Le reazioni del composto sono le seguenti. Classificazione delle reazioni chimiche

Parte I

1. Le reazioni composte sono“antonimo chimico” di una reazione di decomposizione.

2. Annotare i segni della reazione del composto:
- la reazione coinvolge 2 sostanze semplici o complesse;
- si forma un complesso;
- viene rilasciato calore.

3. Sulla base delle caratteristiche identificate, definire le reazioni del composto.
Le reazioni composte sono reazioni che danno come risultato la formazione di una sostanza complessa da una o più sostanze semplici o complesse.

In base alla direzione della reazione, le reazioni si dividono in:

Seconda parte

1. Annota le equazioni reazioni chimiche:

2. Scrivi le equazioni delle reazioni chimiche tra il cloro:
1) e sodio 2Na+Cl2=2NaCl
2) e calcio Ca+Cl2=CaCl2
3) e ferro con formazione di cloruro di ferro (III) 2Fe+3Cl2=2FeCl3

3. Caratterizzare la reazione

4. Caratterizzare la reazione

5. Annotare le equazioni per le reazioni del composto che si verificano secondo gli schemi:

6. Disporre i coefficienti nelle equazioni di reazione, i cui diagrammi sono:

7. Le seguenti affermazioni sono vere?
R. La maggior parte delle reazioni dei composti sono esotermiche.
B. Quando la temperatura aumenta, aumenta la velocità di una reazione chimica.
1) entrambi i giudizi sono corretti

8. Calcolare il volume di idrogeno e la massa di zolfo necessari per formare 85 g di idrogeno solforato.

7.1. Tipi fondamentali di reazioni chimiche

Le trasformazioni delle sostanze, accompagnate da cambiamenti nella loro composizione e proprietà, sono chiamate reazioni chimiche o interazioni chimiche. Durante le reazioni chimiche non si verifica alcun cambiamento nella composizione dei nuclei atomici.

Fenomeni in cui la forma o stato fisico le sostanze o la composizione dei nuclei atomici cambiano sono chiamate fisiche. Esempio fenomeni fisiciÈ trattamento termico metalli, in cui la loro forma cambia (forgiatura), il metallo si scioglie, lo iodio sublima, l'acqua si trasforma in ghiaccio o vapore, ecc., nonché reazioni nucleari, a seguito del quale gli atomi di altri elementi sono formati da atomi di alcuni elementi.

Fenomeni chimici può essere accompagnato da trasformazioni fisiche. Ad esempio, a seguito delle reazioni chimiche che si verificano in una cella galvanica, si forma una corrente elettrica.

Le reazioni chimiche vengono classificate secondo vari criteri.

1. In base al segno dell'effetto termico, tutte le reazioni sono suddivise in Endotermico(procedendo con l'assorbimento del calore) e esotermico(scorrevole con rilascio di calore) (vedi § 6.1).

2. Di stato di aggregazione si distinguono le materie prime e i prodotti di reazione:

reazioni omogenee, in cui tutte le sostanze sono nella stessa 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),

SiO2(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).

reazioni eterogenee, sostanze in cui si trovano in diverse fasi:

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

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

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

3. Si distinguono in base alla capacità di fluire solo nella direzione avanti, nonché nelle direzioni avanti e indietro irreversibile E reversibile reazioni chimiche (vedi § 6.5).

4. In base alla presenza o all'assenza di catalizzatori, si distinguono catalitico E non catalitico reazioni (vedi § 6.5).

5. In base al meccanismo del loro verificarsi, le reazioni chimiche sono suddivise in ionico, radicale ecc. (meccanismo delle reazioni chimiche che si verificano con la partecipazione composti organici, discusso nel corso chimica organica).

6. Secondo lo stato di ossidazione degli atomi inclusi nella composizione delle sostanze reagenti, si verificano reazioni senza modificare lo stato di ossidazione atomi e con un cambiamento nello stato di ossidazione degli atomi ( reazioni redox) (vedere § 7.2) .

7. Le reazioni si distinguono per i cambiamenti nella composizione delle sostanze di partenza e dei prodotti di reazione connessione, scomposizione, sostituzione e scambio. Queste reazioni possono avvenire sia con che senza cambiamenti negli stati di ossidazione degli elementi, tabella . 7.1.

