije.

Sem spadajo reakcije, pri katerih reagirajoče snovi izmenjujejo elektrone, medtem ko spreminjajo oksidacijsko stanje atomov elementov, ki sestavljajo reagirajoče snovi. Na primer:

Zn + 2H + → Zn 2 + + H 2,

FeS 2 + 8HNO 3 (konc) = Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Velika večina kemičnih reakcij je redoks reakcij, igrajo izjemno pomembno vlogo.

3. Reakcije izmenjave liganda.

Sem spadajo reakcije, pri katerih se elektronski par prenese s tvorbo kovalentne vezi po mehanizmu darovalec-akceptor. Na primer:

Cu (NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2,

Fe + 5CO =,

Al (OH) 3 + NaOH =.

Značilnost reakcij izmenjave ligandov je, da nastajanje novih spojin, imenovanih kompleks, poteka brez spreminjanja oksidacijskega stanja.

4. Reakcije atomsko-molekularne izmenjave.

Ta vrsta reakcij vključuje številne substitucijske reakcije, ki jih preučuje organska kemija, ki potekajo po radikalnem, elektrofilnem ali nukleofilnem mehanizmu.

Reverzibilne in ireverzibilne kemične reakcije

Takšni kemični procesi se imenujejo reverzibilni, katerih produkti so sposobni reagirati med seboj pod enakimi pogoji, v katerih so pridobljeni, s tvorbo začetnih snovi.

Za reverzibilne reakcije je enačba običajno zapisana na naslednji način:

Dve nasprotno usmerjeni puščici označujeta, da se pod enakimi pogoji hkrati pojavljata tako neposredna kot povratna reakcija, na primer:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O.

Takšni kemični procesi se imenujejo ireverzibilni, katerih produkti med seboj ne morejo reagirati s tvorbo začetnih snovi. Primeri ireverzibilnih reakcij so razgradnja bertoletove soli pri segrevanju:

2KSlO 3 → 2KSl + 3O 2,

ali oksidacija glukoze z atmosferskim kisikom:

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O.

Vrste reakcij: Vse kemijske reakcije delimo na preproste in zapletene. Preproste kemične reakcije so običajno razvrščene v štiri vrste: spojine reakcije, reakcije razgradnje, substitucijske reakcije in izmenjave reakcij.

DI Mendelejev je spojino opredelil kot reakcijo, "v kateri se pojavi ena od dveh snovi. Primer kemična reakcija spojine lahko služi segrevanje praškov železa in žvepla, - v tem primeru nastane železov sulfid: Fe + S = FeS. Sestavljene reakcije vključujejo zgorevanje enostavnih snovi (žveplo, fosfor, ogljik, ...) na zraku. Na primer, ogljik gori v zraku C + O 2 = CO 2 (seveda ta reakcija poteka postopoma, najprej nastane ogljikov monoksid CO). Reakcije zgorevanja vedno spremlja sproščanje toplote – so eksotermne.

Kemične reakcije razgradnje, po Mendelejevu, "obstajajo primeri, inverzni spojini, to je tisti, v katerih ena snov daje dve ali na splošno določeno število snovi - večje število njih. Primer reakcije razgradnje je kemična reakcija razgradnje krede (ali apnenca pod vplivom temperature): CaCO 3 → CaO + CO 2. Reakcija razgradnje običajno zahteva segrevanje. Takšni procesi so endotermni, torej potekajo z absorpcijo toplote.

Pri drugih dveh vrstah reakcij je število reagentov enako številu produktov. Če medsebojno delujeta preprosta snov in kompleks, se ta kemična reakcija imenuje kemična substitucijska reakcija: Na primer, če spustimo jekleni žebelj v raztopino bakrovega sulfata, dobimo železov sulfat (tukaj je železo izpodrinilo baker iz svoje soli) Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Reakcije med dvema kompleksnima snovmama, pri katerih izmenjujeta svoje dele, se imenujejo kemične izmenjave reakcij... Veliko jih se pojavlja v vodnih raztopinah. Primer reakcije kemične izmenjave je nevtralizacija kisline z alkalijo: NaOH + HCl → NaCl + H 2 O. voda

Vrste reakcij in njihovi mehanizmi so prikazani v tabeli:

kemične reakcije spojine Primer: S + O 2 → SO 2 Iz več preprostih ali zapletenih snovi nastane en kompleks

kemične reakcije razgradnje Primer: 2HN 3 → H 2 + 3N 2 Iz kompleksne snovi nastane več preprostih ali zapletenih snovi

kemične substitucijske reakcije Primer: Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO 4 Atom preproste snovi nadomesti enega od atomov kompleksne snovi

kemične reakcije ionske izmenjave Primer: H 2 SO 4 + 2NaCl → Na 2 SO 4 + 2HCl Kompleksne snovi izmenjujejo svoje sestavne dele

Vendar pa številne reakcije ne sodijo v predstavljeno preprosto shemo. Na primer, kemične reakcije med kalijevim permanganatom (kalijevim permanganatom) in natrijevim jodidom ni mogoče pripisati nobeni od teh vrst. Takšne reakcije se običajno imenujejo redoks reakcije, Na primer:

2KMnO 4 + 10NaI + 8H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 5I 2 + 8H 2 O.

