Reaktionerne af forbindelsen er som følger. Klassificering af kemiske reaktioner

Del I

1. Sammensatte reaktioner er"kemisk antonym" af en nedbrydningsreaktion.

2. Skriv ned tegnene på forbindelsens reaktion:
- reaktionen involverer 2 simple eller komplekse stoffer;
- der dannes et kompleks;
- varme frigives.

3. Baseret på de identificerede karakteristika, definer forbindelsens reaktioner.
Sammensatte reaktioner er reaktioner, der resulterer i dannelsen af ​​et komplekst stof fra et eller flere simple eller komplekse stoffer.

Baseret på reaktionsretningen er reaktionerne opdelt i:

Del II

1. Skriv ligningerne ned kemiske reaktioner:

2. Skriv ligningerne for kemiske reaktioner mellem klor:
1) og natrium 2Na+Cl2=2NaCl
2) og calcium Ca+Cl2=CaCl2
3) og jern med dannelse af jern(III)chlorid 2Fe+3Cl2=2FeCl3

3. Karakteriser reaktionen

4. Karakteriser reaktionen

5. Nedskriv ligningerne for reaktionerne af forbindelsen, der forekommer i henhold til skemaerne:

6. Arranger koefficienterne i reaktionsligningerne, hvis diagrammer er:

7. Er følgende udsagn sande?
A. De fleste sammensatte reaktioner er eksoterme.
B. Når temperaturen stiger, stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion.
1) begge domme er korrekte

8. Beregn mængden af ​​brint og massen af ​​svovl, der kræves for at danne 85 g svovlbrinte.

7.1. Grundlæggende typer af kemiske reaktioner

Transformationer af stoffer, ledsaget af ændringer i deres sammensætning og egenskaber, kaldes kemiske reaktioner eller kemiske interaktioner. Under kemiske reaktioner sker der ingen ændring i sammensætningen af ​​atomkernerne.

Fænomener, hvor formen eller fysisk tilstand stoffer eller sammensætningen af ​​atomkerneændringer kaldes fysiske. Eksempel fysiske fænomener er varmebehandling metaller, hvor deres form ændres (smedning), metal smelter, jod sublimerer, vand bliver til is eller damp osv. nukleare reaktioner, som et resultat af hvilke atomer af andre grundstoffer dannes af atomer af nogle grundstoffer.

Kemiske fænomener kan være ledsaget af fysiske transformationer. For eksempel, som et resultat af kemiske reaktioner, der forekommer i en galvanisk celle, opstår en elektrisk strøm.

Kemiske reaktioner er klassificeret efter forskellige kriterier.

1. Ifølge tegnet på den termiske effekt er alle reaktioner opdelt i endotermisk(fortsat med varmeabsorption) og eksotermisk(strømmer med frigivelse af varme) (se § 6.1).

2. Af aggregeringstilstand udgangsmaterialer og reaktionsprodukter skelnes:

homogene reaktioner, hvor alle stoffer er i samme fase:

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

CO (g) + Cl 2 (g) = COCl 2 (g),

Si02(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).

heterogene reaktioner stoffer, hvori er i forskellige faser:

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

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

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

3. Ifølge evnen til kun at flyde i fremadgående retning, såvel som i fremadgående og tilbagegående retninger, skelner de irreversible Og reversibel kemiske reaktioner (se § 6.5).

4. Baseret på tilstedeværelsen eller fraværet af katalysatorer, skelner de katalytisk Og ikke-katalytisk reaktioner (se § 6.5).

5. Ifølge mekanismen for deres forekomst er kemiske reaktioner opdelt i ionisk, radikal osv. (mekanisme for kemiske reaktioner, der forekommer med deltagelse organiske forbindelser, diskuteret i kurset organisk kemi).

6. I henhold til oxidationstilstanden for de atomer, der indgår i sammensætningen af ​​de reagerende stoffer, forekommer reaktioner uden at ændre oxidationstilstanden atomer, og med en ændring i oxidationstilstanden af ​​atomer ( redoxreaktioner) (se § 7.2) .

