Redoxné reakcie a reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu atómov. Úvod do všeobecnej chémie Reakcia bez zmeny oxidačných stavov atómov

SKÚSENOSTI 1. Pridajte 2-3 kvapky roztoku H 2 SO 4 do dvoch skúmaviek. Do jednej z nich pridajte 2-3 kvapky roztoku chloridu bárnatého a do druhej pridajte kovový zinok. Čo je zrazenina, ktorá sa vytvorila v prvej skúmavke? Aký plyn sa uvoľňuje v druhej skúmavke?

SKÚSENOSTI 2. Do skúmavky pridajte 2-3 kvapky roztoku HCl a 4 kvapky fenolftaleínu. Po zaznamenaní výslednej farby indikátora pridajte po kvapkách roztok hydroxidu sodného, ​​kým sa neobjaví karmínová farba.

Do ďalšej skúmavky pridajte 2-3 kvapky koncentrovanej HCl a niekoľko kryštálov KMnO4. Aké produkty vznikajú v dôsledku reakcie?

SKÚSENOSTI 3. Do jednej skúmavky pridajte 1 mikrošpachtľu prášku uhličitanu olovnatého (II) a do druhej rovnaké množstvo dusičnanu olovnatého (II). Po šikmom upevnení skúmaviek v kovovom stojane ich zohrejte v plameni alkoholovej lampy. Pozorujte vývoj plynu v oboch skúmavkách.

HLÁSENIE:

1. Napíšte reakčné rovnice pre každý z týchto experimentov.

2. Uveďte, ktoré z nich sú redoxné?

3. Aké látky sú oxidačné a redukčné činidlá?

Laboratórna práca č.2

Oxidačno-redukčné reakcie bez účasti média

SKÚSENOSTI1. Vložte kovové železo do skúmavky s 3-4 kvapkami roztoku kyseliny chlorovodíkovej alebo sírovej. Všimnite si vývoj plynu.

SKÚSENOSTI2. Ponorte kovový zinok do skúmavky s 5-6 kvapkami roztoku CuSO 4 . Ako sa zmenil povrch zinku a farba roztoku?

HLÁSENIE:

Napíšte reakčné rovnice a uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

Laboratórna práca č.3

Vplyv pH na priebeh reakcií

SKÚSENOSTI1. Pridajte 3-4 kvapky roztoku KMnO 4 do troch skúmaviek. Pridajte 2-3 kvapky roztoku H2SO4 (pH< 7), во вторую – 2-3 капли H 2 O (рН ≈ 7), а в третью – 2-3 капли конц. раствора NaOH (рН >7). Potom pridajte niekoľko kryštálov KNO 2 alebo Na 2 SO 3 do každej skúmavky. Obsah skúmavky dôkladne premiešajte sklenenými tyčinkami. Všimnite si zmenu farby roztokov vo všetkých skúmavkách.

HLÁSENIE:

1. Napíšte rovnice pre zodpovedajúce reakcie, berúc do úvahy, že fialová farba je charakteristická pre ión MnO 4 ˉ, zelená - pre ión MnO 4 2 ‾, bezfarebná - pre ión Mn 2+ a hnedá zrazenina - Mn02.

2. Usporiadajte koeficienty v rovniciach reakcií uskutočnených metódou iónovo-elektronických schém (metóda polovičnej reakcie).

Laboratórna práca č.4

Redoxné reakcie, pri ktorých oxidačné činidlo a redukčné činidlo súčasne pôsobia ako médium

SKÚSENOSTI1. Do skúmavky pridajte 5-8 kvapiek koncentrovanej H 2 SO 4 . a kúsok zinku. Jemne zahrejte obsah skúmavky a zistite uvoľňovanie oxidu sírového (IV) podľa jeho ostrého charakteristického zápachu. Po 3-5 minútach sa objaví koloidná síra a zápach sírovodíka.

HLÁSENIE:

1. Napíšte zodpovedajúce reakčné rovnice a usporiadajte koeficienty metódou polovičnej reakcie.

2. V každom prípade uveďte látkové množstvo (mol) kyseliny sírovej zapojené do reakcie.

Laboratórna práca č.5

Disproporčné reakcie

SKÚSENOSTI1. Pridajte 2-3 kvapky roztoku kyseliny sírovej do skúmavky s 5-6 kvapkami dusitanu draselného. Sledujte uvoľňovanie hnedého plynu.

HLÁSENIE:

1. Napíšte rovnicu reakcie medzi dusitanom draselným a kyselinou sírovou.

2. Napíšte reakčnú rovnicu rozkladu vzniknutej kyseliny dusnej za vzniku oxidov dusíka NO a NO 2.

3. Ktorá z týchto reakcií je redoxná?

4. Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.