Znaki kemičnih reakcij

Znaki kemičnih reakcij... Z njimi je mogoče presoditi, ali je kemična reakcija med reagenti minila ali ne. Običajno je med takšne znake vključiti naslednje:

Sprememba barve (na primer, lahko železo je pokrito z vlažnim zrakom z rjavo prevleko iz železovega oksida - kemična reakcija železa s kisikom).
- Obarjanje usedline (če na primer ogljikov dioksid spustimo skozi raztopino apna (raztopina kalcijevega hidroksida), bo nastala bela netopna oborina kalcijevega karbonata).
- Nastajanje plinov (če na primer spustite citronsko kislino na sodo bikarbono, se bo sprostil ogljikov dioksid).
- Nastajanje šibko disociiranih snovi (na primer reakcije, pri katerih je eden od reakcijskih produktov voda).
- Sijaj raztopine.
Primer žareče raztopine je reakcija z uporabo reagenta, kot je raztopina luminola (luminol je kompleksna kemikalija, ki lahko med kemičnimi reakcijami oddaja svetlobo).

Redoks reakcije

Redoks reakcije- predstavljajo poseben razred kemičnih reakcij. Njihova značilnost je sprememba oksidacijskega stanja vsaj para atomov: oksidacija enega (izguba elektronov) in redukcija drugega (pripenjanje elektronov).

Kompleksne snovi, ki znižujejo njihovo oksidacijsko stanje - oksidanti in povečanje oksidacijskega stanja - reduktorji... Na primer:

2Na + Cl 2 → 2NaCl,
- tukaj je oksidant klor (nase veže elektrone), redukcijsko sredstvo pa natrij (oddaja elektrone).

Na redoks reakcije se nanaša tudi substitucijska reakcija NaBr -1 + Cl 2 0 → 2NaCl -1 + Br 2 0 (tipična za halogene). Tu je klor oksidacijsko sredstvo (prevzame 1 elektron), natrijev bromid (NaBr) pa je redukcijsko sredstvo (atom broma odda elektron).

Reakcija razgradnje amonijevega dikromata ((NH 4) 2 Cr 2 O 7) se nanaša tudi na redoks reakcije:

(N -3 H 4) 2 Cr 2 +6 O 7 → N 2 0 + Cr 2 +3 O 3 + 4H 2 O

Druga pogosta razvrstitev kemičnih reakcij je njihova ločitev s toplotnim učinkom. Ločite endotermne reakcije in eksotermne reakcije. Endotermne reakcije so kemične reakcije, ki jih spremlja absorpcija toplote okolice (pomislite na hladilne mešanice). Eksotermne (nasprotno) - kemične reakcije, ki jih spremlja sproščanje toplote (na primer zgorevanje).

Nevarne kemične reakcije : "BOMBA V UMIVALNIKU" - smešno ali ne toliko ?!

Obstaja nekaj kemičnih reakcij, ki se pojavijo spontano, ko se reagenti pomešajo. Pri tem nastanejo precej nevarne mešanice, ki lahko eksplodirajo, se vžgejo ali zastrupijo. Tukaj je eden izmed njih!
V nekaterih ameriških in britanskih klinikah so opazili čudne pojave. Od časa do časa so se iz umivalnikov zaslišali zvoki kot streli pištole, v enem primeru pa je nepričakovano eksplodirala odtočna cev. Na srečo ni bil nihče poškodovan. Preiskava je pokazala, da je krivec zelo šibka (0,01 %) raztopina natrijevega azida NaN 3, ki je bil uporabljen kot konzervans v fizioloških raztopinah.

Odvečno raztopino azida so vlivali v umivalnike več mesecev ali celo let - včasih do 2 litra na dan.

Sam po sebi natrijev azid - sol hidroazidne kisline HN 3 - ne eksplodira. Vendar pa so azidi težkih kovin (baker, srebro, živo srebro, svinec itd.) zelo nestabilne kristalne spojine, ki eksplodirajo pri trenju, udarcu, segrevanju ali izpostavljenosti svetlobi. Eksplozija se lahko zgodi tudi pod plastjo vode! Kot vžigalni eksploziv se uporablja svinčev azid Pb (N 3) 2, s katerim se detonira večina eksploziva. Za to sta dovolj le dve desetini miligramov Pb (N 3) 2. Ta spojina je bolj eksplozivna kot nitroglicerin, hitrost detonacije (širjenje eksplozijskega vala) med eksplozijo pa doseže 45 km / s - 10-krat večja kot pri TNT.