7. Reaktioner er kendetegnet ved ændringer i sammensætningen af ​​udgangsstofferne og reaktionsprodukterne forbindelse, nedbrydning, substitution og udveksling. Disse reaktioner kan forekomme både med og uden ændringer i grundstoffernes oxidationstilstande, tabel . 7.1.

Tabel 7.1

Typer af kemiske reaktioner

	Generel ordning	Eksempler på reaktioner, der opstår uden at ændre grundstoffernes oxidationstilstand	Eksempler på redoxreaktioner
Forbindelser (et nyt stof dannes af to eller flere stoffer)		HCl + NH3 = NH4Cl; SO3 + H2O = H2SO4	H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Nedbrydninger (der dannes flere nye stoffer ud fra et stof)	A = B + C + D	MgC03 MgO + C02; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O	2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2
Udskiftninger (når stoffer interagerer, erstatter atomer af et stof atomer af et andet stof i et molekyle)	A + BC = AB + C	CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2	Pb(NO3)2 + Zn = Zn(N03)2 + Pb; Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
(to stoffer udveksler deres komponenter danner to nye stoffer)	AB + CD = AD + CB	AICI3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl; Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

7.2. Redoxreaktioner

Som nævnt ovenfor er alle kemiske reaktioner opdelt i to grupper:

Kemiske reaktioner, der opstår med en ændring i oxidationsgraden af ​​de atomer, der udgør reaktanterne, kaldes redox.

Oxidation er processen med at afgive elektroner af et atom, molekyle eller ion:

Na o – 1e = Na+;

Fe2+ ​​– e = Fe3+;

H20 - 2e = 2H+;

2 Br – – 2e = Br 2 o.

Genopretning er processen med at tilføje elektroner til et atom, molekyle eller ion:

So + 2e = S2-;

Cr3+ + e = Cr2+;

Cl2o + 2e = 2Cl –;

Mn7+ + 5e = Mn2+.

Atomer, molekyler eller ioner, der accepterer elektroner, kaldes oxidationsmidler. Restauratorer er atomer, molekyler eller ioner, der donerer elektroner.

Ved at acceptere elektroner reduceres oxidationsmidlet under reaktionen, og reduktionsmidlet oxideres. Oxidation er altid ledsaget af reduktion og omvendt. Dermed, antallet af elektroner afgivet af reduktionsmidlet er altid lig med antallet af elektroner, der accepteres af oxidationsmidlet.

7.2.1. Oxidationstilstand

Oxidationstilstanden er den betingede (formelle) ladning af et atom i en forbindelse, beregnet under den antagelse, at den kun består af ioner. Oxidationstilstanden betegnes normalt Arabisk tal over elementsymbolet med et "+" eller "–" tegn. For eksempel Al 3+, S 2–.

For at finde oxidationstilstande bruges følgende regler:

oxidationstilstand af atomer i simple stoffer akse er lig nul;

den algebraiske sum af oxidationstilstandene for atomer i et molekyle er lig med nul, i en kompleks ion - ladningen af ​​ionen;

oxidationstilstand af atomer alkalimetaller altid lig med +1;

brintatomet i forbindelser med ikke-metaller (CH 4, NH 3, etc.) udviser en oxidationstilstand på +1, og med aktive metaller er dens oxidationstilstand –1 (NaH, CaH 2, etc.);

Fluoratomet i forbindelser udviser altid en oxidationstilstand på -1;

Oxidationstilstanden for oxygenatomet i forbindelser er sædvanligvis -2, bortset fra peroxider (H 2 O 2, Na 2 O 2), hvor oxygenets oxidationstilstand er -1, og nogle andre stoffer (superoxider, ozonider, oxygen fluorider).

Den maksimale positive oxidationstilstand for grundstoffer i en gruppe er normalt lig med gruppetallet. Undtagelserne er fluor og oxygen, da deres højeste oxidationstilstand er lavere end antallet af den gruppe, hvori de findes. Grundstoffer i kobberundergruppen danner forbindelser, hvor deres oxidationstilstand overstiger gruppetallet (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Maksimum negativ grad oxidation af grundstoffer fundet i hovedundergrupperne periodiske system kan bestemmes ved at trække gruppetallet fra otte. For kulstof er det 8 – 4 = 4, for fosfor – 8 – 5 = 3.