Tabella 7.1

Tipi di reazioni chimiche

	Schema generale	Esempi di reazioni che avvengono senza modificare lo stato di ossidazione degli elementi	Esempi di reazioni redox
Connessioni (una nuova sostanza è formata da due o più sostanze)		HCl + NH3 = NH4CI; SO3 + H2O = H2SO4	H2+Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Decomposizioni (da una sostanza si formano diverse nuove sostanze)	A = B + C + D	MgCO3MgO + CO2; H2SiO3SiO2 + H2O	2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2
Sostituzioni (quando le sostanze interagiscono, gli atomi di una sostanza sostituiscono gli atomi di un'altra sostanza in una molecola)	A + BC = AB + C	CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2	Pb(NO3)2 + Zn = Zn(NO3)2 + Pb; Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
(due sostanze si scambiano componenti, formando due nuove sostanze)	AB + CD = AD + CB	AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl; Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

7.2. Reazioni redox

Come accennato in precedenza, tutte le reazioni chimiche sono divise in due gruppi:

Le reazioni chimiche che si verificano con un cambiamento nello stato di ossidazione degli atomi che compongono i reagenti sono chiamate reazioni redox.

Ossidazioneè il processo di cessione di elettroni da parte di un atomo, molecola o ione:

Na o – 1e = Na + ;

Fe2+ ​​– e = Fe3+;

H2o – 2e = 2H + ;

2 Br – – 2e = Br 2 o.

Recuperoè il processo di aggiunta di elettroni a un atomo, molecola o ione:

S o + 2e = S 2– ;

Cr3+ + e = Cr2+ ;

Cl2o + 2e = 2Cl – ;

Mn7+ + 5e = Mn2+ .

Vengono chiamati atomi, molecole o ioni che accettano elettroni agenti ossidanti. Restauratori sono atomi, molecole o ioni che donano elettroni.

Accettando elettroni, l'agente ossidante viene ridotto durante la reazione e l'agente riducente viene ossidato. L'ossidazione è sempre accompagnata dalla riduzione e viceversa. Così, il numero di elettroni ceduti dall'agente riducente è sempre uguale al numero di elettroni accettati dall'agente ossidante.

7.2.1. Stato di ossidazione

Lo stato di ossidazione è la carica condizionale (formale) di un atomo in un composto, calcolata partendo dal presupposto che sia costituito solo da ioni. Lo stato di ossidazione è solitamente indicato Numero arabo sopra il simbolo dell'elemento con un segno "+" o "–". Ad esempio, Al 3+, S 2–.

Per trovare gli stati di ossidazione, vengono utilizzate le seguenti regole:

stato di ossidazione degli atomi in sostanze semplici l'ascia è uguale a zero;

la somma algebrica degli stati di ossidazione degli atomi in una molecola è uguale a zero, in uno ione complesso - la carica dello ione;

stato di ossidazione degli atomi metalli alcalini sempre uguale a +1;

l'atomo di idrogeno nei composti con non metalli (CH 4, NH 3, ecc.) presenta uno stato di ossidazione di +1 e con metalli attivi il suo stato di ossidazione è –1 (NaH, CaH 2, ecc.);

L'atomo di fluoro nei composti presenta sempre uno stato di ossidazione pari a –1;

Lo stato di ossidazione dell'atomo di ossigeno nei composti è solitamente –2, ad eccezione dei perossidi (H 2 O 2, Na 2 O 2), in cui lo stato di ossidazione dell'ossigeno è –1, e di alcune altre sostanze (superossidi, ozonidi, ossigeno fluoruri).

Il massimo stato di ossidazione positiva degli elementi in un gruppo è solitamente uguale al numero del gruppo. Le eccezioni sono il fluoro e l'ossigeno, poiché il loro stato di ossidazione più elevato è inferiore al numero del gruppo in cui si trovano. Gli elementi del sottogruppo del rame formano composti in cui il loro stato di ossidazione supera il numero del gruppo (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Massimo grado negativo ossidazione degli elementi presenti nei sottogruppi principali tavola periodica può essere determinato sottraendo il numero del gruppo da otto. Per il carbonio è 8 – 4 = 4, per il fosforo – 8 – 5 = 3.