Toda od kod so prišli azidi težkih kovin v klinikah? Izkazalo se je, da so v vseh primerih odtočne cevi pod umivalniki izdelane iz bakra ali medenine (takšne cevi se zlahka upognejo, zlasti po segrevanju, zato jih je priročno namestiti v odtočni sistem). Raztopina natrijevega azida, ki se je vlila v umivalnike, ki teče skozi takšne cevi, je postopoma reagirala z njihovo površino in tvorila bakrov azid. Cevi sem moral zamenjati s plastičnimi. Ko je bila takšna zamenjava izvedena v eni od klinik, se je izkazalo, da so bile odstranjene bakrene cevi močno zamašene s trdno snovjo. Strokovnjaki, ki so se ukvarjali z "razminiranjem", so te cevi, da ne bi tvegali, na mestu razstrelili in jih dali v kovinski rezervoar, težak 1 tono. Eksplozija je bila tako močna, da je tank premaknila za nekaj centimetrov!

Zdravniki niso bili preveč zainteresirani za bistvo kemičnih reakcij, ki vodijo do nastanka eksploziva. V kemijski literaturi tudi ni bilo mogoče najti opisa tega procesa. Toda na podlagi močnih oksidacijskih lastnosti HN 3 lahko domnevamo, da je potekala naslednja reakcija: anion N-3, ki oksidira baker, je tvoril eno molekulo N2 in atom dušika, ki je vstopil v sestavo amoniaka. To ustreza reakcijski enačbi: 3NaN 3 + Cu + 3H 2 O → Cu (N 3) 2 + 3NaOH + N 2 + NH 3.

Vsi, ki se ukvarjajo s topnimi kovinskimi azidi, tudi kemiki, morajo računati na nevarnost nastanka bombe v umivalniku, saj se azidi uporabljajo za pridobivanje visoko čistega dušika, v organski sintezi, kot penilec (penilec za proizvodnja materialov, napolnjenih s plinom: pene, porozna guma itd.). V vseh takih primerih je treba zagotoviti, da so odtočne cevi plastične.

V zadnjem času so azidi našli nove aplikacije v avtomobilski industriji. Leta 1989 so se v nekaterih modelih ameriških avtomobilov pojavile zračne blazine. Ta blazina, ki vsebuje natrijev azid, je skoraj nevidna, ko je zložena. Pri čelnem trku električna varovalka povzroči zelo hitro razgradnjo azida: 2NaN 3 = 2Na + 3N 2. 100 g prahu odda približno 60 litrov dušika, ki v približno 0,04 s napihne blazino pred voznikovimi prsmi in mu s tem reši življenje.

7.1. Glavne vrste kemičnih reakcij

Transformacije snovi, ki jih spremlja sprememba njihove sestave in lastnosti, se imenujejo kemične reakcije ali kemične interakcije. Med kemičnimi reakcijami se sestava atomskih jeder ne spremeni.

Pojave, pri katerih se spremeni oblika ali agregatno stanje snovi ali se spremeni sestava atomskih jeder, imenujemo fizikalni. Primer fizikalnih pojavov je toplotna obdelava kovin, pri kateri pride do spremembe njihove oblike (kovanje), taljenja kovine, sublimacije joda, pretvorbe vode v led ali paro itd. kot jedrske reakcije, zaradi katerih iz atomov nekaterih elementov nastanejo atomi.drugi predmeti.

Kemične pojave lahko spremljajo fizične transformacije. Na primer, kot posledica kemičnih reakcij v galvanskem elementu nastane električni tok.

Kemične reakcije so razvrščene po različnih kriterijih.

1. Glede na predznak toplotnega učinka se vse reakcije delijo na endotermni(teče z absorpcijo toplote) in eksotermni(teče s sproščanjem toplote) (glej § 6.1).

2. Glede na agregacijsko stanje začetnih snovi in ​​reakcijskih produktov se razlikujejo:

homogene reakcije, v katerem so vse snovi v isti fazi:

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) = COCl 2 (g),

SiO 2 (k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).

heterogene reakcije, snovi, v katerih so v različnih fazah:

CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),

CuSO 4 (raztopina) + 2 NaOH (raztopina) = Cu (OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (raztopina),

Na 2 SO 3 (raztopina) + 2HCl (raztopina) = 2 NaCl (raztopina) + SO 2 (g) + H 2 O (g).

3. Po sposobnosti toka samo v smeri naprej, pa tudi v smeri naprej in nazaj se razlikujejo nepovratno in reverzibilno kemične reakcije (glej § 6.5).

4. Po prisotnosti ali odsotnosti katalizatorjev se razlikujejo katalitično in nekatalitično reakcije (glej § 6.5).

5. Glede na mehanizem nastanka delimo kemične reakcije na ionski, radikalno in drugi (mehanizem kemičnih reakcij, ki vključujejo organske spojine, obravnavamo v okviru organske kemije).

6. Glede na stanje oksidacijskih stanj atomov, ki sestavljajo reaktante, obstajajo reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskega stanja atomov in s spremembo oksidacijskega stanja atomov ( redoks reakcije) (glej § 7.2).

7. Glede na spremembo sestave izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov ločimo reakcije spojina, razgradnja, substitucija in izmenjava... Te reakcije lahko potekajo s spremembo oksidacijskih stanj elementov ali brez njih, tabela . 7.1.