5. PRIEBEH TRIEDY:

Redox sa nazývajú reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačných stavov atómov tvoriacich reagujúce látky. Na zostavenie rovníc OVR sa používajú dve metódy: 1) metóda elektronickej rovnováhy; 2) metóda elektrón-ión (metóda polovičnej reakcie).

Metóda elektrón-ión sa používa na zostavenie rovníc pre redoxné reakcie prebiehajúce vo vodných roztokoch. Táto metóda je založená na zložení dvoch polovičných reakcií: pre oxidáciu redukčného činidla a redukcie oxidačného činidla a ich následnom zhrnutí do spoločnej iónovej rovnice. Pri použití tejto metódy sa zaznamenávajú polovičné reakcie s iónmi alebo molekulami konjugovaných oxidovaných a redukovaných foriem tak, ako existujú v roztoku.

Metóda polovičnej reakcie berie do úvahy ióny a molekuly, ktoré skutočne existujú v roztoku (slabé elektrolyty, plyny a zle rozpustné látky sú napísané v molekulárnej forme, silné elektrolyty - vo forme iónov).

Metóda polovičnej reakcie zohľadňuje úlohu prostredia. Ak reakcia prebieha v kyslom prostredí, potom do polovičnej reakcie môžu byť zahrnuté iba molekuly H 2 O a vodíkové ióny H +. Na každý chýbajúci atóm kyslíka v jednej časti polovičnej reakcie je potrebné pridať jednu molekulu vody, potom do druhej časti polovičnej reakcie prejde dvojnásobný počet vodíkových iónov.

Vytvorme rovnicu pre oxidačnú reakciu siričitanu sodného s manganistanom draselným v kyslom prostredí:

5 Na 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4  5 Na 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O

SO 3 2 ˉ + H 2 O – 2 ē → SO 4 2 ˉ + 2 H + 5

MnO 4 ˉ + 8 H + + 5 ē → Mn 2+ + 4 H 2 O 2

5SO 3 2 ˉ + 5H 2 O + 2 MnO 4 ˉ + 16H + → 5SO 4 2 ˉ + 10H + + 2Mn2+ + 8H20

Po uvedení podobných výrazov získame krátku iónovú rovnicu pre reakciu:

5 SO 3 2 ˉ + 2 MnO 4 ˉ + 6 H + → 5 SO 4 2 ˉ + 2 Mn 2+ + 3 H 2 O

Iónová rovnica sa používa na určenie koeficientov v molekulovej rovnici chemickej reakcie.

Ak reakcia prebieha v alkalickom prostredí, potom môžu byť do polovičnej reakcie zahrnuté iba molekuly vody a ióny OHˉ. Na každý atóm kyslíka, ktorý chýba v jednej časti polovičnej reakcie, musia byť pridané dva OHˉ ióny, potom bude druhá časť reakcie zahŕňať polovičný počet molekúl vody.

Na 2 SO 4 + 2 KMnO 4 + 2 KOH Na 2 SO 4 + 2 K 2 MnO 4 + H 2 O

SO 3 2 ˉ + 2 OHˉ – 2 ē → SO 4 2 ˉ + H 2 O 1

MnO 4 ‾ + 1 ē → MnO 4 2 ˉ 2

SO 3 2 ˉ + 2 OHˉ + 2 MnO 4 ˉ → SO 4 2 ˉ + H 2 O + 2 MnO 4 2 ˉ

Ak reakcia prebieha v neutrálnom prostredí, potom môžu byť molekuly vody a ióny H +, OHˉ zahrnuté do polovičnej reakcie.

Preto pri zostavovaní rovníc ORR pomocou metódy polovičnej reakcie by sa malo postupovať v nasledujúcom poradí:

1) zostaviť diagramy oxidačných a redukčných polovičných reakcií s uvedením počiatočných iónov a molekúl vytvorených za reakčných podmienok;

2) vyrovnať počet atómov každého prvku v ľavej a pravej časti polovičnej reakcie;

3) vyrovnať celkový počet nábojov v oboch častiach každej polovičnej reakcie pridaním alebo odčítaním požadovaného počtu elektrónov;

4) vybrať multiplikátory pre polovičné reakcie tak, aby sa počet elektrónov odovzdaných počas oxidácie rovnal počtu elektrónov prijatých počas redukcie;

5) sčítajte rovnice polovičnej reakcie a napíšte celkovú iónovú rovnicu;

6) usporiadať koeficienty v molekulovej rovnici reakcie.