Nei sottogruppi principali, passando dagli elementi dall'alto verso il basso, diminuisce la stabilità dello stato di ossidazione positivo più elevato, nei sottogruppi secondari, al contrario, dall'alto verso il basso aumenta la stabilità degli stati di ossidazione superiori;

La convenzionalità del concetto di stato di ossidazione può essere dimostrata utilizzando l'esempio di alcuni composti inorganici e organici. In particolare negli acidi fosfinico (fosforo) H 3 PO 2, fosfonico (fosforo) H 3 PO 3 e fosforico H 3 PO 4 gli stati di ossidazione del fosforo sono rispettivamente +1, +3 e +5, mentre in tutti questi composti il fosforo è pentavalente. Per il carbonio nel metano CH 4, nel metanolo CH 3 OH, nella formaldeide CH 2 O, nell'acido formico HCOOH e nel monossido di carbonio (IV) CO 2, gli stati di ossidazione del carbonio sono rispettivamente –4, –2, 0, +2 e +4 , mentre la valenza dell'atomo di carbonio in tutti questi composti è quattro.

Nonostante il fatto che lo stato di ossidazione sia un concetto convenzionale, è ampiamente utilizzato nella composizione delle reazioni redox.

7.2.2. I più importanti agenti ossidanti e riducenti

Tipici agenti ossidanti sono:

1. Sostanze semplici i cui atomi hanno un'elevata elettronegatività. Si tratta, innanzitutto, degli elementi dei principali sottogruppi VI e VII dei gruppi della tavola periodica: ossigeno, alogeni. Tra le sostanze semplici, l'agente ossidante più potente è il fluoro.

2. Composti contenenti alcuni cationi metallici in stati di ossidazione elevati: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, ecc.

3. Composti contenenti alcuni anioni complessi, i cui elementi si trovano in stati di ossidazione altamente positivi: 2–, –, ecc.

Gli agenti riducenti includono:

1. Le sostanze semplici i cui atomi hanno una bassa elettronegatività sono metalli attivi. Anche i non metalli, come l’idrogeno e il carbonio, possono presentare proprietà riducenti.

2. Alcuni composti metallici contenenti cationi (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), che, donando elettroni, possono aumentare il loro stato di ossidazione.

3. Alcuni composti contenenti ioni semplici come, ad esempio, I –, S 2–.

4. Composti contenenti ioni complessi (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, in cui gli elementi possono, donando elettroni, aumentare il loro stato di ossidazione positivo.

Nella pratica di laboratorio, vengono spesso utilizzati i seguenti agenti ossidanti:

permanganato di potassio (KMnO4);

bicromato di potassio (K 2 Cr 2 O 7);

acido nitrico (HNO 3);

concentrato acido solforico(H2SO4);

perossido di idrogeno (H 2 O 2);

ossidi di manganese (IV) e piombo (IV) (MnO 2, PbO 2);

nitrato di potassio fuso (KNO 3) e si scioglie di alcuni altri nitrati.

Gli agenti riducenti utilizzati nella pratica di laboratorio includono:

• magnesio (Mg), alluminio (Al) e altri metalli attivi;
• idrogeno (H 2) e carbonio (C);
• ioduro di potassio (KI);
• solfuro di sodio (Na 2 S) e idrogeno solforato (H 2 S);
• solfito di sodio (Na 2 SO 3);
• cloruro di stagno (SnCl 2).

7.2.3. Classificazione delle reazioni redox

Le reazioni redox sono solitamente divise in tre tipi: reazioni intermolecolari, intramolecolari e di sproporzione (auto-ossidazione-autoriduzione).

Reazioni intermolecolari si verificano con un cambiamento nello stato di ossidazione degli atomi che si trovano in molecole diverse. Per esempio:

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

C + 4 HNO 3(conc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.

A reazioni intramolecolari Si tratta di reazioni in cui l'agente ossidante e l'agente riducente fanno parte della stessa molecola, ad esempio:

(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 .

