Химические процессы их признаки и классификация. По изменению степени окисления элементов

В предыдущих статьях были рассмотрены классификации реакций по следующим признакам:

1.По признаку изменения степеней окисления элементов в молекулах реагирующих веществ все реакции делятся на:

а) окислительно-восстановительные реакции (реакции с переносом электронов);

б) не окислительно-восстановительные реакции (реакции без переноса электронов).

2.По знаку теплового эффекта все реакции делятся на:

а) экзотермические (идущие с выделением теплоты);

б) эндотермические (идущие с поглощением теплоты).

3.По признаку однородности реакционной системы реакции делятся на:

а) гомогенные (протекающие в однородной системе);

б) гетерогенные (протекающие в неоднородной системе).

4.В зависимости от присутствия или отсутствия катализатора реакции делятся на:

а) каталитические (идущие с участием катализатора);

б) некаталитические (идущие без катализатора).

5.По признаку обратимости все химические реакции делятся на:

а) необратимые (протекающие только в одном направлении);

б) обратимые (протекающие одновременно в прямом и в обратном направлениях).

Рассмотрим еще одну часто используемую классификацию.

По числу и составу исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции можно выделить следующие важнейшие типы химических реакций:

а) реакции соединения;

б) реакции разложения;

в) реакции замещения;

г) реакции обмена.

Реакции соединения - это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава: А + В +…= D

Существует большое число реакций соединения простых веществ (металлов с неметаллами, неметаллов с неметаллами), например:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

Реакции соединения простых веществ всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Как правило, эти реакции экзотермичны.

В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества, например:

СаО + SO 3 = CaSO 4

K 2 O + H 2 O = 2KOH

В приведенных примерах степени окисления элементов при протекании реакций не изменяются.

Существуют также реакции соединения простых и сложных веществ, которые относятся к окислительно-восстановительным реакциям, например:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Реакции разложения - это реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ: А = В + С + …

Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества, например:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

ВаСО 3 = ВаО + CO 2

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Как и реакции соединения, реакции разложения могут протекать с изменением и без изменения степеней окисления элементов.

Реакции замещения - это реакции между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замешают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества. В результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество:

А + ВС = АС + В

Эти реакции почти всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Например:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2

Существует небольшое число реакций замещения, в которых участвуют сложные вещества и которые происходят без изменения степеней окисления элементов, например:

СаСО 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + СО 2

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

Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями:

АВ + С D = А D + СВ

Реакции обмена всегда протекают без переноса электронов, т. е. являются не окислительно-восстановительными реакциями. Например:

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H2O

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl

В результате реакций обмена обычно образуются осадок (↓), или газообразное вещество (), или слабый электролит (например, вода).

♦ По числу и составу исходных и полученных веществ химические реакции бывают:

1. Соединения - из двух или нескольких веществ образуется одно сложное вещество:
   Fe + S = FeS
   (при нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа)
2. Разложения - из одного сложного вещества образуется два или несколько веществ:
   2H 2 O = 2H 2 + O 2
   (вода разлагается на водород и кислород при пропускании электрического тока)
3. Замещения - атомы простого вещества замещают один из элементов в сложном веществе:
   Fe + CuCl 2 = Cu↓ + FeCl 2
   (железо вытесняет медь из раствора хлорида меди (II))
4. Обмена - 2 сложных вещества обмениваются составными частями:
   HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
   (реакция нейтрализации - соляная кислота реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и воды)

♦ Реакции, протекающие с выделением энергии (тепла), называются экзотермическими . К ним относятся реакции горения, например серы:

S + O 2 = SO 2 + Q
Образуется оксид серы (IV), выделение энергии обозначают + Q

Реакции, требующие затрат энергии, т. е. протекающие с поглощением энергии, называются эндотермическими . Эндотермической является реакция разложения воды под действием электрического тока:

2H 2 O = 2H 2 + O 2 − Q

♦ Реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов, т. е. переходом электронов, называются окислительно-восстановительными :

Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Противоположностью являются электронно-статичные реакции, часто их называют просто реакции, протекающие без изменения степени окисления . К ним относятся все реакции обмена:

H +1 Cl −1 + Na +1 O −2 H +1 = Na +1 Cl −1 + H 2 +1 O −2

(Напомним, что степень окисления в веществах, состоящих из двух элементов, численно равна валентности, знак ставится перед цифрой)

2. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав предложенной соли, например сульфата меди (II)

Качественный состав соли доказывают с помощью реакций, сопровождающихся выпадением осадка или выделением газа с характерным запахом или цветом. Образование осадка происходит в случае получения нерастворимых веществ (определяем по таблице растворимости). Газы выделяются при образовании слабых кислот (для многих требуется нагревание) или гидроксида аммония.