Tabela 7.1

Vrste kemičnih reakcij

	Splošna shema	Primeri reakcij, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskega stanja elementov	Primeri redoks reakcij
Povezave (ena nova snov nastane iz dveh ali več snovi)		HCl + NH3 = NH4Cl; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4	H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
Razgradnja (iz ene snovi nastane več novih snovi)	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
Zamenjave (ko snovi medsebojno delujejo, atomi ene snovi nadomestijo atome druge snovi v molekuli)	A + BC = AB + C	CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2	Pb (NO 3) 2 + Zn = Zn (NO 3) 2 + Pb; Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
(dve snovi izmenjujeta svoje sestavne dele in tvorita dve novi snovi)	AB + CD = AD + CB	AlCl3 + 3NaOH = Al (OH) 3 + 3 NaCl; Ca (OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

7.2. Redoks reakcije

Kot je navedeno zgoraj, vse kemične reakcije spadajo v dve skupini:

Kemične reakcije, ki potekajo s spremembo oksidacijskega stanja atomov, ki sestavljajo reaktante, se imenujejo redoks.

Oksidacija Je proces odpuščanja elektronov z atomom, molekulo ali ionom:

Na o - 1e = Na +;

Fe 2+ - e = Fe 3+;

H2o-2e = 2H+;

2 Br - - 2e = Br 2 o.

Okrevanje Je proces vezave elektronov z atomom, molekulo ali ionom:

S o + 2e = S 2–;

Cr3+ + e = Cr2+;

Cl2o + 2e = 2Cl-;

Mn 7+ + 5e = Mn 2+.

Imenujejo se atomi, molekule ali ioni, ki sprejemajo elektrone oksidanti. Restavratorji so atomi, molekule ali ioni, ki darujejo elektrone.

Ko sprejmejo elektrone, se oksidant med reakcijo reducira, redukcijsko sredstvo pa oksidira. Oksidacijo vedno spremlja redukcija in obratno. V to smer, število elektronov, ki jih darova redukcijsko sredstvo, je vedno enako številu elektronov, ki jih daruje oksidant.

7.2.1. Oksidacijsko stanje

Oksidacijsko stanje je pogojni (formalni) naboj atoma v spojini, izračunan ob predpostavki, da je sestavljena samo iz ionov. Običajno je oksidacijsko stanje označevati z arabsko številko na vrhu simbola elementa z znakom "+" ali "-". Na primer, Al 3+, S 2–.

Za določitev oksidacijskih stanj se upoštevajo naslednja pravila:

oksidacijsko stanje atomov v preprostih snoveh je nič;

algebraična vsota oksidacijskih stanj atomov v molekuli je nič, v kompleksnem ionu - naboj iona;

oksidacijsko stanje atomov alkalijskih kovin je vedno +1;

atom vodika v spojinah z nekovinami (CH 4, NH 3 itd.) ima oksidacijsko stanje +1, pri aktivnih kovinah pa je njegovo oksidacijsko stanje –1 (NaH, CaH 2 itd.);

atom fluora v spojinah vedno kaže oksidacijsko stanje –1;

oksidacijsko stanje atoma kisika v spojinah je običajno –2, razen pri peroksidih (H 2 O 2, Na 2 O 2), pri katerih je oksidacijsko stanje kisika –1, in nekaterih drugih snoveh (superoksidi, ozonidi, kisikovi fluoridi).

Največje pozitivno oksidacijsko stanje elementov v skupini je običajno enako številki skupine. Izjema so fluor, kisik, saj je njihovo najvišje oksidacijsko stanje nižje od števila skupine, v kateri se nahajajo. Elementi podskupine bakra tvorijo spojine, v katerih njihovo oksidacijsko stanje presega število skupine (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Največje negativno oksidacijsko stanje elementov, ki jih najdemo v glavnih podskupinah periodnega sistema, je mogoče določiti tako, da od osem odštejemo številko skupine. Za ogljik je to 8 - 4 = 4, za fosfor - 8 - 5 = 3.

V glavnih podskupinah se pri premikanju od elementov od zgoraj navzdol zmanjša stabilnost najvišjega pozitivnega oksidacijskega stanja, v stranskih podskupinah, nasprotno, stabilnost višjih oksidacijskih stanj narašča od zgoraj navzdol.

Konvencionalnost pojma oksidacijskega stanja lahko dokažemo na primeru nekaterih anorganskih in organskih spojin. Zlasti v fosfinski (hipofosforovi) H 3 PO 2, fosfonovi (fosforovi) H 3 PO 3 in fosforjevi H 3 PO 4 kislinah so oksidacijska stanja fosforja +1, +3 in +5, medtem ko so pri vse te spojine fosfor je petovalenten. Za ogljik v metanu CH 4, metanolu CH 3 OH, formaldehidu CH 2 O, mravljinčni kislini HCOOH in ogljikovem monoksidu (IV) CO 2 so oksidacijska stanja ogljika –4, –2, 0, +2 oziroma +4 , medtem ko je valenca ogljikovega atoma v vseh teh spojinah enaka štirim.

Kljub temu, da je oksidacijsko stanje običajen koncept, se pogosto uporablja pri pripravi redoks reakcij.