6. Otázky PRE SEBAOVLÁDANIE POZNATKOV:

1. Redoxné reakcie. Najdôležitejšie oxidačné a redukčné činidlá.

2. Typy ORR (intermolekulárne, intramolekulárne, disproporcionácia). Metódy usporiadania koeficientov v rovniciach OVR.

3. Vplyv kyslosti prostredia na priebeh redoxnej reakcie. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu KMnO 4 s KNO 2 v rôznych prostrediach (kyslých, neutrálnych a zásaditých) a priraďte koeficienty do príslušných reakčných rovníc metódou polovičnej reakcie.

4. Doplňte rovnice nasledujúcich OB reakcií a usporiadajte koeficienty metódou polovičnej reakcie:

a) KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 →

b) KMnO4 + K2S03 + KOH →

c) KMn04 + H202 + H2S04 →

d) K2Cr207 + H2S + H2S04 →

e) K2Cr207 + KI + HCl →

7. LITERATÚRA

ZÁKLADNÉ:

1. Poznámky k prednáške.

2. Všeobecná chémia. Biofyzikálna chémia. Chémia biogénnych prvkov: Učebnica. pre med špecialista. univerzity / Yu.A. Ershov, V.A. Popkov, A.S. Berland a kol.; Ed. Yu.A. Ershova. – M.: Vyššie. škola, 2005. – s. 131-139;

3. Lenský, A.S. Úvod do bioanorganickej a biofyzikálnej chémie: Učebnica. pomoc pre študentov med. univerzity / A.S. Lenského. − M.: Vyššie. škola, 1989. – s. 231-241.

DODATOČNÉ:

Suvorov, A. V. Všeobecná chémia. / A.V. Suvorov, A.B. Nikolského. – Petrohrad: Chémia, 1994 – s. 271-287;

Zelenin, K.N. Chémia. / K.N. Zelenin. – Petrohrad: Špeciálna literatúra, 1997 – s. 184-187.

Ministerstvo zdravotníctva Bieloruskej republiky

Vzdelávacia inštitúcia

"Štátna lekárska univerzita v Gomeli"

Katedra všeobecnej a bioorganickej chémie

Prerokované na schôdzi oddelenia ____________________

Protokol č._______________________________________________

oxidačno-redukčné reakcie (ORR) – reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačného stavu atómov tvoriacich reagujúce látky v dôsledku prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý.

Oxidačný stav – formálny náboj atómu v molekule, vypočítaný za predpokladu, že molekula pozostáva iba z iónov.

Najviac elektronegatívnych prvkov v zlúčenine má negatívne oxidačné stavy a atómy prvkov s nižšou elektronegativitou majú kladné oxidačné stavy.

Oxidačný stav je formálny pojem; v niektorých prípadoch sa oxidačný stav nezhoduje s valenciou.

Napríklad: N2H4 (hydrazín)

stupeň oxidácie dusíka – -2; valencia dusíka – 3.

Výpočet oxidačného stavu

Na výpočet oxidačného stavu prvku je potrebné vziať do úvahy nasledujúce ustanovenia:

1. Oxidačné stavy atómov v jednoduchých látkach sú rovné nule (Na 0; H 2 0).

2. Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov, ktoré tvoria molekulu, je vždy rovný nule a v komplexnom ióne sa tento súčet rovná náboju iónu.

3. Atómy majú konštantný oxidačný stav: alkalické kovy (+1), kovy alkalických zemín (+2), vodík (+1) (okrem hydridov NaH, CaH 2 atď., kde oxidačný stav vodíka je - 1), kyslík (-2 ) (okrem F 2 -1 O +2 a peroxidov obsahujúcich skupinu –O–O–, v ktorých je oxidačný stav kyslíka -1).

4. Pre prvky nemôže kladný oxidačný stav presiahnuť hodnotu rovnajúcu sa číslu skupiny periodického systému.

V2+505-2; Na2+1B4+307-2; K+1Cl+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+504-2; Na2+1Cr2+607-2

Reakcie so zmenami oxidačného stavu a bez nich

Existujú dva typy chemických reakcií:

A Reakcie, pri ktorých sa nemení oxidačný stav prvkov:

Adičné reakcie: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Rozkladné reakcie: Cu(OH) 2  CuO + H 2 O

Výmenné reakcie: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HN03 NaN03 + H20

B Reakcie, pri ktorých dochádza k zmene oxidačných stavov atómov prvkov, ktoré tvoria reagujúce zlúčeniny:

2Mg0+0202Mg+20-2

2KCl +5 O 3 -2 – t  2KCl -1 + 3O 2 0

2KI-1 + Cl20 2KCl-1 + I20

Mn+402 + 4HCl -1 Mn +2 Cl2 + Cl20 + 2H20

Takéto reakcie sa nazývajú redoxné reakcie .