I hovedundergrupperne, når man bevæger sig fra elementer fra top til bund, falder stabiliteten af ​​den højeste positive oxidationstilstand i sekundære undergrupper, tværtimod fra top til bund øges stabiliteten af ​​højere oxidationstilstande.

Konventionaliteten af ​​begrebet oxidationstilstand kan demonstreres ved at bruge eksemplet med nogle uorganiske og organiske forbindelser. Især i phosphinsyre (phosphor) H 3 PO 2, phosphon (phosphor) H 3 PO 3 og phosphor H 3 PO 4 syrer er oxidationstilstandene for fosfor henholdsvis +1, +3 og +5, mens i alle disse forbindelser fosfor er pentavalent. For kul i methan CH 4, methanol CH 3 OH, formaldehyd CH 2 O, myresyre HCOOH og kulilte (IV) CO 2 er oxidationstilstandene for kulstof henholdsvis –4, –2, 0, +2 og +4 , mens som valensen af ​​carbonatomet i alle disse forbindelser er fire.

På trods af det faktum, at oxidationstilstanden er et konventionelt begreb, er det meget brugt til at sammensætte redoxreaktioner.

7.2.2. De vigtigste oxidations- og reduktionsmidler

Typiske oxidationsmidler er:

1. Simple stoffer, hvis atomer har høj elektronegativitet. Disse er først og fremmest elementer i hovedundergrupperne VI og VII af grupper i det periodiske system: oxygen, halogener. Af de simple stoffer er det kraftigste oxidationsmiddel fluor.

2. Forbindelser indeholdende nogle metalkationer i høje oxidationstilstande: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ osv.

3. Forbindelser indeholdende nogle komplekse anioner, hvor grundstofferne er i høje positive oxidationstilstande: 2–, – osv.

Reduktionsmidler omfatter:

1. Simple stoffer, hvis atomer har lav elektronegativitet, er aktive metaller. Ikke-metaller, såsom brint og kulstof, kan også udvise reducerende egenskaber.

2. Nogle metalforbindelser indeholdende kationer (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), som ved at donere elektroner kan øge deres oxidationstilstand.

3. Nogle forbindelser, der indeholder så simple ioner som f.eks. I –, S 2–.

4. Forbindelser indeholdende komplekse ioner (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, hvori grundstoffer ved at donere elektroner kan øge deres positive oxidationstilstand.

I laboratoriepraksis bruges følgende oxidationsmidler oftest:

kaliumpermanganat (KMnO4);

kaliumdichromat (K2Cr2O7);

salpetersyre (HNO3);

koncentreret svovlsyre(H2S04);

hydrogenperoxid (H2O2);

oxider af mangan (IV) og bly (IV) (MnO 2, PbO 2);

smeltet kaliumnitrat (KNO 3) og smelter af nogle andre nitrater.

Reduktionsmidler, der anvendes i laboratoriepraksis omfatter:

• magnesium (Mg), aluminium (Al) og andre aktive metaller;
• hydrogen (H2) og carbon (C);
• kaliumiodid (KI);
• natriumsulfid (Na2S) og hydrogensulfid (H2S);
• natriumsulfit (Na2S03);
• tinchlorid (SnCl 2).

7.2.3. Klassificering af redoxreaktioner

Redoxreaktioner inddeles normalt i tre typer: intermolekylære, intramolekylære og disproportioneringsreaktioner (selvoxidation-selvreduktion).

Intermolekylære reaktioner opstå med en ændring i oxidationstilstanden af ​​atomer, der er i forskellige molekyler. For eksempel:

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.

TIL intramolekylære reaktioner Det er reaktioner, hvor oxidationsmidlet og reduktionsmidlet er en del af det samme molekyle, for eksempel:

(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 .

