Посібник з хімії
7.1. Основні типи хімічних реакцій
Перетворення речовин, що супроводжуються зміною їх складу та властивостей, називаються хімічними реакціями або хімічними взаємодіями. При хімічних реакціях не відбувається зміни складу ядер атомів.
Явища, при яких змінюється форма або фізичний стан речовин або змінюється склад ядер атомів, називаються фізичними. Прикладом фізичних явищ є термічна обробка металів, при якій відбувається зміна їх форми (кування), плавлення металу, сублімація йоду, перетворення води в лід або пар і т.д. а також ядерні реакції, в результаті яких з атомів одних елементів утворюються атоми інших елементів.
Хімічні явища можуть супроводжуються фізичними перетвореннями. Наприклад, в результаті протікання хімічних реакцій в гальванічному елементі виникає електричний струм.
Хімічні реакції класифікують за різними ознаками.
1. За знаком теплового ефекту все реакції діляться на ендотермічні (протікають з поглинанням теплоти) і екзотермічні (протікають з виділенням теплоти) (див. § 6.1).
2. По агрегатному стані вихідних речовин і продуктів реакції розрізняють:
гомогенні реакції. в яких всі речовини знаходяться в одній фазі:
гетерогенні реакції. речовини в яких знаходяться в різних фазах:
3. По можливості протікати тільки в прямому напрямку, а також в прямому і зворотному напрямку розрізняють незворотні і оборотні хімічні реакції (див. § 6.5).
4. За наявністю або отсутствую каталізаторів розрізняють каталітичні і некаталітичні реакції (див. § 6.5).
5. По механізму протікання хімічних реакцій діляться на іонні. радикальні і ін. (механізм хімічних реакцій, що протікають за участю органічних сполук, розглядається в курсі органічної хімії).
6. Станом ступенів окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин розрізняють реакції, що протікають без зміни ступеня окислення атомів, і зі зміною ступеня окислення атомів (окислювально-відновні реакції) (див. § 7.2).
7. По зміні складу вихідних речовин і продуктів реакції розрізняють реакції сполучення, розкладу, заміщення та обміну. Ці реакції можуть протікати як зі зміною, так і без зміни ступенів окислення елементів, табл. 7.1.
Типи хімічних реакцій
Перевірити вірність розстановки коефіцієнтів шляхом підрахунку кількості речовини атомів (як правило, водню і кисню), що знаходяться в лівій і правій частинах рівняння реакції.
Правила складання окисно-відновних реакцій розглянемо на прикладі взаємодії сульфіту калію з перманганатом калію в кислому середовищі:
1. Визначення окислювача і відновника
Що знаходиться в надзвичайно окислення марганець не може віддавати електрони. Mn 7+ буде приймати електрони, тобто є окислювачем.
Іон S 4+ може віддати два електрона і перейти в S 6 +. тобто є відновником. Таким чином, в даній реакції K2 SO3 - відновник, а KMnO4 - окислювач.
2. Встановлення продуктів реакції
Віддаючи два електрона електрон, S 4+ переходить в S 6 +. Сульфит калію (K2 SO3), таким чином, переходить в сульфат (K2 SO4). У кислому середовищі Mn 7+ приймає 5 електронів і в розчині сірчаної кислоти (середа) утворює сульфат марганцю (MnSO4). В результаті цієї реакції утворюються також додаткові молекули сульфату калію (за рахунок іонів калію, що входять до складу перманганату), а також молекули води. Таким чином розглянута реакція запишеться у вигляді:
3. Складання балансу електронів
Для складання балансу електронів необхідно вказати ті ступеня окислення, які змінюються в розглянутій реакції:
Далі записуємо для окислювача і відновника:
Mn 7+ + 5 е = Mn 2+;
Число електронів, що віддаються відновником повинна дорівнювати числу електронів, прийнятих окислювачем. Тому в реакції має брати участь два Mn 7+ і п'ять S 4+.
Mn 7+ + 5 е = Mn 2+ 2,
S 4+ - 2 е = S 6+ 5.
Таким чином, число електронів, що віддаються відновником (10) буде дорівнює числу електронів, прийнятих окислювачем (10).
