Reaksjonene til forbindelsen er som følger. Klassifisering av kjemiske reaksjoner

Del I

1. Sammensatte reaksjoner er"kjemisk antonym" av en nedbrytningsreaksjon.

2. Skriv ned tegnene på reaksjonen til forbindelsen:
- reaksjonen involverer 2 enkle eller komplekse stoffer;
- ett kompleks dannes;
- varme frigjøres.

3. Basert på de identifiserte egenskapene, definer reaksjonene til forbindelsen.
Sammensatte reaksjoner er reaksjoner som resulterer i dannelsen av ett komplekst stoff fra ett eller flere enkle eller komplekse stoffer.

Basert på reaksjonsretningen er reaksjonene delt inn i:

Del II

1. Skriv ned ligningene kjemiske reaksjoner:

2. Skriv ligningene for kjemiske reaksjoner mellom klor:
1) og natrium 2Na+Cl2=2NaCl
2) og kalsium Ca+Cl2=CaCl2
3) og jern med dannelse av jern(III)klorid 2Fe+3Cl2=2FeCl3

3. Karakteriser reaksjonen

4. Karakteriser reaksjonen

5. Skriv ned ligningene for reaksjonene til forbindelsen som skjer i henhold til skjemaene:

6. Ordne koeffisientene i reaksjonsligningene, hvis diagrammer er:

7. Er følgende påstander sanne?
A. De fleste sammensatte reaksjoner er eksoterme.
B. Når temperaturen øker, øker hastigheten på en kjemisk reaksjon.
1) begge dommene er riktige

8. Beregn volumet av hydrogen og massen av svovel som kreves for å danne 85 g hydrogensulfid.

7.1. Grunnleggende typer kjemiske reaksjoner

Transformasjoner av stoffer, ledsaget av endringer i deres sammensetning og egenskaper, kalles kjemiske reaksjoner eller kjemiske interaksjoner. Under kjemiske reaksjoner er det ingen endring i sammensetningen av atomkjernene.

Fenomener der formen eller fysisk tilstand stoffer eller sammensetningen av atomkjernene endringer kalles fysiske. Eksempel fysiske fenomener er varmebehandling metaller, hvor deres form endres (smiing), metall smelter, jod sublimerer, vann blir til is eller damp, etc., samt kjernefysiske reaksjoner, som et resultat av hvilke atomer av andre grunnstoffer dannes fra atomer av noen grunnstoffer.

Kjemiske fenomener kan være ledsaget av fysiske transformasjoner. For eksempel, som et resultat av kjemiske reaksjoner som oppstår i en galvanisk celle, oppstår en elektrisk strøm.

Kjemiske reaksjoner er klassifisert etter ulike kriterier.

1. I henhold til tegnet på den termiske effekten er alle reaksjoner delt inn i endotermisk(fortsetter med varmeabsorpsjon) og eksotermisk(strømmer med frigjøring av varme) (se § 6.1).

2. Av aggregeringstilstand utgangsmaterialer og reaksjonsprodukter skilles ut:

homogene reaksjoner, der alle stoffene 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 reaksjoner, stoffer som er i forskjellige faser:

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

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

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

3. Basert på evnen til å flyte bare i foroverretningen, så vel som i forover- og bakoverretningen, skiller de irreversible Og reversible kjemiske reaksjoner (se § 6.5).

4. Basert på tilstedeværelse eller fravær av katalysatorer, skiller de katalytisk Og ikke-katalytisk reaksjoner (se § 6.5).

5. I henhold til mekanismen for deres forekomst er kjemiske reaksjoner delt inn i ionisk, radikal etc. (mekanisme for kjemiske reaksjoner som oppstår med deltakelse organiske forbindelser, diskutert i kurset organisk kjemi).

6. I henhold til oksidasjonstilstanden til atomene som er inkludert i sammensetningen av de reagerende stoffene, forekommer reaksjoner uten å endre oksidasjonstilstanden atomer, og med en endring i oksidasjonstilstanden til atomer ( redoksreaksjoner) (se § 7.2) .