IN reazioni di sproporzione(auto-ossidazione-autoriduzione) un atomo (ione) dello stesso elemento è sia un agente ossidante che un agente riducente:

Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H2O,

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.

7.2.4. Regole fondamentali per comporre reazioni redox

La composizione delle reazioni redox viene effettuata secondo le fasi presentate nella tabella. 7.2.

Tabella 7.2

Fasi di compilazione di equazioni per reazioni redox

	Azione
	Determinare l'agente ossidante e l'agente riducente.
	Identificare i prodotti della reazione redox.
	Crea un bilancio elettronico e usalo per assegnare coefficienti alle sostanze che cambiano il loro stato di ossidazione.
	Disporre i coefficienti per le altre sostanze che prendono parte e si formano nella reazione redox.
	Controlla la correttezza dei coefficienti contando la quantità di sostanza degli atomi (solitamente idrogeno e ossigeno) situati sui lati sinistro e destro dell'equazione di reazione.

Consideriamo le regole per comporre reazioni redox usando l'esempio dell'interazione del solfito di potassio con il permanganato di potassio in un ambiente acido:

1. Determinazione dell'agente ossidante e dell'agente riducente

Il manganese, che è nello stato di ossidazione più elevato, non può cedere elettroni. Mn 7+ accetterà elettroni, cioè è un agente ossidante.

Lo ione S 4+ può donare due elettroni ed entrare nello ione S 6+, cioè è un agente riducente. Pertanto, nella reazione in esame, K 2 SO 3 è un agente riducente e KMnO 4 è un agente ossidante.

2. Determinazione dei prodotti di reazione

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?

Donando due elettroni a un elettrone, S 4+ diventa S 6+. Il solfito di potassio (K 2 SO 3) si trasforma quindi in solfato (K 2 SO 4). In un ambiente acido, Mn 7+ accetta 5 elettroni e in una soluzione di acido solforico (medio) forma solfato di manganese (MnSO 4). Come risultato di questa reazione si formano anche ulteriori molecole di solfato di potassio (a causa degli ioni di potassio contenuti nel permanganato) e molecole d'acqua. Pertanto la reazione in esame verrà scritta come:

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + H2O.

3. Compilazione del bilancio elettronico

Per compilare un bilancio elettronico è necessario indicare quegli stati di ossidazione che cambiano nella reazione in esame:

K2S4+ O3 + KMn7+ O4 + H2SO4 = K2S6+ O4 + Mn2+ SO4 + H2O.

Mn7+ + 5e = Mn2+ ;

S4+ – 2e = S6+.

Il numero di elettroni ceduti dall'agente riducente deve essere uguale al numero di elettroni accettati dall'agente ossidante. Pertanto, due Mn 7+ e cinque S 4+ devono partecipare alla reazione:

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

S4+ – 2e = S6+5.

Pertanto, il numero di elettroni ceduti dall'agente riducente (10) sarà uguale al numero di elettroni accettati dall'agente ossidante (10).

4. Disposizione dei coefficienti nell'equazione di reazione

In conformità con l'equilibrio degli elettroni, è necessario mettere un coefficiente di 5 davanti a K 2 SO 3 e 2 davanti a KMnO 4. Sul lato destro, davanti al solfato di potassio, impostiamo un coefficiente di 6, poiché una molecola viene aggiunta alle cinque molecole di K 2 SO 4 formate durante l'ossidazione del solfito di potassio K 2 SO 4 a seguito del legame degli ioni di potassio inclusi nel permanganato. Poiché la reazione coinvolge due si formano anche le molecole di permanganato, sul lato destro due molecole di solfato di manganese. Per legare i prodotti della reazione (ioni di potassio e manganese inclusi nel permanganato), è necessario tre molecole di acido solforico, quindi, a seguito della reazione, tre molecole d'acqua. Infine otteniamo:

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. Verifica della correttezza dei coefficienti nell'equazione di reazione

Il numero di atomi di ossigeno sul lato sinistro dell'equazione di reazione è:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

Sul lato destro questo numero sarà:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Il numero di atomi di idrogeno sul lato sinistro dell'equazione di reazione è sei e corrisponde al numero di questi atomi sul lato destro dell'equazione di reazione.