Oxidácia, redukcia

Pri redoxných reakciách sa elektróny prenášajú z jedného atómu, molekuly alebo iónu na druhý. Proces straty elektrónov je oxidácia. Počas oxidácie sa oxidačný stav zvyšuje:

H20 - 20 2H+

S -2 − 2ē S 0

Al 0 − 3ē Al +3

Fe +2 − ē Fe +3

2Br - − 2ē Br 2 0

Proces pridávania elektrónov je redukcia. Počas redukcie sa oxidačný stav znižuje.

Mn +4 + 2ē Mn +2

Сr +6 +3ē Cr +3

Cl 2 0 + 2ē 2Cl -

O20 + 4ē20-2

Atómy alebo ióny, ktoré v danej reakcii získavajú elektróny, sú oxidačné činidlá a tie, ktoré elektróny darujú, sú redukčné činidlá.

Redoxné vlastnosti látky a oxidačný stav jej základných atómov

Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov s maximálnym oxidačným stavom môžu byť iba oxidačnými činidlami vďaka týmto atómom, pretože už sa vzdali všetkých svojich valenčných elektrónov a sú schopné prijímať len elektróny. Maximálny oxidačný stav atómu prvku sa rovná číslu skupiny v periodickej tabuľke, do ktorej prvok patrí. Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov s minimálnym oxidačným stavom môžu slúžiť len ako redukčné činidlá, pretože sú schopné iba darovať elektróny, pretože vonkajšiu energetickú hladinu takýchto atómov dopĺňa osem elektrónov. Minimálny oxidačný stav atómov kovov je 0, pre nekovy - (n–8) (kde n je číslo skupiny v periodickej tabuľke). Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov so strednými oxidačnými stavmi môžu byť oxidačnými aj redukčnými činidlami v závislosti od partnera, s ktorým interagujú, a od reakčných podmienok.

Výpočet oxidačného stavu

Zhrnutie

1. Formovanie personálu je jednou z najvýznamnejších oblastí práce personálneho manažéra.

2. Aby organizácia zabezpečila potrebné ľudské zdroje, je dôležité vyvinúť primeranú situáciu vo vonkajšom prostredí a technológii činnosti, štruktúru spoločnosti; vypočítať personálne potreby.

3. Na vypracovanie náborových programov je potrebné analyzovať personálnu situáciu v regióne, vypracovať postupy na získavanie a hodnotenie kandidátov a realizovať adaptačné opatrenia na začlenenie nových zamestnancov do organizácie.

Kontrolné otázky

1. Aké skupiny faktorov je potrebné zohľadniť pri tvorbe organizačnej štruktúry?
2. Aké fázy návrhu organizácie možno rozlíšiť?
3. Vysvetlite pojem „kvalitatívne hodnotenie personálnych potrieb“.
4. Opíšte pojem „dodatočné personálne potreby“.
5. Aký je účel analýzy personálnej situácie v regióne?
6. Aký je účel analýzy výkonnosti?
7. Aké fázy analýzy činnosti možno rozlíšiť?
8. Vysvetlite, čo je to profesiogram?
9. Aké environmentálne faktory ovplyvňujú proces prijímania kandidátov?
10. Popíšte zdroje interného a externého náboru.
11. Ako hodnotiť kvalitu súpravy?
12. Aké metódy sa používajú na hodnotenie kandidátov?
13. Aké konkurenčné náborové paradigmy poznáte?
14. Vymenujte fázy adaptácie zamestnancov v organizácii.

Na výpočet oxidačného stavu prvku je potrebné vziať do úvahy nasledujúce ustanovenia:

1. Oxidačné stavy atómov v jednoduchých látkach sú rovné nule (Na 0; H 2 0).

2. Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov, ktoré tvoria molekulu, je vždy rovný nule a v komplexnom ióne sa tento súčet rovná náboju iónu.

3. Atómy majú konštantný oxidačný stav: alkalické kovy (+1), kovy alkalických zemín (+2), vodík (+1) (okrem hydridov NaH, CaH 2 atď., kde oxidačný stav vodíka je - 1), kyslík (-2 ) (okrem F 2 -1 O +2 a peroxidov obsahujúcich skupinu –O–O–, v ktorých je oxidačný stav kyslíka -1).