7. Reaksjoner kjennetegnes ved endringer i sammensetningen av utgangsstoffene og reaksjonsproduktene kobling, dekomponering, substitusjon og utveksling. Disse reaksjonene kan skje både med og uten endringer i grunnstoffenes oksidasjonstilstander, tabell . 7.1.

Tabell 7.1

Typer kjemiske reaksjoner

	Generell ordning	Eksempler på reaksjoner som skjer uten å endre oksidasjonstilstanden til grunnstoffer	Eksempler på redoksreaksjoner
Tilkoblinger (ett nytt stoff dannes av to eller flere stoffer)		HCl + NH3 = NH4Cl; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4	H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
Nedbrytninger (flere nye stoffer dannes fra ett stoff)	A = B + C + D	MgCO3 MgO + CO2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O	2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2
Bytter (når stoffer interagerer, erstatter atomer av ett stoff atomer av et annet stoff i et molekyl)	A + BC = AB + C	CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2	Pb(NO 3) 2 + Zn = Zn(NO3)2 + Pb; Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
(to stoffer bytter ut sine komponenter, danner to nye stoffer)	AB + CD = AD + CB	AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl; Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

7.2. Redoksreaksjoner

Som nevnt ovenfor er alle kjemiske reaksjoner delt inn i to grupper:

Kjemiske reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonsgraden til atomene som utgjør reaktantene kalles redoks.

Oksidasjon er prosessen med å gi fra seg elektroner av et atom, molekyl eller ion:

Na o – 1e = Na + ;

Fe 2+ – e = Fe 3+ ;

H2o - 2e = 2H+;

2 Br – – 2e = Br 2 o.

Gjenoppretting er prosessen med å legge til elektroner til et atom, molekyl eller ion:

S o + 2e = S 2–;

Cr3+ + e = Cr2+;

Cl2o + 2e = 2Cl – ;

Mn 7+ + 5e = Mn 2+.

Atomer, molekyler eller ioner som aksepterer elektroner kalles oksidasjonsmidler. Restauratører er atomer, molekyler eller ioner som donerer elektroner.

Ved å akseptere elektroner reduseres oksidasjonsmidlet under reaksjonen, og reduksjonsmidlet oksideres. Oksidasjon er alltid ledsaget av reduksjon og omvendt. Dermed, antall elektroner gitt opp av reduksjonsmidlet er alltid lik antallet elektroner akseptert av oksidasjonsmidlet.

7.2.1. Oksidasjonstilstand

Oksydasjonstilstanden er den betingede (formelle) ladningen til et atom i en forbindelse, beregnet under antagelsen om at den kun består av ioner. Oksydasjonstilstanden er vanligvis betegnet Arabisk tall over elementsymbolet med et "+" eller "–"-tegn. For eksempel Al 3+, S 2–.

For å finne oksidasjonstilstander brukes følgende regler:

oksidasjonstilstand for atomer i enkle stofferøks er lik null;

den algebraiske summen av oksidasjonstilstandene til atomer i et molekyl er lik null, i et komplekst ion - ladningen til ionet;

oksidasjonstilstand for atomer alkalimetaller alltid lik +1;

hydrogenatomet i forbindelser med ikke-metaller (CH 4, NH 3, etc.) viser en oksidasjonstilstand på +1, og med aktive metaller er oksidasjonstilstanden –1 (NaH, CaH 2, etc.);

Fluoratomet i forbindelser viser alltid en oksidasjonstilstand på –1;

Oksydasjonstilstanden til oksygenatomet i forbindelser er vanligvis –2, bortsett fra peroksider (H 2 O 2, Na 2 O 2), der oksidasjonstilstanden til oksygen er –1, og noen andre stoffer (superoksider, ozonider, oksygen). fluorider).