7.2.2. Najpomembnejša oksidacijska in redukcijska sredstva

Tipični oksidanti so:

1. Preproste snovi, katerih atomi so zelo elektronegativni. To so najprej elementi glavnih podskupin VI in VII skupin periodičnega sistema: kisik, halogeni. Od preprostih snovi je fluor najmočnejši oksidant.

2. Spojine, ki vsebujejo nekatere kovinske katione v visokih oksidacijskih stanjih: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.

3. Spojine, ki vsebujejo nekaj kompleksnih anionov, katerih elementi so v visokih pozitivnih oksidacijskih stanjih: 2–, - - itd.

Redukcijska sredstva vključujejo:

1. Preproste snovi, katerih atomi imajo nizko elektronegativnost - aktivne kovine. Nekovine, kot sta vodik in ogljik, lahko kažejo tudi redukcijske lastnosti.

2. Nekatere kovinske spojine, ki vsebujejo katione (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), ki lahko z oddajanjem elektronov povečajo svoje oksidacijsko stanje.

3. Nekatere spojine, ki vsebujejo tako preproste ione, kot so na primer I -, S 2–.

4. Spojine, ki vsebujejo kompleksne ione (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, v katerih lahko elementi z darovanjem elektronov povečajo svoje pozitivno oksidacijsko stanje.

V laboratorijski praksi se najpogosteje uporabljajo naslednja oksidacijska sredstva:

kalijev permanganat (KMnO 4);

kalijev dikromat (K 2 Cr 2 O 7);

dušikova kislina (HNO 3);

koncentrirana žveplova kislina (H 2 SO 4);

vodikov peroksid (H 2 O 2);

manganov (IV) in svinčev (IV) oksid (MnO 2, PbO 2);

staljeni kalijev nitrat (KNO 3) in taline nekaterih drugih nitratov.

Redukcijska sredstva, ki se uporabljajo v laboratorijski praksi, vključujejo:

• magnezij (Mg), aluminij (Al) in druge aktivne kovine;
• vodik (H2) in ogljik (C);
• kalijev jodid (KI);
• natrijev sulfid (Na 2 S) in vodikov sulfid (H 2 S);
• natrijev sulfit (Na 2 SO 3);
• kositrov klorid (SnCl 2).

7.2.3. Razvrstitev redoks reakcij

Redoks reakcije običajno delimo na tri vrste: medmolekularne, intramolekularne in nesorazmerne (samooksidacije-samozdravljenja) reakcije.

Medmolekularne reakcije nadaljevati s spremembo oksidacijskega stanja atomov, ki so v različnih molekulah. Na primer:

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.

TO intramolekularne reakcije Sem spadajo reakcije, pri katerih sta oksidant in redukcijsko sredstvo del iste molekule, na primer:

(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.

V nesorazmerne reakcije(samooksidacija-samozdravljenje) atom (ion) istega elementa je hkrati oksidacijsko in redukcijsko sredstvo:

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

2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.

7.2.4. Osnovna pravila za sestavljanje redoks reakcij

Sestavo redoks reakcij izvedemo po korakih, predstavljenih v tabeli. 7.2.

Tabela 7.2

Faze sestavljanja enačb redoks reakcij

	Ukrep
	Določite oksidacijsko in redukcijsko sredstvo.
	Določite produkte redoks reakcije.
	Narišite ravnovesje elektronov in z njegovo pomočjo uredite koeficiente za snovi, ki spreminjajo svoja oksidacijska stanja.
	Razporedite koeficiente za druge snovi, ki sodelujejo in nastanejo v redoks reakciji.
	Preverite pravilnost razporeditve koeficientov s štetjem količine atomov snovi (običajno vodika in kisika), ki se nahajajo na levi in ​​desni strani reakcijske enačbe.

Poglejmo si pravila za pripravo redoks reakcij na primeru interakcije kalijevega sulfita s kalijevim permanganatom v kislem mediju:

1. Določanje oksidanta in reducira

Mangan, ki je v najvišjem oksidacijskem stanju, ne more darovati elektronov. Mn 7+ bo sprejel elektrone, t.j. je oksidant.

Ion S 4+ lahko daruje dva elektrona in gre v S 6+, t.j. je redukcijsko sredstvo. Tako je v obravnavani reakciji K 2 SO 3 redukcijsko sredstvo, KMnO 4 pa je oksidant.

2. Določanje reakcijskih produktov

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

Če darujemo dva elektrona enega elektrona, S 4+ preide v S 6+. Kalijev sulfit (K 2 SO 3) se tako pretvori v sulfat (K 2 SO 4). V kislem mediju Mn 7+ prevzame 5 elektronov in v raztopini žveplove kisline (medij) tvori manganov sulfat (MnSO 4). Kot rezultat te reakcije nastanejo tudi dodatne molekule kalijevega sulfata (zaradi kalijevih ionov, ki sestavljajo permanganat), pa tudi molekule vode. Tako bo obravnavana reakcija zapisana v obliki:

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

3. Sestavljanje ravnotežja elektronov

Za sestavljanje ravnotežja elektronov je treba navesti tista oksidacijska stanja, ki se spreminjajo v obravnavani reakciji:

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 = Mn 2+;

S 4+ - 2 e = S 6+.