7.2.5. Esempi di reazioni redox che coinvolgono tipici agenti ossidanti e riducenti

7.2.5.1. Reazioni di ossidoriduzione intermolecolari

Di seguito, come esempi, consideriamo le reazioni redox che coinvolgono il permanganato di potassio, il dicromato di potassio, il perossido di idrogeno, il nitrito di potassio, lo ioduro di potassio e il solfuro di potassio. Le reazioni redox che coinvolgono altri tipici agenti ossidanti e riducenti sono discusse nella seconda parte del manuale (“Chimica inorganica”).

Reazioni redox che coinvolgono il permanganato di potassio

A seconda dell'ambiente (acido, neutro, alcalino), il permanganato di potassio, agendo come agente ossidante, dà vari prodotti di riduzione, Fig. 7.1.

Riso. 7.1. Formazione di prodotti di riduzione del permanganato di potassio in ambienti diversi

Di seguito sono riportate le reazioni di KMnO 4 con solfuro di potassio come agente riducente in vari ambienti, illustrando lo schema, Fig. 7.1. In queste reazioni, il prodotto di ossidazione dello ione solfuro è zolfo libero. In un ambiente alcalino, le molecole di KOH non prendono parte alla reazione, ma determinano solo il prodotto della riduzione del permanganato di potassio.

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,

K2S+2KMnO4 – (KOH)2K2MnO4+S.

Reazioni redox che coinvolgono il dicromato di potassio

In un ambiente acido, il dicromato di potassio è un forte agente ossidante. Una miscela di K 2 Cr 2 O 7 e H 2 SO 4 concentrato (cromo) è ampiamente utilizzata nella pratica di laboratorio come agente ossidante. Interagendo con un agente riducente, una molecola di dicromato di potassio accetta sei elettroni, formando composti di cromo trivalente:

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.

Reazioni redox che coinvolgono perossido di idrogeno e nitrito di potassio

Il perossido di idrogeno e il nitrito di potassio presentano proprietà prevalentemente ossidanti:

H2S + H2O2 = S + 2H2O,

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

Tuttavia, quando interagiscono con forti agenti ossidanti (come, ad esempio, KMnO 4), il perossido di idrogeno e il nitrito di potassio agiscono come agenti riducenti:

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.

Va notato che il perossido di idrogeno, a seconda dell'ambiente, viene ridotto secondo lo schema, Fig. 7.2.

Riso. 7.2. Possibili prodotti di riduzione del perossido di idrogeno

In questo caso, a seguito delle reazioni, si formano ioni acqua o idrossido:

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. Reazioni di ossidoriduzione intramolecolari

Le reazioni redox intramolecolari si verificano solitamente quando vengono riscaldate sostanze le cui molecole contengono un agente riducente e un agente ossidante. Esempi di reazioni di riduzione-ossidazione intramolecolari sono i processi di decomposizione termica dei nitrati e del permanganato di potassio:

2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2,

2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2,

Hg(NO3) 2Hg + NO2 + O2,

2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.

7.2.5.3. Reazioni di sproporzione

Come notato sopra, nelle reazioni di disproporzione lo stesso atomo (ione) è sia un agente ossidante che un agente riducente. Consideriamo il processo di composizione di questo tipo di reazione usando l'esempio dell'interazione dello zolfo con gli alcali.

Stati di ossidazione caratteristici dello zolfo: – 2, 0, +4 e +6. Agendo come agente riducente, lo zolfo elementare dona 4 elettroni:

COSÌ – 4e = S4+.

Zolfo – L'agente ossidante accetta due elettroni:

S o + 2е = S 2– .