Den maksimale positive oksidasjonstilstanden til grunnstoffer i en gruppe er vanligvis lik gruppetallet. Unntakene er fluor og oksygen, siden deres høyeste oksidasjonstilstand er lavere enn antallet til gruppen de er funnet i. Elementer i kobberundergruppen danner forbindelser der deres oksidasjonstilstand overstiger gruppetallet (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Maksimum negativ grad oksidasjon av grunnstoffer som finnes i hovedundergruppene periodiske tabell kan bestemmes ved å trekke gruppetallet fra åtte. For karbon er det 8 – 4 = 4, for fosfor – 8 – 5 = 3.

I hovedundergruppene, når man beveger seg fra elementer fra topp til bunn, reduseres stabiliteten til den høyeste positive oksidasjonstilstanden i sekundære undergrupper, tvert imot, fra topp til bunn øker stabiliteten til høyere oksidasjonstilstander.

Konvensjonen til konseptet oksidasjonstilstand kan demonstreres ved å bruke eksemplet med noen uorganiske og organiske forbindelser. Spesielt i fosfinsyre (fosfor) H 3 PO 2, fosfonsyre (fosfor) H 3 PO 3 og fosfor H 3 PO 4 syrer, er oksidasjonstilstandene til fosfor henholdsvis +1, +3 og +5, mens i alle disse forbindelsene fosfor er femverdig. For karbon i metan CH 4, metanol CH 3 OH, formaldehyd CH 2 O, maursyre HCOOH og karbonmonoksid (IV) CO 2 er oksidasjonstilstandene til karbon henholdsvis –4, –2, 0, +2 og +4 , mens som valensen til karbonatomet i alle disse forbindelsene er fire.

Til tross for at oksidasjonstilstanden er et konvensjonelt konsept, er det mye brukt til å komponere redoksreaksjoner.

7.2.2. De viktigste oksidasjons- og reduksjonsmidlene

Typiske oksidasjonsmidler er:

1. Enkle stoffer hvis atomer har høy elektronegativitet. Dette er først og fremst elementer i hovedundergruppene VI og VII av gruppene i det periodiske systemet: oksygen, halogener. Av de enkle stoffene er det kraftigste oksidasjonsmidlet fluor.

2. Forbindelser som inneholder noen metallkationer i høye oksidasjonstilstander: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, etc.

3. Forbindelser som inneholder noen komplekse anioner, hvor elementene er i høye positive oksidasjonstilstander: 2–, –, etc.

Reduksjonsmidler inkluderer:

1. Enkle stoffer hvis atomer har lav elektronegativitet er aktive metaller. Ikke-metaller, som hydrogen og karbon, kan også ha reduserende egenskaper.

2. Noen metallforbindelser som inneholder kationer (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), som ved å donere elektroner kan øke sin oksidasjonstilstand.

3. Noen forbindelser som inneholder enkle ioner som I – , S 2– .

4. Forbindelser som inneholder komplekse ioner (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, hvor grunnstoffer ved å donere elektroner kan øke deres positive oksidasjonstilstand.

I laboratoriepraksis brukes oftest følgende oksidasjonsmidler:

kaliumpermanganat (KMnO 4);

kaliumdikromat (K2Cr207);

salpetersyre (HNO3);

konsentrert svovelsyre(H2S04);

hydrogenperoksid (H 2 O 2);

oksider av mangan (IV) og bly (IV) (MnO 2, PbO 2);

smeltet kaliumnitrat (KNO 3) og smelter av enkelte andre nitrater.

Reduksjonsmidler brukt i laboratoriepraksis inkluderer:

magnesium (Mg), aluminium (Al) og andre aktive metaller;
hydrogen (H2) og karbon (C);
kaliumjodid (KI);
natriumsulfid (Na2S) og hydrogensulfid (H2S);
natriumsulfitt (Na2S03);
tinnklorid (SnCl 2).

7.2.3. Klassifisering av redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner er vanligvis delt inn i tre typer: intermolekylære, intramolekylære og disproporsjoneringsreaksjoner (selvoksidasjon-selvreduksjon).