Število elektronov, ki jih daje redukcijsko sredstvo, mora biti enako številu elektronov, ki jih daruje oksidant. Zato mora reakcija vključevati dva Mn 7+ in pet S 4+:

Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,

S 4+ - 2 e = S 6+ 5.

Tako bo število elektronov, ki jih daruje redukcijsko sredstvo (10), enako številu elektronov, ki jih daruje oksidant (10).

4. Razporeditev koeficientov v reakcijski enačbi

V skladu z ravnovesjem elektronov pred K 2 SO 3 je treba postaviti faktor 5, pred KMnO 4 - 2. Na desni strani, pred kalijevim sulfatom, postavimo faktor 6, saj se petim molekulam K 2 SO 4 , ki nastanejo med oksidacijo kalijevega sulfita K 2 SO 4 kot posledica vezave kalijevih ionov, ki sestavljajo permanganat, doda ena molekula. Ker je reakcija vključena kot oksidant dve nastanejo tudi molekule permanganata, na desni strani dve molekule manganovega sulfata. Za vezavo reakcijskih produktov (kalijeve in manganove ione, ki sestavljajo permanganat), je potrebno trije molekule žveplove kisline, torej kot posledica reakcije, trije molekule vode. Na koncu dobimo:

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. Preverjanje pravilnosti razporeditve koeficientov v reakcijski enačbi

Število atomov kisika na levi strani reakcijske enačbe je:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

Na desni strani bo ta številka:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Število vodikovih atomov na levi strani reakcijske enačbe je šest in ustreza številu teh atomov na desni strani reakcijske enačbe.

7.2.5. Primeri redoks reakcij, ki vključujejo tipična oksidacijska in redukcijska sredstva

7.2.5.1. Medmolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije

Redoks reakcije, ki vključujejo kalijev permanganat, kalijev dikromat, vodikov peroksid, kalijev nitrit, kalijev jodid in kalijev sulfid, so obravnavane spodaj kot primeri. Redoks reakcije z drugimi tipičnimi oksidacijskimi in redukcijskimi sredstvi so obravnavane v drugem delu priročnika (Anorganska kemija).

Redoks reakcije, ki vključujejo kalijev permanganat

Odvisno od medija (kislo, nevtralno, alkalno) kalijev permanganat, ki deluje kot oksidant, daje različne redukcijske produkte, sl. 7.1.

riž. 7.1. Tvorba produktov redukcije kalijevega permanganata v različnih medijih

Spodaj so reakcije KMnO 4 s kalijevim sulfidom kot redukcijskim sredstvom v različnih medijih, ki ponazarjajo shemo, sl. 7.1. V teh reakcijah je oksidacijski produkt sulfidnega iona prosto žveplo. V alkalnem mediju molekule KOH ne sodelujejo v reakciji, temveč le določajo redukcijski produkt kalijevega permanganata.

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.

Redoks reakcije, ki vključujejo kalijev dikromat

V kislem okolju je kalijev dikromat močan oksidant. Mešanica K 2 Cr 2 O 7 in koncentrirane H 2 SO 4 (kromni vrh) se v laboratorijski praksi pogosto uporablja kot oksidant. V interakciji z redukcijskim sredstvom ena molekula kalijevega dikromata sprejme šest elektronov in tvori trivalentne kromove spojine:

6 FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 +7 H 2 SO 4 = 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 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.

Redoks reakcije, ki vključujejo vodikov peroksid in kalijev nitrit

Vodikov peroksid in kalijev nitrit imata pretežno oksidativne lastnosti:

H 2 S + H 2 O 2 = S + 2 H 2 O,

2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,

Vendar pa vodikov peroksid in kalijev nitrit pri interakciji z močnimi oksidanti (kot je na primer KMnO 4) delujeta kot redukcijska sredstva:

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.

Treba je opozoriti, da se vodikov peroksid, odvisno od medija, zmanjša po shemi, sl. 7.2.

riž. 7.2. Možni redukcijski produkti vodikovega peroksida

V tem primeru se kot posledica reakcij tvorijo vodni ali hidroksidni ioni:

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 = I 2 + 2 KOH.

7.2.5.2. Intramolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije

Intramolekularne redoks reakcije se praviloma pojavijo pri segrevanju snovi, katerih molekule vsebujejo redukcijsko in oksidacijsko sredstvo. Primeri intramolekularnih redukcijsko-oksidacijskih reakcij so procesi toplotne razgradnje nitratov in kalijevega permanganata:

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. Nesorazmerne reakcije

Kot je navedeno zgoraj, je v reakcijah nesorazmerja en in isti atom (ion) tako oksidant kot redukcijsko sredstvo. Razmislimo o postopku sestavljanja te vrste reakcij na primeru interakcije žvepla z alkalijo.

Tipična oksidacijska stanja žvepla: – 2, 0, +4 in +6. Elementarno žveplo, ki deluje kot redukcijsko sredstvo, odda 4 elektrone:

S o – 4e = S 4+.

žveplo – oksidant sprejme dva elektrona:

S o + 2е = S 2–.