Наличие иона меди можно доказать добавлением гидроксида натрия, выпадает синий осадок гидроксида меди (II):

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Дополнительно можно провести разложение гидроксида меди (II) при нагревании, образуется черный оксид меди (II):

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Наличие сульфат-иона доказывается выпадением белого кристаллического осадка, нерастворимого в концентрированной азотной кислоте, при добавлении растворимой соли бария:

CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

Лекция: Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

Виды химических реакций в неорганической химии

А) Классификация по количеству начальных веществ:

Разложение – вследствие данной реакции, из одного имеющегося сложного вещества, образуются два или несколько простых, а так же сложных веществ.

Пример: 2Н 2 O 2 → 2Н 2 O + O 2

Соединение – это такая реакция, при которой из двух и более простых, а также сложных веществ, образуется одно, но более сложное.

Пример: 4Al+3O 2 → 2Al 2 O 3

Замещение – это определенная химическая реакция, которая проходит между некоторыми простыми, а так же сложными веществами. Атомы простого вещества, в данной реакции, замещаются на атомы одного из элементов, находящегося в сложном веществе.

Пример: 2КI + Cl2 → 2КCl + I 2

Обмен – это такая реакция, при которой два сложных по строению вещества обмениваются своими частями.

Пример: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2

Б) Классификация по тепловому эффекту:

Экзотермические реакции – это определенные химические реакции, при которых происходит выделение тепла.
Примеры:

S +O 2 → SO 2 + Q

2C 2 H 6 + 7O 2 → 4CO 2 +6H 2 O + Q

Эндотермические реакции – это определенные химические реакции, при которых происходит поглощение тепла. Как правило, это реакции разложения.

Примеры:

CaCO 3 → CaO + CO 2 – Q
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 – Q

Теплота, которая выделяется или поглощается в результате химической реакции, называется тепловым эффектом.

Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции, называют термохимическими .

В) Классификация по обратимости:

Обратимые реакции – это реакции, которые протекают при одинаковых условиях во взаимопротивоположных направлениях.

Пример: 3H 2 + N 2 ⇌ 2NH 3

Необратимые реакции – это реакции, которые протекают только в одном направлении, а так же завершающиеся полным расходом всех исходных веществ. При этих реакциях выделяе тся газ, осадок, вода.
Пример: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2

Г) Классификация по изменению степени окисления:

Окислительно - восстановительные реакции – в процессе данных реакций происходит изменение степени окисления.

Пример: Сu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Не окислительно - восстановительные – реакции без изменения степени окисления.

Пример: HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O.

Д) Классификация по фазе:

Гомогенные реакции – реакции, протекающие в одной фазе, когда исходные вещества и продукты реакции имеют одно агрегатное состояние.

Пример: Н 2 (газ) + Cl 2 (газ) → 2HCL

Гетерогенные реакции – реакции, протекающие на поверхности раздела фаз, при которых продукты реакции и исходные вещества имеют разное агрегатное состояние.
Пример: CuO+ H 2 → Cu+H 2 O

Классификация по использованию катализатора:

Катализатор – вещество, которое ускоряет реакцию. Каталитическая реакция протекает в присутствии катализатора, некаталитическая – без катализатора.
Пример: 2H 2 0 2 MnO 2 → 2H 2 O + O 2 катализатор MnO 2

Взаимодействие щелочи с кислотой протекает без катализатора.
Пример: КOH + HCl → КCl + H 2 O

Ингибиторы – вещества, замедляющие реакцию.
Катализаторы и ингибиторы сами в ходе реакции не расходуются.

Виды химических реакций в органической химии

Замещение – это реакция, в процессе которой происходит замена одного атома/группы атомов, в исходной молекуле, на иные атомы/группы атомов.
Пример: СН 4 + Сl 2 → СН 3 Сl + НСl

Присоединение – это реакции, при которых несколько молекул вещества соединяются в одну. К реакциям присоединения относятся:

• Гидрирование – реакция, в процессе которой происходит присоединение водорода по кратной связи.

Пример: СН 3 -СН = СН 2 (пропен) + Н 2 → СН 3 -СН 2 -СН 3 (пропан)

Гидрогалогенирование – реакция, присоединяющая галогенводород.