I disproportionelle reaktioner(selvoxidation-selvreduktion) et atom (ion) af det samme grundstof er både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel:

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

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

7.2.4. Grundlæggende regler for sammensætning af redoxreaktioner

Sammensætningen af ​​redoxreaktioner udføres i overensstemmelse med trinene i tabellen. 7.2.

Tabel 7.2

Stadier af kompilering af ligninger for redoxreaktioner

	Handling
	Bestem oxidationsmiddel og reduktionsmiddel.
	Identificer produkterne fra redoxreaktionen.
	Opret en elektronbalance og brug den til at tildele koefficienter for stoffer, der ændrer deres oxidationstilstande.
	Arranger koefficienterne for andre stoffer, der deltager og dannes i redoxreaktionen.
	Tjek rigtigheden af ​​koefficienterne ved at tælle mængden af ​​stof i atomerne (normalt brint og oxygen) placeret på venstre og højre side af reaktionsligningen.

Lad os overveje reglerne for sammensætning af redoxreaktioner ved at bruge eksemplet på interaktionen mellem kaliumsulfit og kaliumpermanganat i et surt miljø:

1. Bestemmelse af oxidationsmiddel og reduktionsmiddel

Mangan, som er i den højeste oxidationstilstand, kan ikke afgive elektroner. Mn 7+ vil acceptere elektroner, dvs. er et oxidationsmiddel.

S 4+ ionen kan donere to elektroner og gå ind i S 6+, dvs. er et reduktionsmiddel. I den undersøgte reaktion er K 2 SO 3 således et reduktionsmiddel, og KMnO 4 er et oxidationsmiddel.

2. Etablering af reaktionsprodukter

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?

Ved at donere to elektroner til en elektron bliver S 4+ til S 6+. Kaliumsulfit (K 2 SO 3) bliver således til sulfat (K 2 SO 4). I et surt miljø accepterer Mn 7+ 5 elektroner og i en opløsning af svovlsyre (medium) danner mangansulfat (MnSO 4). Som et resultat af denne reaktion dannes der også yderligere molekyler af kaliumsulfat (på grund af de kaliumioner, der er inkluderet i permanganatet), såvel som vandmolekyler. Reaktionen under overvejelse vil således blive skrevet som:

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

3. Kompilering af elektronbalance

For at kompilere en elektronbalance er det nødvendigt at angive de oxidationstilstande, der ændrer sig i den pågældende reaktion:

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.

Mn7+ + 5e = Mn2+;

S 4+ – 2 e = S 6+.

Antallet af elektroner, der afgives af reduktionsmidlet, skal være lig med antallet af elektroner, der accepteres af oxidationsmidlet. Derfor skal to Mn 7+ og fem S 4+ deltage i reaktionen:

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

S 4+ – 2 e = S 6+ 5.

Således vil antallet af elektroner, der afgives af reduktionsmidlet (10), være lig med antallet af elektroner, der accepteres af oxidationsmidlet (10).

4. Arrangement af koefficienter i reaktionsligningen

I overensstemmelse med elektronbalancen er det nødvendigt at sætte en koefficient på 5 foran K 2 SO 3 og 2 foran KMnO 4. På højre side, foran kaliumsulfat, sætter vi en koefficient på 6, da der tilsættes et molekyle til de fem K 2 SO 4 molekyler dannet under oxidationen af ​​kaliumsulfit K 2 SO 4 som følge af bindingen af ​​kaliumioner inkluderet i permanganatet. Da reaktionen involverer to permanganatmolekyler, på højre side dannes også to mangansulfat molekyler. For at binde reaktionsprodukterne (kalium- og manganioner inkluderet i permanganatet) er det nødvendigt tre molekyler af svovlsyre, derfor, som et resultat af reaktionen, tre vandmolekyler. Til sidst får vi:

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. Kontrol af rigtigheden af ​​koefficienterne i reaktionsligningen

Antallet af oxygenatomer på venstre side af reaktionsligningen er:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

På højre side vil dette nummer være:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Antallet af hydrogenatomer på venstre side af reaktionsligningen er seks og svarer til antallet af disse atomer på højre side af reaktionsligningen.