Tako kot posledica reakcije nesorazmerja žvepla nastanejo spojine, oksidacijska stanja elementa, v katerem – 2 in na desni +4:

3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.

Z nesorazmerjem dušikovega oksida (IV) v alkaliji dobimo nitrit in nitrat - spojine, v katerih sta oksidacijska stanja dušika +3 oziroma +5:

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

Nesorazmernost klora v hladni alkalijski raztopini vodi do tvorbe hipoklorita, v vroči raztopini pa klorata:

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. Elektroliza

Oksidacijsko-redukcijski proces, ki poteka v raztopinah ali talinah s prehajanjem stalnega električnega toka skozi njih, se imenuje elektroliza. V tem primeru se anioni oksidirajo na pozitivni elektrodi (anodi). Kationi se reducirajo na negativni elektrodi (katodi).

2 Na 2 CO 3 4 Na + О 2 + 2CO 2.

Pri elektrolizi vodnih raztopin elektrolitov, skupaj s transformacijami topljenca, se lahko pojavijo elektrokemični procesi s sodelovanjem vodikovih ionov in hidroksidnih ionov vode:

katoda (-): 2 Н + + 2е = Н 2,

anoda (+): 4 OH - - 4e = O 2 + 2 H 2 O.

V tem primeru se postopek redukcije na katodi zgodi na naslednji način:

1. Kationi aktivnih kovin (do vključno Al 3+) se na katodi ne reducirajo, temveč vodik.

2. Kovinski kationi, ki se nahajajo v seriji standardnih elektrodnih potencialov (v nizu napetosti) desno od vodika, se med elektrolizo reducirajo na katodi v proste kovine.

3. Kovinski kationi, ki se nahajajo med Al 3+ in H +, se reducirajo na katodi hkrati z vodikovim kationom.

Procesi, ki potekajo v vodnih raztopinah na anodi, so odvisni od snovi, iz katere je anoda izdelana. Razlikovati med netopnimi anodami ( inerten) in topen ( aktiven). Kot material za inertne anode se uporablja grafit ali platina. Topne anode so izdelane iz bakra, cinka in drugih kovin.

Med elektrolizo raztopin z inertno anodo lahko nastanejo naslednji produkti:

1. Oksidacija halogenidnih ionov sprošča proste halogene.

2. Pri elektrolizi raztopin, ki vsebujejo anione SO 2 2–, NO 3 -, PO 4 3–, se sprošča kisik; na anodi ne oksidirajo ti ioni, ampak molekule vode.

Upoštevajoč zgornja pravila, vzemimo za primer elektrolizo vodnih raztopin NaCl, CuSO 4 in KOH z inertnimi elektrodami.

ena). V raztopini natrijev klorid disociira na ione.

1. Reakcije spojine. DI Mendelejev je spojino opredelil kot reakcijo, "v kateri se pojavi ena od dveh snovi. Torej, pri reakcijah spojine iz več reakcijskih snovi relativno preproste sestave dobimo eno snov bolj zapletene sestave

A + B + C = D

Sestavljene reakcije vključujejo zgorevanje preprostih snovi (žveplo, fosfor, ogljik) v zraku. Na primer, ogljik gori v zraku C + O2 = CO2 (seveda ta reakcija poteka postopoma, najprej nastane ogljikov monoksid CO). Te reakcije praviloma spremlja sproščanje toplote, t.j. vodijo k tvorbi stabilnejših in energijsko manj bogatih spojin - so eksotermne.

Reakcije spojine preprostih snovi so vedno redoksne narave. Sestavljene reakcije, ki se pojavljajo med kompleksnimi snovmi, se lahko pojavijo brez spreminjanja valence

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3) 2

tako spadajo tudi v število redoks

2FеСl2 + Сl2 = 2FеСl3.

2. Reakcije razgradnje. Kemične reakcije razgradnje so po Mendelejevu "primeri, ki so nasprotni kombinaciji, to je tisti, pri katerih ena snov daje dve ali na splošno določeno število snovi - večje število njih.

Reakcije razgradnje vodijo do tvorbe več spojin iz ene kompleksne snovi

A = B + C + D

Produkti razgradnje kompleksne snovi so lahko tako preproste kot kompleksne snovi. Primer razgradne reakcije je kemična reakcija razgradnje krede (ali apnenca pod vplivom temperature): CaCO3 = CaO + CO2. Reakcija razgradnje običajno zahteva segrevanje. Takšni procesi so endotermni, t.j. pretok z absorpcijo toplote. Od reakcij razgradnje, ki potekajo brez spreminjanja valenčnih stanj, je treba omeniti razgradnjo kristalnih hidratov, baz, kislin in soli kislin, ki vsebujejo kisik.

CuSO4 5H2O = CuSO4 + 5H2O,

Cu (OH) 2 = CuO + H2O,

H2SiO3 = SiO2 + H2O.

Reakcije razkroja redoks vključujejo razgradnjo oksidov, kislin in soli, ki jih tvorijo elementi v višjih oksidacijskih stanjih

2SO3 = 2SO2 + O2,

4HNO3 = 2H2O + 4NO2O + O2O,

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,

(NH4) 2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.