Пример: СН 2 = СН 2 (этен) + НСl → СН 3 -СН 2 -Сl (хлорэтан)

Алкины реагируют с галогеноводородами (хлороводородом, бромоводородом) так же, как и алкены. Присоединение в химической реакции проходит в 2 стадии, и определяется правилом Марковникова:

При присоединении протонных кислот и воды к несимметричным алкенам и алкинам атом водорода присоединяется к наиболее гидрогенизированному атому углерода.

Механизм данной химической реакции. Образующийся в 1 - ой, быстрой стадии, p- комплекс во 2 - ой медленной стадии постепенно превращается в s-комплекс - карбокатион. В 3 - ей стадии происходит стабилизация карбокатиона – то есть взаимодействие с анионом брома:

И1, И2 - карбокатионы. П1, П2 - бромиды.

Галогенирование – реакция, при которой присоединяется галоген. Галогенированием так же, называют все процессы, в результате которых в органические соединения вводятся атомы галогена. Данное понятие употребляется в "широком смысле". В соответствии с данным понятием, различают следующие химические реакции на основе галогенирования: фторирование, хлорирование, бромирование, йодирование.

Галогенсодержащие органические производные считаются важнейшими соединениями, которые применяются как в органическом синтезе, так и в качестве целевых продуктов. Галогенпроизводные углеводородов, считаются исходными продуктами в большом количестве реакций нуклеофильного замещения. Что касается практического использования соединений, содержащих галоген, то они применяются в виде растворителей, например хлорсодержащие соединения, холодильных агентов - хлорфторпроизводные, фреоны, пестицидов, фармацевтических препаратов, пластификаторов, мономеров для получения пластмасс.

Гидратация – реакции присоединения молекулы воды по кратной связи.

Полимеризация – это особый вид реакции, при которой молекулы вещества, имеющие относительную невеликую молекулярную массу, присоединяются друг к другу, впоследствии образовывая молекулы вещества с высокой молекулярной массой.

Химические реакции (химические явления) – это процессы, в результате которых из одних веществ обра­зуются другие, отличающиеся от исходных по составу или строению. При протекании химических реакций не происходит изменения чис­ла атомов того или иного элемента, взаимопревращения изотопов.

Классификация химических реакций многопланова, в ее основу могут быть положены различные признаки: число и состав реагентов и продуктов реакции, тепловой эффект, обратимость и др.

I. Классификация реакций по числу и составу реагирующих веществ

А. Реакций, протекающие без изменения качественного состава вещества . Это многочисленные аллотропные превращения простых веществ (например, кислород ↔ озон (3О 2 ↔2О 3), белое олово ↔ серое олово); переход при изменении температуры не­которых твердых веществ из одного кристалли­ческого состояния в другое –полиморфные превращения (например, красные кристаллы иодида ртути (II) при на­гревании превращаются в вещество желтого цвета того же состава, при охлаждении протекает обратный процесс); реакции изомеризации (например,NH 4 OCN↔ (NH 2) 2 CO) и др.

Б. Реакции, протекающие с изменением со­става реагирующих веществ.

Реакции соединения – это реакции, при которых из двух или бо­лее исходных веществ образуется одно новое сложное вещество. Исходные вещества могут быть как просты­ми, так и сложными, например:

4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5 ; 4NO 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4HNO 3 ; СаО+ Н 2 О =Са(ОН) 2 .

Реакции разложения – это реакции, при которых из одного исходного сложного вещества образуется два или более новых вещества. Вещества, образующиеся в реакциях такого типа мо­гут быть как простыми, так и сложными, например:

2HI = Н 2 + I 2 ; СаCO 3 =СаО+ CO 2 ; (CuOH) 2 CO 3 = CuO + H 2 O + CO 2 .

Реакции замещения – это процессы, в которых атомы про­стого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе. Поскольку в реакциях замещения в качестве одного из реагентов обязательно участвует простое вещество, практически все превраще­ния такого типа являются окислительно-восстановительными, например:

Zn + H 2 SO 4 = H 2 + ZnSO 4 ; 2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 ; H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.

Реакции обмена – это реакции, при которых два слож­ных вещества обмениваются своими составными частями. Реакции обмена могут протекать непосредственно между двумя ре­агентами без участия растворителя, например:H 2 SO 4 + 2КОН =K 2 SO 4 + 2Н 2 О;SiО 2 (тв) + 4HF(г)=SiF 4 + 2Н 2 О.