7.2.5. Eksempler på redoxreaktioner, der involverer typiske oxidations- og reduktionsmidler

7.2.5.1. Intermolekylære oxidations-reduktionsreaktioner

Nedenfor betragter vi som eksempler redoxreaktioner, der involverer kaliumpermanganat, kaliumdichromat, hydrogenperoxid, kaliumnitrit, kaliumiodid og kaliumsulfid. Redoxreaktioner, der involverer andre typiske oxidations- og reduktionsmidler, diskuteres i anden del af manualen ("Uorganisk kemi").

Redoxreaktioner, der involverer kaliumpermanganat

Afhængigt af miljøet (surt, neutralt, alkalisk) giver kaliumpermanganat, der fungerer som et oxidationsmiddel, forskellige reduktionsprodukter, Fig. 7.1.

Ris. 7.1. Dannelse af kalii forskellige miljøer

Nedenfor er reaktionerne af KMnO 4 med kaliumsulfid som et reduktionsmiddel i forskellige miljøer, der illustrerer skemaet, Fig. 7.1. I disse reaktioner er oxidationsproduktet af sulfidionen frit svovl. I et alkalisk miljø deltager KOH-molekyler ikke i reaktionen, men bestemmer kun produktet af reduktionen af ​​kaliumpermanganat.

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.

Redoxreaktioner, der involverer kaliumdichromat

I et surt miljø er kaliumdichromat et stærkt oxidationsmiddel. En blanding af K 2 Cr 2 O 7 og koncentreret H 2 SO 4 (chrom) er meget udbredt i laboratoriepraksis som et oxidationsmiddel. I vekselvirkning med et reduktionsmiddel accepterer et molekyle kaliumdichromat seks elektroner og danner trivalente chromforbindelser:

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.

Redoxreaktioner, der involverer hydrogenperoxid og kaliumnitrit

Hydrogenperoxid og kaliumnitrit udviser overvejende oxiderende egenskaber:

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,

Men når de interagerer med stærke oxidationsmidler (såsom for eksempel KMnO 4), virker hydrogenperoxid og kaliumnitrit som reduktionsmidler:

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.

Det skal bemærkes, at hydrogenperoxid, afhængigt af miljøet, reduceres i henhold til skemaet, fig. 7.2.

Ris. 7.2. Muligeer

I dette tilfælde dannes der som et resultat af reaktionerne vand eller hydroxidioner:

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. Intramolekylære oxidations-reduktionsreaktioner

Intramolekylære redoxreaktioner opstår normalt, når stoffer, hvis molekyler indeholder et reduktionsmiddel og et oxidationsmiddel, opvarmes. Eksempler på intramolekylære reduktions-oxidationsreaktioner er processerne med termisk nedbrydning af nitrater og kaliumpermanganat:

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. Disproportionelle reaktioner

Som nævnt ovenfor er det samme atom (ion) i disproportioneringsreaktioner både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel. Lad os overveje processen med at sammensætte denne type reaktion ved at bruge eksemplet på vekselvirkningen mellem svovl og alkali.

Karakteristiske oxidationstilstande for svovl: – 2, 0, +4 og +6. Elementært svovl fungerer som et reduktionsmiddel og donerer 4 elektroner:

S o – 4e = S4+.

Svovl – Oxidationsmidlet accepterer to elektroner:

S o + 2е = S 2– .

Som et resultat af reaktionen af ​​svovldisproportionering dannes der således forbindelser, hvis oxidationstilstande af grundstoffet er – 2 og højre +4:

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

Når nitrogenoxid (IV) disproportioneres i alkali, opnås nitrit og nitrat - forbindelser, hvor nitrogens oxidationstilstande er henholdsvis +3 og +5:

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

Disproportionering af klor i en kold alkaliopløsning fører til dannelsen af ​​hypochlorit, og i en varm alkaliopløsning - chlorat:

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. Elektrolyse

En oxidations-reduktionsproces, der forekommer i opløsninger eller smelter, når en konstant elektrisk strøm kaldes elektrolyse. I dette tilfælde sker oxidation af anioner ved den positive elektrode (anode). Kationer reduceres ved den negative elektrode (katode).