4. Pre prvky nemôže kladný oxidačný stav presiahnuť hodnotu rovnajúcu sa číslu skupiny periodického systému.

Príklady:

V2+505-2; Na2+1B4+307-2; K+1Cl+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+504-2; Na2+1Cr2+607-2

Existujú dva typy chemických reakcií:

A Reakcie, pri ktorých sa nemení oxidačný stav prvkov:

Adičné reakcie

SO2 + Na20 Na2S03

Reakcie rozkladu

Cu(OH)2 – tCuO + H20

Výmenné reakcie

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HN03 NaN03 + H20

B Reakcie, pri ktorých dochádza k zmene oxidačných stavov atómov prvkov, ktoré tvoria reagujúce zlúčeniny:

2Mg0+0202Mg+20-2

2KCl +5 O 3 -2 – t 2 KCl -1 + 3O 2 0

2KI-1 + Cl20 2KCl-1 + I20

Mn+402 + 4HCl -1 Mn +2 Cl2 + Cl20 + 2H20

Takéto reakcie sú tzv redox.

Chemická reakcia je proces, pri ktorom sa východiskové látky premieňajú na reakčné produkty. Látky získané po ukončení reakcie sa nazývajú produkty. Od pôvodných sa môžu líšiť štruktúrou, zložením alebo oboma.

Na základe zmien v zložení sa rozlišujú tieto typy chemických reakcií:

• so zmenou zloženia (väčšina z nich);
• bez zmeny zloženia (izomerizácia a konverzia jednej alotropnej modifikácie na inú).

Ak sa v dôsledku reakcie nezmení zloženie látky, potom sa nevyhnutne zmení jej štruktúra, napríklad: Cgraphite↔Salmaz

Pozrime sa podrobnejšie na klasifikáciu chemických reakcií, ktoré sa vyskytujú pri zmene zloženia.

I. Podľa počtu a zloženia látok

Reakcie zlúčenín

V dôsledku takýchto chemických procesov vzniká jedna látka z niekoľkých látok: A + B + ... = C

Môže sa pripojiť:

• jednoduché látky: 2Na + S = Na2S;
• jednoduché s komplexným: 2SO2 + O2 = 2SO3;
• dva komplexné: CaO + H2O = Ca(OH)2.
• viac ako dve látky: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Reakcie rozkladu

Jedna látka sa pri takýchto reakciách rozkladá na niekoľko ďalších: A=B+C+...

Produkty v tomto prípade môžu byť:

• jednoduché látky: 2NaCl = 2Na + Cl2
• jednoduché a zložité: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
• dva komplexné: CaCO3 = CaO + CO2
• viac ako dva produkty: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2

Substitučné reakcie

Takéto reakcie, pri ktorých jednoduché a zložité látky navzájom reagujú a atómy jednoduchej látky nahradia atómy jedného z prvkov v zložitom, sa nazývajú substitučné reakcie. Schematicky možno proces substitúcie atómov znázorniť takto: A + BC = B + AC.

Napríklad CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Výmenné reakcie

Do tejto skupiny patria reakcie, počas ktorých si dve zložité látky vymieňajú svoje časti: AB + CD = AD + CB. Podľa Bertholletovho pravidla je nezvratný výskyt takýchto reakcií možný, ak aspoň jeden z produktov:

• zrazenina (nerozpustná látka): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
• látka s nízkou disociáciou: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
• plyn: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (najskôr vzniká hydrát amoniaku NH3 H2O, ktorý sa po prijatí ihneď rozkladá na amoniak a vodu).

II. Tepelným efektom

1. Exotermický — procesy prebiehajúce pri uvoľňovaní tepla:
   C + O2 = C02 + Q
2. Endotermický - reakcie, pri ktorých dochádza k absorpcii tepla:
   Cu(OH)2 = CuO + H2O – Q

III. Druhy chemických reakcií podľa smeru

1. Reverzibilné sú reakcie prebiehajúce súčasne v smere dopredu aj dozadu: N2+O2 ↔ 2NO
2. Nezvratné procesy prebiehajú do konca, to znamená, kým sa aspoň jedna z reagujúcich látok úplne nespotrebuje. Príklady ireverzibilných výmenných reakcií boli diskutované vyššie.

IV. Podľa prítomnosti katalyzátora

V. Podľa stavu agregácie látok

1. Ak sú všetky reaktanty v rovnakom stave agregácie, reakcia sa nazýva homogénne. Takéto procesy prebiehajú v celom objeme. Napríklad: NaOH + HCl = NaCl + H2O
2. Heterogénne sú reakcie medzi látkami v rôznych stavoch agregácie, ktoré sa vyskytujú na rozhraní. Napríklad: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

VI. Druhy chemických reakcií založené na zmenách oxidačného stavu reagujúcich látok

1. Redox (ORR) - reakcie, pri ktorých sa menia oxidačné stavy reagujúcich látok.
2. Prebiehajúce reakcie bez zmeny oxidačných stavov činidlá (BISO).

Procesy spaľovania a substitúcie sú vždy redoxné. Výmenné reakcie prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov látok. Všetky ostatné procesy môžu byť buď OVR alebo BISO.