Intermolekylære reaksjoner skje med en endring i oksidasjonstilstanden til atomer som er i forskjellige molekyler. For eksempel:

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

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

TIL intramolekylære reaksjoner Dette er reaksjoner der oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er en del av samme molekyl, 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 disproporsjonale reaksjoner(selvoksidasjon-selvreduksjon) et atom (ion) av samme grunnstoff er både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel:

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

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

7.2.4. Grunnleggende regler for å komponere redoksreaksjoner

Sammensetningen av redoksreaksjoner utføres i henhold til trinnene presentert i tabellen. 7.2.

Tabell 7.2

Stadier av kompilering av ligninger for redoksreaksjoner

	Handling
	Bestem oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel.
	Identifiser produktene av redoksreaksjonen.
	Lag en elektronbalanse og bruk den til å tilordne koeffisienter for stoffer som endrer oksidasjonstilstanden.
	Ordne koeffisientene for andre stoffer som deltar og dannes i redoksreaksjonen.
	Kontroller riktigheten av koeffisientene ved å telle mengden stoff i atomene (vanligvis hydrogen og oksygen) plassert på venstre og høyre side av reaksjonsligningen.

La oss vurdere reglene for å komponere redoksreaksjoner ved å bruke eksempelet på interaksjonen av kaliumsulfitt med kaliumpermanganat i et surt miljø:

1. Bestemmelse av oksidasjonsmiddel og reduksjonsmiddel

Mangan, som er i den høyeste oksidasjonstilstanden, kan ikke gi fra seg elektroner. Mn 7+ vil akseptere elektroner, dvs. er et oksidasjonsmiddel.

S 4+-ionet kan donere to elektroner og gå inn i S 6+, dvs. er et reduksjonsmiddel. I reaksjonen under vurdering er K 2 SO 3 således et reduksjonsmiddel, og KMnO 4 er et oksidasjonsmiddel.

2. Etablering av reaksjonsprodukter

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?

Ved å gi fra seg to elektroner blir S 4+ til S 6+. Kaliumsulfitt (K 2 SO 3) blir dermed til sulfat (K 2 SO 4). I et surt miljø aksepterer Mn 7+ 5 elektroner og i en løsning av svovelsyre (medium) danner mangansulfat (MnSO 4). Som et resultat av denne reaksjonen dannes det også ytterligere molekyler av kaliumsulfat (på grunn av kaliumionene inkludert i permanganatet), samt vannmolekyler. Dermed vil reaksjonen under vurdering bli skrevet som:

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

3. Sammenstilling av elektronbalanse

For å kompilere en elektronbalanse, er det nødvendig å indikere de oksidasjonstilstandene som endres i reaksjonen som vurderes:

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+.

Antall elektroner som gis fra reduksjonsmidlet må være lik antallet elektroner som aksepteres av oksidasjonsmidlet. Derfor må to Mn 7+ og fem S 4+ delta i reaksjonen:

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

S 4+ – 2 e = S 6+ 5.

Dermed vil antallet elektroner som gis opp av reduksjonsmidlet (10) være lik antallet elektroner som aksepteres av oksidasjonsmidlet (10).

4. Arrangement av koeffisienter i reaksjonsligningen

I samsvar med elektronbalansen er det nødvendig å sette en koeffisient på 5 foran K 2 SO 3, og 2 foran KMnO 4. På høyre side, foran kaliumsulfat, setter vi en koeffisient på 6, siden ett molekyl tilsettes til de fem molekylene av K 2 SO 4 som dannes under oksidasjonen av kaliumsulfitt K 2 SO 4 som et resultat av bindingen av kaliumioner inkludert i permanganatet. Siden reaksjonen innebærer to permanganatmolekyler, på høyre side dannes også to mangansulfatmolekyler. For å binde reaksjonsproduktene (kalium- og manganioner inkludert i permanganatet), er det nødvendig tre molekyler av svovelsyre, derfor, som et resultat av reaksjonen, tre vannmolekyler. Til slutt 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. Kontrollere riktigheten av koeffisientene i reaksjonsligningen

Antall oksygenatomer på venstre side av reaksjonsligningen er:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

På høyre side vil dette nummeret være:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Antall hydrogenatomer på venstre side av reaksjonsligningen er seks og tilsvarer antallet av disse atomene på høyre side av reaksjonsligningen.