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

Under elektrolysen af ​​vandige opløsninger af elektrolytter, sammen med omdannelser af det opløste stof, kan elektrokemiske processer forekomme med deltagelse af hydrogenioner og hydroxidioner af vand:

katode (–): 2 Н + + 2е = Н 2,

anode (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.

I dette tilfælde sker reduktionsprocessen ved katoden som følger:

1. Kationer af aktive metaller (op til Al 3+ inklusive) reduceres ikke ved katoden reduceres i stedet.

2. Metalkationer placeret i rækken af ​​standardelektrodepotentialer (i spændingsserien) til højre for brint reduceres til frie metaller ved katoden under elektrolyse.

3. Metalkationer placeret mellem Al 3+ og H + reduceres ved katoden samtidigt med brintkationen.

De processer, der forekommer i vandige opløsninger ved anoden, afhænger af det stof, som anoden er lavet af. Der er uopløselige anoder ( inert) og opløselig ( aktiv). Grafit eller platin bruges som materiale til inerte anoder. Opløselige anoder er lavet af kobber, zink og andre metaller.

Under elektrolysen af ​​opløsninger med en inert anode kan følgende produkter dannes:

1. Når halogenidioner oxideres, frigives frie halogener.

2. Ved elektrolysen af ​​opløsninger indeholdende anionerne SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– frigives ilt, dvs. Det er ikke disse ioner, der oxideres ved anoden, men vandmolekyler.

Under hensyntagen til ovenstående regler, lad os som et eksempel overveje elektrolyse af vandige opløsninger af NaCl, CuSO 4 og KOH med inerte elektroder.

1). I opløsning dissocieres natriumchlorid til ioner.

Sammensatte reaktioner (dannelse af et komplekst stof fra flere simple eller komplekse stoffer) A+B = AB

Nedbrydningsreaktioner (nedbrydning af et komplekst stof til flere simple eller komplekse stoffer) AB = A + B

Substitutionsreaktioner (mellem simple og komplekse stoffer, hvor atomer af et simpelt stof erstatter atomer af et af grundstofferne i et komplekst stof): AB + C = AC + B

Udvekslingsreaktioner (mellem to komplekse stoffer, hvor stoffer udveksler deres komponenter) AB + SD = AD + SV

1. Angiv den korrekte definition af den sammensatte reaktion:

• A. Reaktionen af ​​dannelsen af ​​flere stoffer fra et simpelt stof;

• B. En reaktion, hvor ét komplekst stof dannes af flere simple eller komplekse stoffer.

• B. En reaktion, hvor stoffer udveksler deres bestanddele.

2. Angiv den korrekte definition af en substitutionsreaktion:

• A. Reaktion mellem base og syre;

• B. Reaktionen af ​​interaktion mellem to simple stoffer;

• B. En reaktion mellem stoffer, hvor atomer af et simpelt stof erstatter atomer af et af grundstofferne i et komplekst stof.

3. Angiv den korrekte definition af nedbrydningsreaktionen:

• A. En reaktion, hvor flere simple eller komplekse stoffer dannes ud fra et komplekst stof;

• B. En reaktion, hvor stoffer udveksler deres bestanddele;

• B. Reaktion med dannelse af oxygen- og brintmolekyler.

4. Angiv tegnene på udvekslingsreaktionen:

• A. Vanddannelse;

• B. Kun gasdannelse;

• B. Kun nedbør;

• D. Udfældning, gasdannelse eller svag elektrolytdannelse.

5. Hvilken type reaktion er vekselvirkningen mellem sure oxider og basiske oxider:

• A. Udvekslingsreaktion;

• B. Sammensat reaktion;

• B. Nedbrydningsreaktion;

• D. Substitutionsreaktion.