7.1. Základné typy chemických reakcií

Premeny látok sprevádzané zmenami v ich zložení a vlastnostiach sa nazývajú chemické reakcie alebo chemické interakcie. Počas chemických reakcií nedochádza k zmene zloženia atómových jadier.

Javy, pri ktorých sa mení tvar alebo fyzikálny stav látok alebo sa mení zloženie jadier atómov, sa nazývajú fyzikálne. Príkladom fyzikálnych javov je tepelné spracovanie kovov, pri ktorom sa mení ich tvar (kovanie), tavenie kovu, sublimácia jódu, premena vody na ľad alebo paru a pod., ale aj jadrové reakcie, v dôsledku čoho vznikajú atómy z atómov niektorých prvkov iné prvky.

Chemické javy môžu byť sprevádzané fyzikálnymi premenami. Napríklad v dôsledku chemických reakcií prebiehajúcich v galvanickom článku vzniká elektrický prúd.

Chemické reakcie sú klasifikované podľa rôznych kritérií.

1. Podľa znamienka tepelného účinku sa všetky reakcie delia na endotermický(pokračovanie s absorpciou tepla) a exotermický(tečie s uvoľňovaním tepla) (pozri § 6.1).

2. Na základe stavu agregácie východiskových látok a reakčných produktov sa rozlišujú:

homogénne reakcie, v ktorom sú všetky látky v rovnakej fáze:

2 KOH (p-p) + H2S04 (p-p) = K2SO (p-p) + 2 H20 (1),

CO (g) + Cl2 (g) = COCl2 (g),

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

heterogénne reakcie, látky, v ktorých sú v rôznych fázach:

CaO (k) + C02 (g) = CaC03 (k),

CuS04 (roztok) + 2 NaOH (roztok) = Cu(OH)2 (k) + Na2S04 (roztok),

Na2S03 (roztok) + 2HCl (roztok) = 2 NaCl (roztok) + S02 (g) + H20 (1).

3. Podľa schopnosti prúdenia len v smere dopredu, ako aj v smere dopredu a dozadu rozlišujú nezvratné A reverzibilné chemické reakcie (pozri § 6.5).

4. Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti katalyzátorov rozlišujú katalytický A nekatalytické reakcie (pozri § 6.5).

5. Podľa mechanizmu ich vzniku sa chemické reakcie delia na iónový, radikálny atď. (mechanizmus chemických reakcií prebiehajúcich za účasti organických zlúčenín je diskutovaný v organickej chémii).

6. Podľa stavu oxidačných stavov atómov zahrnutých v zložení reagujúcich látok prebiehajú reakcie bez zmeny oxidačného stavu atómov a so zmenou oxidačného stavu atómov ( redoxné reakcie) (pozri § 7.2) .

7. Reakcie sa vyznačujú zmenami v zložení východiskových látok a reakčných produktov spojenie, rozklad, substitúcia a výmena. Tieto reakcie môžu prebiehať so zmenami oxidačných stavov prvkov aj bez nich, tab . 7.1.

Tabuľka 7.1

Druhy chemických reakcií

7.2. Redoxné reakcie

Ako je uvedené vyššie, všetky chemické reakcie sú rozdelené do dvoch skupín:

Chemické reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reaktanty, sa nazývajú redoxné reakcie.

Oxidácia je proces odovzdávania elektrónov atómom, molekulou alebo iónom:

Nao-le = Na+;

Fe 2+ – e = Fe 3+;

H20-2e = 2H+;

2 Br – – 2e = Br 2 o.

zotavenie je proces pridávania elektrónov k atómu, molekule alebo iónu:

So + 2e = S2–;

Cr3+ + e = Cr2+;

Cl2o + 2e = 2Cl –;

Mn7+ + 5e = Mn2+.

Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá. Reštaurátori sú atómy, molekuly alebo ióny, ktoré darujú elektróny.

Prijatím elektrónov sa oxidačné činidlo počas reakcie redukuje a redukčné činidlo sa oxiduje. Oxidáciu vždy sprevádza redukcia a naopak. teda počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom sa vždy rovná počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom.

7.2.1. Oxidačný stav

Oxidačný stav je podmienený (formálny) náboj atómu v zlúčenine, vypočítaný za predpokladu, že pozostáva iba z iónov. Oxidačný stav sa zvyčajne označuje arabskou číslicou nad symbolom prvku so znamienkom „+“ alebo „–“. Napríklad Al 3+, S 2–.