Pertanto, a seguito della reazione di sproporzione dello zolfo, si formano composti i cui stati di ossidazione dell'elemento sono – 2 e destra +4:

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

Quando l'ossido di azoto (IV) è sproporzionato negli alcali, si ottengono nitrito e nitrato, composti in cui gli stati di ossidazione dell'azoto sono rispettivamente +3 e +5:

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

La sproporzione del cloro in una soluzione alcalina fredda porta alla formazione di ipoclorito e in una soluzione alcalina calda - clorato:

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. Elettrolisi

Un processo di ossidoriduzione che si verifica in soluzioni o fonde quando una costante corrente elettrica si chiama elettrolisi. In questo caso, l'ossidazione degli anioni avviene sull'elettrodo positivo (anodo). I cationi vengono ridotti sull'elettrodo negativo (catodo).

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

Durante l'elettrolisi di soluzioni acquose di elettroliti, insieme alle trasformazioni della sostanza disciolta, possono verificarsi processi elettrochimici con la partecipazione di ioni idrogeno e ioni idrossido d'acqua:

catodo (–): 2 Н + + 2е = Н 2,

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

In questo caso, il processo di riduzione al catodo avviene come segue:

1. I cationi di metalli attivi (fino a Al 3+ compreso) non vengono ridotti al catodo, invece viene ridotto l'idrogeno;

2. I cationi metallici situati nella serie dei potenziali degli elettrodi standard (nella serie della tensione) a destra dell'idrogeno vengono ridotti a metalli liberi sul catodo durante l'elettrolisi.

3. I cationi metallici situati tra Al 3+ e H + vengono ridotti al catodo contemporaneamente al catione idrogeno.

I processi che si verificano nelle soluzioni acquose all'anodo dipendono dalla sostanza di cui è composto l'anodo. Ci sono anodi insolubili ( inerte) e solubile ( attivo). Come materiale degli anodi inerti vengono utilizzati grafite o platino. Gli anodi solubili sono realizzati in rame, zinco e altri metalli.

Durante l'elettrolisi di soluzioni con anodo inerte si possono formare i seguenti prodotti:

1. Quando gli ioni alogenuri vengono ossidati, vengono rilasciati alogeni liberi.

2. Durante l'elettrolisi di soluzioni contenenti gli anioni SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3–, viene rilasciato ossigeno, cioè Non sono questi ioni ad essere ossidati all'anodo, ma le molecole d'acqua.

Tenendo conto delle regole di cui sopra, consideriamo, ad esempio, l'elettrolisi di soluzioni acquose di NaCl, CuSO 4 e KOH con elettrodi inerti.

1). In soluzione, il cloruro di sodio si dissocia in ioni.

Reazioni composte (formazione di una sostanza complessa da più sostanze semplici o complesse) A + B = AB

Reazioni di decomposizione (decomposizione di una sostanza complessa in più sostanze semplici o complesse) AB = A + B

Reazioni di sostituzione (tra sostanze semplici e complesse, in cui gli atomi di una sostanza semplice sostituiscono gli atomi di uno degli elementi di una sostanza complessa): AB + C = AC + B

Reazioni di scambio (tra due sostanze complesse in cui le sostanze scambiano i loro componenti) AB + SD = AD + SV

1. Indicare la definizione corretta della reazione composta:

• A. La reazione della formazione di più sostanze da una sostanza semplice;

• B. Una reazione in cui una sostanza complessa è formata da diverse sostanze semplici o complesse.

• B. Una reazione in cui le sostanze scambiano i loro costituenti.

2. Indicare la definizione corretta di reazione di sostituzione:

• A. Reazione tra base e acido;

• B. La reazione di interazione di due sostanze semplici;

• B. Una reazione tra sostanze in cui gli atomi di una sostanza semplice sostituiscono gli atomi di uno degli elementi di una sostanza complessa.

3. Indicare la definizione corretta della reazione di decomposizione:

• A. Una reazione in cui diverse sostanze semplici o complesse si formano da una sostanza complessa;

• B. Una reazione in cui le sostanze scambiano i loro costituenti;

• B. Reazione con formazione di molecole di ossigeno e idrogeno.

4. Indicare i segni della reazione di scambio:

• A. Formazione dell'acqua;

• B. Solo formazione di gas;

• B. Solo precipitazioni;

• D. Precipitazioni, formazione di gas o formazione di elettroliti deboli.