6. Hvilken type reaktioner er vekselvirkningen mellem salte og syrer eller baser:

• A. Substitutionsreaktioner;

• B. Nedbrydningsreaktioner;

• B. Udvekslingsreaktioner;

• D. Sammensatte reaktioner.

• 7. Stoffer, hvis formler er KNO3 FeCl2, Na2SO4 kaldes:

• A) salte; B) årsager; B) syrer; D) oxider.

• 8 . Stoffer, hvis formler er HNO3, HCl, H2SO4 kaldes:

• 9 . Stoffer, hvis formler er KOH, Fe(OH)2, NaOH kaldes:

• A) salte; B) syrer; B) årsager; D) oxider. 10 . Stoffer, hvis formler er NO2, Fe2O3, Na2O kaldes:

• A) salte; B) syrer; B) årsager; D) oxider.

• 11 . Angiv de metaller, der danner alkalier:

• Cu, Fe, Na, K, Zn, Li.

Svar:

• Na, K, Li.

Når en forbindelse reagerer fra flere reagerende stoffer af relativt simpel sammensætning, opnås et stof med en mere kompleks sammensætning:

Som regel er disse reaktioner ledsaget af frigivelse af varme, dvs. føre til dannelse af mere stabile og mindre energirige forbindelser.

Reaktioner af forbindelser af simple stoffer er altid redox i naturen. Sammensatte reaktioner mellem komplekse stoffer kan forekomme uden en ændring i valens:

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

og også klassificeres som redox:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

2. Nedbrydningsreaktioner

Nedbrydningsreaktioner fører til dannelsen af ​​flere forbindelser fra et komplekst stof:

A = B + C + D.

Nedbrydningsprodukterne af et komplekst stof kan være både simple og komplekse stoffer.

Af de nedbrydningsreaktioner, der forekommer uden at ændre valenstilstandene, er nedbrydningen af ​​krystallinske hydrater, baser, syrer og salte af oxygenholdige syrer bemærkelsesværdig:

		CuS04 + 5H2O

		2H2O + 4NO2O + O2O.

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.

Redox-nedbrydningsreaktioner er især karakteristiske for salte af salpetersyre.

Nedbrydningsreaktioner i organisk kemi kaldes cracking:

C18H38 = C9H18 + C9H20,

eller dehydrogenering

C4H10 = C4H6 + 2H2.

3. Substitutionsreaktioner

I substitutionsreaktioner reagerer et simpelt stof normalt med et komplekst og danner et andet simpelt stof og et andet komplekst:

A + BC = AB + C.

Disse reaktioner tilhører overvejende redoxreaktioner:

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

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2,

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,

2KlO3 + l2 = 2KlO3 + Cl2.

Eksempler på substitutionsreaktioner, der ikke er ledsaget af en ændring i atomers valenstilstande, er ekstremt få. Det skal bemærkes reaktionen af ​​siliciumdioxid med salte af oxygenholdige syrer, som svarer til gasformige eller flygtige anhydrider:

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

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3СаSiO 3 + P 2 O 5,

Nogle gange betragtes disse reaktioner som udvekslingsreaktioner:

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.

4. Udveksle reaktioner

Udvekslingsreaktioner er reaktioner mellem to forbindelser, der udveksler deres bestanddele med hinanden:

AB + CD = AD + CB.

Hvis redoxprocesser forekommer under substitutionsreaktioner, så sker der altid udvekslingsreaktioner uden at ændre atomernes valenstilstand. Dette er den mest almindelige gruppe af reaktioner mellem komplekse stoffer - oxider, baser, syrer og salte:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,

AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3,

CrCl3 + ZNaON = Cr(OH)3 + ZNaCl.

Et særligt tilfælde af disse udvekslingsreaktioner er neutraliseringsreaktionen:

HCl + KOH = KCl + H2O.

Typisk overholder disse reaktioner lovene om kemisk ligevægt og forløber i den retning, hvor mindst et af stofferne fjernes fra reaktionssfæren i form af en gas. flygtigt stof, bundfalds- eller lavdissocierende (til opløsninger) forbindelse:

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.