4. Розстановка коефіцієнтів в рівнянні реакції
Відповідно до балансу електронів перед K2 SO3 необхідно поставити коефіцієнт 5, а перед KMnO4 - 2. У правій частині перед сульфатом калію ставимо коефіцієнт 6, оскільки до п'яти молекулам K2 SO4. утворюється при окисленні сульфіту калію, додається одна молекула K2 SO4 в результаті зв'язування іонів калію, що входять до складу перманганату. Оскільки в якості окислювача в реакції беруть участь дві молекули перманганату, в правій частині утворюються також дві молекули сульфату марганцю. Для зв'язування продуктів реакції (іонів калію і марганцю, що входять до складу перманганату) необхідно три молекули сірчаної кислоти, тому в результаті реакції утворюється три молекули води. Остаточно отримуємо:
5. Перевірка правильності розстановки коефіцієнтів у рівнянні реакції
Число атомів кисню в лівій частині рівняння реакції одно:
5 · 3 + 2 · 4 + 3 · 4 = 35.
У правій частині це число складе:
6 · 4 + 2 · 4 + 3 · 1 = 35.
Число атомів водню в лівій частині рівняння реакції дорівнює шести і відповідає числу цих атомів в правій частині рівняння реакції.
7.2.5. Приклади окислювально-відновних реакцій за участю типових окислювачів і відновників
7.2.5.1. Міжмолекулярні реакції окислення-відновлення
Нижче як приклади розглядаються окислювально-відновні реакції, що протікають за участю перманганату калію, дихромата калію, пероксиду водню, нітриту калію, йодиду калію і сульфіду калію. Окислювально-відновні реакції за участю інших типових окислювачів і відновників розглядаються в другій частині посібника ( "Неорганічна хімія").
Окислювально-відновні реакції за участю перманганату калію
Залежно від середовища (кисла, нейтральна, лужна) перманганат калію, виступаючи в якості окислювача, дає різні продукти відновлення, рис. 7.1.
Мал. 7.1. Освіта продуктів відновлення перманганату калію в різних середовищах
Нижче наведені реакції KMnO4 з сульфідом калію в якості відновника в різних середовищах, що ілюструють схему, рис. 7.1. У цих реакціях продуктом окислення сульфід-іона є вільна сірка. У лужному середовищі молекули КОН не приймають участь в реакції, а лише визначають продукт відновлення перманганату калію.
Окислювально-відновні реакції за участю дихромата калію
У кислому середовищі Дихромат калію є сильним окислювачем. Суміш K2 Cr2 O7 і концентрованої H2 SO4 (хромпик) широко використовується в лабораторній практиці як окислювач. Взаємодіючи з відновником одна молекула дихромата калію приймає шість електронів, утворюючи з'єднання тривалентного хрому:
Окислювально-відновні реакції за участю пероксиду водню і нітриту калію
Пероксид водню і нітрит калію проявляють переважно окислювальні властивості:
Однак, при взаємодії з сильними окислювачами (такими як, наприклад, KMnO4), пероксид водню і нітрит калію виступають в якості восстановітеей:
Необхідно відзначити, що пероксид водню в залежності від середовища відновлюється згідно зі схемою, рис. 7.2.
Мал. 7.2. Можливі продукти відновлення пероксиду водню
При цьому в результаті реакцій утворюється вода або гідроксид-іони:
7.2.5.2. Внутрішньомолекулярні реакції окислення-відновлення
Внутрішньомолекулярні окислювально-відновні реакції протікають, як правило, при нагріванні речовин, в молекулах яких присутні відновник і окислювач. Прикладами внутрішньо молекулярних реакцій відновлення-окиснення є процеси термічного розкладання нітратів і перманганату калію:
7.2.5.3. реакції диспропорціонування
Як вище зазначалося, в реакціях диспропорціонування один і той же атом (іон) є одночасно окислювачем і відновником. Розглянемо процес складання цього типу реакцій на прикладі взаємодії сірки з лугом.