7.2.5. Eksempler på redoksreaksjoner som involverer typiske oksidasjons- og reduksjonsmidler

7.2.5.1. Intermolekylære oksidasjons-reduksjonsreaksjoner

Nedenfor, som eksempler, tar vi for oss redoksreaksjoner som involverer kaliumpermanganat, kaliumdikromat, hydrogenperoksid, kaliumnitritt, kaliumjodid og kaliumsulfid. Redoksreaksjoner som involverer andre typiske oksidasjons- og reduksjonsmidler er omtalt i den andre delen av håndboken ("Uorganisk kjemi").

Redoksreaksjoner som involverer kaliumpermanganat

Avhengig av miljøet (surt, nøytralt, alkalisk), gir kaliumpermanganat, som fungerer som et oksidasjonsmiddel, forskjellige reduksjonsprodukter, fig. 7.1.

Ris. 7.1. Dannelse av kaliumpermanganat-reduksjonsprodukter i ulike miljøer

Nedenfor er reaksjonene av KMnO 4 med kaliumsulfid som et reduksjonsmiddel i forskjellige miljøer, som illustrerer skjemaet, fig. 7.1. I disse reaksjonene er oksidasjonsproduktet til sulfidionet fritt svovel. I et alkalisk miljø deltar ikke KOH-molekyler i reaksjonen, men bestemmer bare produktet av reduksjonen av 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.

Redoksreaksjoner som involverer kaliumdikromat

I et surt miljø er kaliumdikromat et sterkt oksidasjonsmiddel. En blanding av K 2 Cr 2 O 7 og konsentrert H 2 SO 4 (krom) er mye brukt i laboratoriepraksis som oksidasjonsmiddel. I samspill med et reduksjonsmiddel aksepterer ett molekyl kaliumdikromat seks elektroner, og danner treverdige kromforbindelser:

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.

Redoksreaksjoner som involverer hydrogenperoksid og kaliumnitritt

Hydrogenperoksid og kaliumnitritt viser overveiende oksiderende egenskaper:

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 sterke oksidasjonsmidler (som for eksempel KMnO 4), fungerer hydrogenperoksid og kaliumnitritt som reduksjonsmidler:

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 bemerkes at hydrogenperoksid, avhengig av miljøet, reduseres i henhold til skjemaet, fig. 7.2.

Ris. 7.2. Muligeter

I dette tilfellet, som et resultat av reaksjonene, dannes vann eller hydroksidioner:

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 oksidasjons-reduksjonsreaksjoner

Intramolekylære redoksreaksjoner oppstår vanligvis når stoffer hvis molekyler inneholder et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel varmes opp. Eksempler på intramolekylære reduksjonsoksidasjonsreaksjoner er prosessene med termisk dekomponering av 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. Uforholdsmessige reaksjoner

Som nevnt ovenfor er det samme atomet (ionet) i disproporsjoneringsreaksjoner både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel. La oss vurdere prosessen med å komponere denne typen reaksjon ved å bruke eksempelet på samspillet mellom svovel og alkali.

Karakteristiske oksidasjonstilstander for svovel: – 2, 0, +4 og +6. Elementært svovel fungerer som et reduksjonsmiddel og donerer 4 elektroner:

S o – 4e = S 4+.

Svovel – Oksydasjonsmidlet aksepterer to elektroner:

S o + 2е = S 2– .