Na zistenie oxidačných stavov sa používajú nasledujúce pravidlá:

oxidačný stav atómov v jednoduchých látkach je nulový;

algebraický súčet oxidačných stavov atómov v molekule sa rovná nule, v komplexnom ióne - náboj iónu;

oxidačný stav atómov alkalických kovov je vždy +1;

atóm vodíka v zlúčeninách s nekovmi (CH 4, NH 3 atď.) vykazuje oxidačný stav +1 a pri aktívnych kovoch je jeho oxidačný stav –1 (NaH, CaH 2 a pod.);

Atóm fluóru v zlúčeninách vždy vykazuje oxidačný stav –1;

Oxidačný stav atómu kyslíka v zlúčeninách je zvyčajne –2, okrem peroxidov (H 2 O 2, Na 2 O 2), v ktorých je oxidačný stav kyslíka –1, a niektorých ďalších látok (superoxidy, ozonidy, kyslík fluoridy).

Maximálny kladný oxidačný stav prvkov v skupine sa zvyčajne rovná číslu skupiny. Výnimkou sú fluór a kyslík, pretože ich najvyšší oxidačný stav je nižší ako číslo skupiny, v ktorej sa nachádzajú. Prvky podskupiny medi tvoria zlúčeniny, v ktorých ich oxidačný stav presahuje číslo skupiny (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Maximálny negatívny oxidačný stav prvkov nachádzajúcich sa v hlavných podskupinách periodickej tabuľky možno určiť odčítaním čísla skupiny od osem. Pre uhlík je to 8 – 4 = 4, pre fosfor – 8 – 5 = 3.

V hlavných podskupinách pri prechode od prvkov zhora nadol klesá stabilita najvyššieho kladného oxidačného stavu, v sekundárnych podskupinách naopak zhora nadol stabilita vyšších oxidačných stavov stúpa.

Konvenčnosť konceptu oxidačného stavu možno demonštrovať na príklade niektorých anorganických a organických zlúčenín. Najmä v kyselinách fosfónových (fosforových) H3PO2, fosfónových (fosforových) H3PO3 a fosforečných H3PO4 sú oxidačné stavy fosforu +1, +3 a +5, zatiaľ čo vo všetkých týchto zlúčeninách fosfor je päťmocný. Pre uhlík v metáne CH 4, metanole CH 3 OH, formaldehyde CH 2 O, kyseline mravčej HCOOH a oxide uhoľnatém (IV) CO 2 sú oxidačné stavy uhlíka –4, –2, 0, +2 a +4, v tomto poradí , pričom ako valencia atómu uhlíka vo všetkých týchto zlúčeninách je štyri.

Napriek skutočnosti, že oxidačný stav je konvenčný koncept, je široko používaný pri vytváraní redoxných reakcií.

7.2.2. Najdôležitejšie oxidačné a redukčné činidlá

Typické oxidačné činidlá sú:

1. Jednoduché látky, ktorých atómy majú vysokú elektronegativitu. Sú to predovšetkým prvky hlavných podskupín VI a VII skupín periodickej tabuľky: kyslík, halogény. Z jednoduchých látok je najsilnejším oxidačným činidlom fluór.

2. Zlúčeniny obsahujúce niektoré katióny kovov vo vysokých oxidačných stavoch: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ atď.

3. Zlúčeniny obsahujúce niektoré komplexné anióny, prvky v ktorých sú vo vysokom kladnom oxidačnom stave: 2–, – atď.

Medzi redukčné činidlá patria:

1. Jednoduché látky, ktorých atómy majú nízku elektronegativitu, sú aktívne kovy. Nekovy, ako je vodík a uhlík, môžu tiež vykazovať redukčné vlastnosti.

2. Niektoré zlúčeniny kovov obsahujúce katióny (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), ktoré darovaním elektrónov môžu zvýšiť svoj oxidačný stav.

3. Niektoré zlúčeniny obsahujúce jednoduché ióny ako I – , S 2– .

4. Zlúčeniny obsahujúce komplexné ióny (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, v ktorých prvky môžu darovaním elektrónov zvýšiť svoj kladný oxidačný stav.

V laboratórnej praxi sa najčastejšie používajú tieto oxidačné činidlá:

manganistan draselný (KMn04);

dvojchróman draselný (K2Cr207);

kyselina dusičná (HN03);

koncentrovaná kyselina sírová (H2S04);

peroxid vodíka (H202);

oxidy mangánu (IV) a olova (IV) (MnO 2, PbO 2);

roztavený dusičnan draselný (KNO 3) a taveniny niektorých ďalších dusičnanov.

Medzi redukčné činidlá používané v laboratórnej praxi patria:

• horčík (Mg), hliník (Al) a iné aktívne kovy;
• vodík (H2) a uhlík (C);
• jodid draselný (KI);
• sulfid sodný (Na2S) a sírovodík (H2S);
• siričitan sodný (Na2S03);
• chlorid cínatý (SnCl2).