Характерні ступеня окислення сірки. - 2, 0, +4 і +6. Виступаючи в якості відновника елементарна сірка віддає 4 електрона:
Сірка - окислювач приймає два електрона:
Таким чином, в результаті реакції диспропорціонування сірки утворюються сполуки, ступеня окислення елемента в яких - 2 і праворуч +4:
При диспропорционирование оксиду азоту (IV) в лугу виходять нітрит і нітрат - з'єднання, в яких ступені окислення азоту відповідно рівні +3 і +5:
Диспропорционирование хлору в холодному розчині лугу призводить до утворення гіпохлориту, а в гарячому - хлората:
Cl 0 2 + 2 KOH = KCl - + KCl + O + H2 O,
Окислювально-відновний процес, що протікає в розчинах або розплавах при пропущенні через них постійного електричного струму, називають електролізом. При цьому на позитивних пластинах (аноді) відбувається окислення аніонів. На негативному електроді (катоді) відновлюються катіони.
Розглянемо як приклад електроліз розплаву КОН. У розплаві відбувається дисоціація молекули лугу на іони:
Під дією електричного струму катіони переміщуються до катода і відновлюються:
катод (-): До + + е = К.
Гідроксид-іони ОН - під дією електричного струму переміщуються до анода і окислюються:
анод (+): 4 ОН - -4е = О 2- + 2 Н2 О.
Зрівнюючи число електронів, що беруть участь в катодному і анодному процесах, отримуємо схему електролізу розплаву КОН:
катод (-): До + + е = К 4
анод (+): 4 ОН - - 4е = О2 + 2 Н2 О 1
4 До + + 4 ОН - 4 К + О2 + 2Н2 Про
або в молекулярній формі
Електроліз розплаву соди описується наступним рівнянням:
При електролізі водних розчинів електролітів поряд з перетвореннями розчиненої речовини можуть протікати електрохімічні процеси за участю іонів водню і гідроксид-іонів води:
В цьому випадку процес відновлення на катоді відбувається наступним чином:
1. Катіони активних металів (до Al 3+ включно) не відновлюються на катоді, замість них відновлюється водень.
2. Катіони металів, розташовані в ряду стандартних електродних потенціалів (в ряду напруг) правіше водню, при електролізі відновлюються на катоді до вільних металів.
3. Катіони металів, розташовані між Al 3+ і Н +. на катоді відновлюються одночасно з катіоном водню.
Процеси, що протікають у водних розчинах на аноді, залежать від речовини, з якого зроблений анод. Розрізняють аноди нерозчинні (інертні) і розчинні (активні). Як матеріал інертних анодів використовують графіт або платину. Розчинні аноди виготовляють з міді, цинку та інших металів.
При електролізі розчинів з інертним анодом можуть утворюватися такі продукти:
1. При окисленні галогенид-іонів виділяються вільні галогени.
2. При електролізі розчинів, що містять аніони SO2 2. NO3 -. PO4 3 виділяється кисень, тобто на аноді окислюються не оці іони, а молекули води.
З огляду на вищевикладені правила, розглянемо в якості прикладу електроліз водних розчинів NaCl, CuSO4 і KOH з інертними електродами.
1). У розчині хлорид натрію дисоціює на іони:
Записуємо схему електролізу, враховуючи, що на катоді відновлюються іони водню (катіони натрію не відновлюються в водних розчинах), а на аноді окислюються хлорид-іони:
2). Сульфат міді в розчині дисоціює на іони:
Іони міді у водних розчинах відновлюються на катоді, а на аноді відбуватиметься окислення води. Схема електролізу:
катод (-): Cu 2+ + 2e = Cu 0
3). Запишемо рівняння реакції електролізу водного розчину КОН, враховуючи, що на катоді відновлюються іони водню, а на аноді окислюються іони ОН-:
катод (-): 2H2 O + 2 e = H2 + 2OH - 2
або в молекулярній формі:
Таким чином, у водному розчині лугу в результаті електролізу відбувається розкладання води.
Розчинна анод при електролізі сам піддається окисленню. Наприклад, схему електролізу CuCl2 з розчинною анодом (Сu) можна представити в такий спосіб, рис. 7.3:
Мал. 7.3. Схема електролізу водного розчину хлориду міді (II) з розчинною анодом (Cu)
На катоді виділяється мідь, а на аноді замість виділення хлору протікає окислення міді, яка переходить в розчин.
Електроліз з розчинною анодом широко застосовується при очищенні металів від домішок, а також для покриття одного металу шаром іншого (наприклад, нікелювання для захисту металу від корозії).