Således, som et resultat av reaksjonen av svoveldisproporsjonering, dannes forbindelser hvis oksidasjonstilstander av elementet er – 2 og høyre +4:

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

Når nitrogenoksid (IV) disproporsjoneres i alkali, oppnås nitritt og nitrat - forbindelser der oksidasjonstilstandene til nitrogen er henholdsvis +3 og +5:

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

Disproporsjonering av klor i en kald alkaliløsning fører til dannelse av hypokloritt, og i en varm alkaliløsning - klorat:

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 oksidasjons-reduksjonsprosess som skjer i løsninger eller smelter når en konstant elektrisk strøm kalles elektrolyse. I dette tilfellet skjer oksidasjon av anioner ved den positive elektroden (anode). Kationer reduseres ved den negative elektroden (katoden).

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

Under elektrolysen av vandige løsninger av elektrolytter, sammen med transformasjoner av det oppløste stoffet, kan elektrokjemiske prosesser oppstå med deltakelse av hydrogenioner og hydroksydioner av vann:

katode (–): 2 Н + + 2е = Н 2,

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

I dette tilfellet skjer reduksjonsprosessen ved katoden som følger:

1. Kationer av aktive metaller (opp til Al 3+) reduseres ikke ved katoden reduseres i stedet.

2. Metallkationer plassert i rekken av standard elektrodepotensialer (i spenningsserien) til høyre for hydrogen reduseres til frie metaller ved katoden under elektrolyse.

3. Metallkationer plassert mellom Al 3+ og H + reduseres ved katoden samtidig med hydrogenkationet.

Prosessene som skjer i vandige løsninger ved anoden avhenger av stoffet som anoden er laget av. Det er uløselige anoder ( inert) og løselig ( aktiv). Grafitt eller platina brukes som materiale for inerte anoder. Løselige anoder er laget av kobber, sink og andre metaller.

Under elektrolysen av løsninger med en inert anode kan følgende produkter dannes:

1. Når halogenidioner oksideres, frigjøres frie halogener.

2. Under elektrolysen av løsninger som inneholder anionene SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– frigjøres oksygen, d.v.s. Det er ikke disse ionene som oksideres ved anoden, men vannmolekyler.

La oss ta hensyn til reglene ovenfor, som et eksempel, elektrolyse av vandige løsninger av NaCl, CuSO 4 og KOH med inerte elektroder.

1). I løsning dissosieres natriumklorid til ioner.

Sammensatte reaksjoner (dannelse av ett komplekst stoff fra flere enkle eller komplekse stoffer) A+B = AB

Dekomponeringsreaksjoner (dekomponering av ett komplekst stoff til flere enkle eller komplekse stoffer) AB = A + B

Substitusjonsreaksjoner (mellom enkle og komplekse stoffer, der atomer av et enkelt stoff erstatter atomer til ett av elementene i et komplekst stoff): AB + C = AC + B

Utvekslingsreaksjoner (mellom to komplekse stoffer der stoffer utveksler komponentene) AB + SD = AD + SV

1. Angi riktig definisjon av den sammensatte reaksjonen:

A. Reaksjonen av dannelsen av flere stoffer fra ett enkelt stoff;
B. En reaksjon der ett komplekst stoff dannes av flere enkle eller komplekse stoffer.
B. En reaksjon der stoffer utveksler sine bestanddeler.

2. Angi riktig definisjon av en substitusjonsreaksjon:

A. Reaksjon mellom base og syre;
B. Reaksjonen av interaksjon av to enkle stoffer;
B. En reaksjon mellom stoffer der atomer av et enkelt stoff erstatter atomer til ett av grunnstoffene i et sammensatt stoff.

3. Angi riktig definisjon av nedbrytningsreaksjonen:

A. En reaksjon der flere enkle eller komplekse stoffer dannes fra ett komplekst stoff;
B. En reaksjon der stoffer utveksler sine bestanddeler;
B. Reaksjon med dannelse av oksygen- og hydrogenmolekyler.