Redoks razkrojne reakcije so še posebej značilne za soli dušikove kisline.

Reakcije razgradnje v organski kemiji imajo v nasprotju z reakcijami razgradnje v anorganski kemiji svoje posebnosti. Lahko jih obravnavamo kot obratne procese spajanja, saj se zaradi tega najpogosteje tvorijo več vezi ali cikli.

Reakcije razgradnje v organski kemiji se imenujejo pokanje

C18H38 = C9H18 + C9H20

oz dehidrogenacija C4H10 = C4H6 + 2H2.

Pri drugih dveh vrstah reakcij je število reagentov enako številu produktov.

3. Nadomestne reakcije. Njihova značilnost je interakcija preproste snovi s kompleksno. Takšne reakcije obstajajo tudi v organski kemiji. Vendar pa je koncept "substitucije" v organskih snoveh širši kot v anorganski kemiji. Če se v molekuli izhodne snovi kateri koli atom ali funkcionalna skupina nadomesti z drugim atomom ali skupino, so to tudi substitucijske reakcije, čeprav je z vidika anorganske kemije proces videti kot reakcija izmenjave.

Pri nadomestnih reakcijah navadno enostavna snov medsebojno deluje s kompleksno in tvori drugo preprosto snov in še en kompleks A + BC = AB + C

Na primer, če spustimo jekleni žebelj v raztopino bakrovega sulfata, dobimo železov sulfat (železo izpodrine baker iz njegove soli) Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.

Te reakcije v veliki večini spadajo v redoks

2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3,

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,

2KSlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2.

Primeri substitucijskih reakcij, ki jih ne spremlja sprememba valenčnih stanj atomov, je izjemno malo.

Opozoriti je treba na reakcijo silicijevega dioksida s solmi kislin, ki vsebujejo kisik, ki ustrezajo plinastim ali hlapnim anhidridom

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2,

Ca3 (PO4) 2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5.

Včasih se te reakcije obravnavajo kot reakcije izmenjave

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.

4. Reakcije izmenjave (vključno z nevtralizacijo). Izmenjevalne reakcije imenujemo reakcije med dvema spojinama, ki med seboj izmenjujeta svoje sestavne dele.

AB + CD = AD + CB

Veliko jih se pojavlja v vodnih raztopinah. Primer reakcije kemične izmenjave je nevtralizacija kisline z alkalijo

NaOH + HCl = NaCl + H2O.

Tu se v reagentih (snovi na levi) vodikov ion iz HCl spojine zamenja z natrijevim ionom iz spojine NaOH, kar povzroči raztopino natrijevega klorida v vodi.

Če se med substitucijskimi reakcijami pojavijo redoks procesi, se menjalne reakcije vedno odvijajo brez spreminjanja valenčnega stanja atomov. To je najpogostejša skupina reakcij med kompleksnimi snovmi - oksidi, baze, kisline in soli.

ZnO + Н2SO4 = ZnSО4 + Н2О,

AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3,

CrCl3 + 3NaOH = Cr (OH)3 + 3NaCl.

Poseben primer teh reakcij izmenjave so nevtralizacijske reakcije

HCl + KOH = KCl + H2O.

Običajno te reakcije upoštevajo zakone kemijskega ravnotežja in potekajo v smeri, ko se vsaj ena od snovi odstrani iz reakcijske krogle v obliki plinaste, hlapne snovi, oborine ali spojine, ki je slabo disocirana (za raztopine )

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2,

Ca (HCO3) 2 + Ca (OH) 2 = 2CaCO3 ↓ + 2H2O,

CH3COONa + H3PO4 = CH3COOH + NaH2PO4.

Vendar pa številne reakcije ne sodijo v predstavljeno preprosto shemo. Na primer, kemične reakcije med kalijevim permanganatom (kalijevim permanganatom) in natrijevim jodidom ni mogoče pripisati nobeni od teh vrst. Takšne reakcije običajno imenujemo na primer redoks reakcije

2KMnO4 + 10NaI + 8H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 5I2 + 8H2O.

Redoks v anorganski kemiji vključuje vse substitucijske reakcije ter tiste razkrojne reakcije in spojine, v katerih je vključena vsaj ena preprosta snov. V bolj posplošeni različici (že ob upoštevanju organske kemije) vse reakcije vključujejo preproste snovi. In obratno, vse reakcije izmenjave spadajo v reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskih stanj elementov, ki tvorijo reaktante in reakcijske produkte.

2. Razvrstitev reakcij po faznih značilnostih

Glede na agregacijsko stanje reakcijskih snovi ločimo naslednje reakcije:

1. Plinske reakcije:

2. Reakcije v raztopinah:

NaOH (p-p) + HCl (p-p) = NaCl (p-p) + H2O (g).

3. Reakcije med trdnimi snovmi:

CaO (tv) + SiO2 (tv) = CaSiO3 (tv).

3. Razvrstitev reakcij po številu faz

Faza je skupek homogenih delov sistema z enakimi fizikalnimi in kemijskimi lastnostmi in ločenih drug od drugega z vmesnikom.