Реакции обмена, протекающие в растворах электролитов, называют реакциями ионного обмена. Такие реакции возможны лишь в том случае, если одно из образующихся веществ является слабым эле­ктролитом, выделяется из сферы реакции в виде газа или труднорас­творимого вещества (правило Бертолле):

AgNO 3 +HCl=AgCl↓ +HNO 3 , илиAg + +Cl - =AgCl↓;

NH 4 Cl+ КОН =KCl+NH 3 +H 2 O, илиNH 4 + +OH - =H 2 O+NH 3 ;

NaOH+HCl=NaCl+H 2 O, или Н + +OH - =H 2 O.

II. Классификация реакций по тепловому эффекту

А. Реакции, протекающие с выделением тепловой энер­гии –экзотермические реакции (+ Q).

Б. Реакции, протекающие с поглощением теплоты –эндо­термические реакции (– Q).

Тепловым эффектом реакции называют количество теплоты, кото­рое выделяется или поглощается в результате химической реакции. Уравнение реакции, в котором указан ее тепловой эффект, называ­юттермохимическим. Значение теплового эффекта реакции удобно приводить в расчете на 1 моль одного из участников реакции, поэтому в термохимических уравнениях часто можно встретить дробные коэффициенты:

1/2N 2 (г) + 3/2Н 2 (г) =NH 3 (г) + 46,2 кДж /моль.

Экзотермическими являются все реакции горения, подавляющее большинство реакций окисления и соединения. Реакции разложения, как правило, требуют затрат энергии.

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:

Н 2 +СI 2 =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:

N 2 +O 2 =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 + NH 3 = NH 4 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 = H 2 + I 2

Или разложение перманганата калия:

2KmnO 4 = K2mnO 4 + mnO 2 + O 2

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(NO 3) 2 + Zn =Zn(NO 3) 2 + Pb

Или вытеснение брома хлором:

2NaBr + CI 2 = 2NaCI + Br 2

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 + 3H3SO4 = AI2(SO4)3 + 3H3O

Или взаимодействие хлорида кальция с нитратом серебра:

CaCI 2 + AgNO 3 = Ca(NO 3) 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

HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H3O

BaCI 2 + K 2 SO4 = BaSO 4 + 2KCI

Ко второму типу относятся химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых элементов:

2KCIO 3 = 2KICI+3O2

2KBr+CI2=Br 2 +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 – = AI 3+ H 2 - 2e – = 2H +

2.Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.

S + 2e – = S 2- CI 2 +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 – = Э n+

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.

Например, KMnO 4 , MnO 2 , MnSO 4 ,

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.

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:

Сu 0 -2e - = Сu 2+ 1

Pd +2 +2e - =Pd 0 1

Из приведенных электронных уравнений видно, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1.

Окончательное уравнение реакции:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 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:

KМnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 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 │ Р 3+ - 2ē ═ Р 5+ процесс окисления

окислитель 2 │Mn +7 + 5 ē ═ Mn 2+ 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

2KМnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 ═ 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 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:

Н 2 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

Н 2 S – 2е – = S + 2H +

Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя сероводорода.

Обесцвечивание раствора связано с переходом MnO 4 - (малиновая окраска) в Mn 2+ (слабо розовая окраска). Это можно выразить схемой

MnO 4 – Mn 2+

В кислом растворе кислород, входящий в состав MnO 4 - вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так

MnO 4 – +8Н + Mn 2+ + 4Н 2 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

MnO 4 – +8Н + +5е – Mn 2+ + 4Н 2 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

Н 2 S – 2е – = S + 2H + 5

MnO 4 – +8Н + +5е – Mn 2+ + 4Н 2 О 2

5Н 2 S +2MnO 4 – +16Н + = 5S+10H + + 2Mn 2+ + 8Н 2 О

После сокращения на 10H + получаем

5Н 2 S +2MnO 4 – +6Н + = 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О или в молекулярной форме

2к + + 3SO 4 2- = 2к + + 3SO 4 2-

5Н 2 S +2KMnO 4 +3Н 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +8Н 2 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 ; MnO 4– , Cr 2 O 7 2– , CrO 4 2– , SO 4 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:

2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O

5HCI + HCIO 3 = 5CI 2 + 3H 2 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:

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2

Сюда же относят и разложение веществ в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 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 МnO 4 химических Химический эксперимент по неорганической химии в системе проблемного обученияДипломная работа >> Химия

Задач» 27. Классификация химических реакций . Реакции , которые идут без изменения состава. 28. Классификация химических реакций , которые идут...