4. Angi tegn på en utvekslingsreaksjon:

A. Vanndannelse;
B. Kun gassdannelse;
B. Kun nedbør;
D. Nedbør, gassdannelse eller svak elektrolyttdannelse.

5. Hvilken type reaksjon er interaksjonen mellom sure oksider og basiske oksider:

A. Utvekslingsreaksjon;
B. Sammensatt reaksjon;
B. Dekomponeringsreaksjon;
D. Substitusjonsreaksjon.

6. Hvilken type reaksjoner er interaksjonen mellom salter og syrer eller baser:

A. Substitusjonsreaksjoner;
B. Dekomponeringsreaksjoner;
B. Utvekslingsreaksjoner;
D. Sammensatte reaksjoner.

7. Stoffer hvis formler er KNO3 FeCl2, Na2SO4 kalles:
A) salter; B) grunner; B) syrer; D) oksider.
8 . Stoffer hvis formler er HNO3, HCl, H2SO4 kalles:
9 . Stoffer hvis formler er KOH, Fe(OH)2, NaOH kalles:
A) salter; B) syrer; B) grunner; D) oksider. 10 . Stoffer hvis formler er NO2, Fe2O3, Na2O kalles:
A) salter; B) syrer; B) grunner; D) oksider.
11 . Spesifiser metallene som danner alkalier:
Cu, Fe, Na, K, Zn, Li.

Svar:

Na, K, Li.

Når en forbindelse reagerer fra flere reagerende stoffer med relativt enkel sammensetning, oppnås ett stoff med en mer kompleks sammensetning:

Som regel er disse reaksjonene ledsaget av frigjøring av varme, dvs. føre til dannelse av mer stabile og mindre energirike forbindelser.

Reaksjoner av forbindelser av enkle stoffer er alltid redoks i naturen. Sammensatte reaksjoner som oppstår mellom komplekse stoffer kan oppstå uten endring i valens:

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

og også klassifiseres som redoks:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

2. Nedbrytingsreaksjoner

Nedbrytingsreaksjoner fører til dannelse av flere forbindelser fra ett komplekst stoff:

A = B + C + D.

Nedbrytningsproduktene til et sammensatt stoff kan være både enkle og komplekse stoffer.

Av spaltningsreaksjonene som skjer uten å endre valenstilstandene, er nedbrytningen av krystallinske hydrater, baser, syrer og salter av oksygenholdige syrer verdt å merke seg:


		CuS04 + 5H20


		2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

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

Redoksdekomponeringsreaksjoner er spesielt karakteristiske for salpetersyresalter.

Nedbrytingsreaksjoner i organisk kjemi kalles cracking:

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

eller dehydrogenering

C4H10 = C4H6 + 2H2.

3. Substitusjonsreaksjoner

I substitusjonsreaksjoner reagerer vanligvis et enkelt stoff med et komplekst, og danner et annet enkelt stoff og et annet komplekst:

A + BC = AB + C.

Disse reaksjonene tilhører overveldende redoksreaksjoner:

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

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2,

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

2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2.

Eksempler på substitusjonsreaksjoner som ikke er ledsaget av en endring i atomers valenstilstand er ekstremt få. Det skal bemerkes reaksjonen av silisiumdioksid med salter av oksygenholdige syrer, som tilsvarer gassformige eller flyktige anhydrider:

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

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

Noen ganger betraktes disse reaksjonene som utvekslingsreaksjoner:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl.

4. Utvekslingsreaksjoner

Utvekslingsreaksjoner er reaksjoner mellom to forbindelser som utveksler deres bestanddeler med hverandre:

AB + CD = AD + CB.

Hvis redoksprosesser oppstår under substitusjonsreaksjoner, skjer alltid utvekslingsreaksjoner uten å endre valenstilstanden til atomene. Dette er den vanligste gruppen av reaksjoner mellom komplekse stoffer - oksider, baser, syrer og salter:

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

AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,

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

Et spesielt tilfelle av disse utvekslingsreaksjonene er nøytraliseringsreaksjonen:

HCl + KOH = KCl + H 2 O.

Vanligvis følger disse reaksjonene lovene om kjemisk likevekt og fortsetter i retningen der minst ett av stoffene fjernes fra reaksjonssfæren i form av gass, flyktig stoff, utfellende eller lav-dissosierende (for løsninger) 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.