5. Che tipo di reazione è l'interazione degli ossidi acidi con gli ossidi basici:

• A. Reazione di scambio;

• B. Reazione composta;

• B. Reazione di decomposizione;

• D. Reazione di sostituzione.

6. Che tipo di reazioni è l'interazione dei sali con acidi o basi:

• A. Reazioni di sostituzione;

• B. Reazioni di decomposizione;

• B. Reazioni di scambio;

• D. Reazioni composte.

• 7. Le sostanze le cui formule sono KNO3 FeCl2, Na2SO4 sono chiamate:

• A) sali; B) ragioni; B) acidi; D) ossidi.

• 8 . Le sostanze le cui formule sono HNO3, HCl, H2SO4 sono chiamate:

• 9 . Le sostanze le cui formule sono KOH, Fe(OH)2, NaOH sono chiamate:

• A) sali; B) acidi; B) ragioni; D) ossidi. 10 . Le sostanze le cui formule sono NO2, Fe2O3, Na2O sono chiamate:

• A) sali; B) acidi; B) ragioni; D) ossidi.

• 11 . Specificare i metalli che formano gli alcali:

• Cu, Fe, Na, K, Zn, Li.

Risposte:

• Na, K, Li.

Quando un composto reagisce da più sostanze reagenti di composizione relativamente semplice, si ottiene una sostanza di composizione più complessa:

Di norma, queste reazioni sono accompagnate dal rilascio di calore, ad es. portano alla formazione di composti più stabili e meno ricchi di energia.

Le reazioni dei composti di sostanze semplici sono sempre di natura redox. Le reazioni composte che si verificano tra sostanze complesse possono verificarsi senza un cambiamento di valenza:

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2,

ed essere anche classificati come redox:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

2. Reazioni di decomposizione

Le reazioni di decomposizione portano alla formazione di diversi composti da una sostanza complessa:

A = B + C + D.

I prodotti della decomposizione di una sostanza complessa possono essere sia sostanze semplici che complesse.

Tra le reazioni di decomposizione che avvengono senza modificare gli stati di valenza, degna di nota è la decomposizione di idrati cristallini, basi, acidi e sali di acidi contenenti ossigeno:

		CuSO4+5H2O

		2H2O + 4NO2O + O2O.

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

Le reazioni di decomposizione redox sono particolarmente caratteristiche per i sali di acido nitrico.

Le reazioni di decomposizione in chimica organica sono chiamate cracking:

C18 H38 = C9 H18 + C9 H20,

o deidrogenazione

C4H10 = C4H6 + 2H2.

3. Reazioni di sostituzione

Nelle reazioni di sostituzione, solitamente una sostanza semplice reagisce con una complessa, formando un'altra sostanza semplice e un'altra complessa:

A + BC = AB + C.

Queste reazioni appartengono in stragrande maggioranza alle reazioni redox:

2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3,

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2,

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,

2КlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2.

Gli esempi di reazioni di sostituzione che non sono accompagnate da un cambiamento negli stati di valenza degli atomi sono estremamente pochi. Va notato la reazione del biossido di silicio con sali di acidi contenenti ossigeno, che corrispondono ad anidridi gassose o volatili:

CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2,

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

A volte queste reazioni sono considerate reazioni di scambio:

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.

4. Reazioni di scambio

Le reazioni di scambio sono reazioni tra due composti che scambiano tra loro i loro costituenti:

AB + CD = AD + CB.

Se durante le reazioni di sostituzione si verificano processi redox, le reazioni di scambio avvengono sempre senza modificare lo stato di valenza degli atomi. Questo è il gruppo più comune di reazioni tra sostanze complesse: ossidi, basi, acidi e sali:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,

AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3,

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

Un caso speciale di queste reazioni di scambio è la reazione di neutralizzazione:

HCl + KOH = KCl + H2O.

Tipicamente, queste reazioni obbediscono alle leggi dell'equilibrio chimico e procedono nella direzione in cui almeno una delle sostanze viene rimossa dalla sfera di reazione sotto forma di gas, sostanza volatile, composto precipitato o poco dissociante (per soluzioni):

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2,

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

CH3COONa + H3PO4 = CH3COOH + NaH2PO4.