7.2.3. Klasifikácia redoxných reakcií

Redoxné reakcie sa zvyčajne delia na tri typy: intermolekulárne, intramolekulárne a disproporcionačné reakcie (samooxidácia-samo-redukcia).

Medzimolekulové reakcie sa vyskytujú so zmenou oxidačného stavu atómov, ktoré sa nachádzajú v rôznych molekulách. Napríklad:

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

C+4HN03(konc) = C02+4N02 + 2H20.

TO intramolekulárne reakcie Ide o reakcie, pri ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo súčasťou tej istej molekuly, napríklad:

(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4 H20,

2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .

IN disproporčné reakcie(samooxidácia-samoredukcia) atóm (ión) toho istého prvku je oxidačným činidlom aj redukčným činidlom:

Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H20,

2 N02 + 2 NaOH = NaN02 + NaN03 + H20.

7.2.4. Základné pravidlá pre zostavovanie redoxných reakcií

Zloženie redoxných reakcií sa uskutočňuje podľa krokov uvedených v tabuľke. 7.2.

Tabuľka 7.2

Etapy zostavovania rovníc pre redoxné reakcie

Uvažujme o pravidlách skladania redoxných reakcií na príklade interakcie siričitanu draselného s manganistanom draselným v kyslom prostredí:

1. Stanovenie oxidačného činidla a redukčného činidla

Mangán, ktorý je v najvyššom oxidačnom stave, sa nemôže vzdať elektrónov. Mn 7+ bude prijímať elektróny, t.j. je oxidačné činidlo.

Ión S 4+ môže darovať dva elektróny a prejsť do S 6+, t.j. je redukčné činidlo. V uvažovanej reakcii je teda K2S03 redukčné činidlo a KMn04 je oxidačné činidlo.

2. Vytvorenie reakčných produktov

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?

Darovaním dvoch elektrónov elektrónu sa S 4+ stáva S 6+. Siričitan draselný (K 2 SO 3) sa tak mení na síran (K 2 SO 4). V kyslom prostredí Mn 7+ prijíma 5 elektrónov a v roztoku kyseliny sírovej (médium) tvorí síran manganatý (MnSO 4). V dôsledku tejto reakcie sa tiež vytvárajú ďalšie molekuly síranu draselného (v dôsledku iónov draslíka obsiahnutých v manganistanu), ako aj molekuly vody. Uvažovaná reakcia bude teda napísaná takto:

K2S03 + KMn04 + H2S04 = K2S04 + MnS04 + H20.

3. Zostavenie elektrónovej bilancie

Na zostavenie elektrónovej rovnováhy je potrebné uviesť tie oxidačné stavy, ktoré sa menia v uvažovanej reakcii:

K2S4+03 + KMn7+04 + H2S04 = K2S6+04 + Mn2+ SO4 + H20.

Mn7+ + 5e = Mn2+;

S4+ – 2e = S6+.

Počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom sa musí rovnať počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom. Preto sa na reakcii musia zúčastniť dva Mn 7+ a päť S 4+:

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

S4+ – 2e = S6+ 5.

Počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom (10) sa teda bude rovnať počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom (10).

4. Usporiadanie koeficientov v reakčnej rovnici

V súlade s rovnováhou elektrónov je potrebné umiestniť koeficient 5 pred K 2 SO 3 a 2 pred KMnO 4. Na pravej strane pred síran draselný nastavíme koeficient 6, keďže jedna molekula sa pridáva k piatim molekulám K 2 SO 4 vytvoreným počas oxidácie siričitanu draselného K 2 SO 4 v dôsledku väzby draselných iónov obsiahnutých v manganistanu. Keďže reakcia zahŕňa dva vznikajú aj molekuly manganistanu na pravej strane dva molekuly síranu mangánu. Na viazanie reakčných produktov (draselné a mangánové ióny obsiahnuté v manganistanu) je potrebné tri molekuly kyseliny sírovej, preto v dôsledku reakcie, tri molekuly vody. Nakoniec dostaneme:

5 K2S03 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 6 K2S04 + 2 MnS04 + 3 H20.

5. Kontrola správnosti koeficientov v reakčnej rovnici

Počet atómov kyslíka na ľavej strane reakčnej rovnice je:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

Na pravej strane bude toto číslo:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Počet atómov vodíka na ľavej strane reakčnej rovnice je šesť a zodpovedá počtu týchto atómov na pravej strane reakčnej rovnice.

7.2.5. Príklady redoxných reakcií zahŕňajúcich typické oxidačné a redukčné činidlá

7.2.5.1. Medzimolekulové oxidačno-redukčné reakcie

Nižšie ako príklady uvažujeme redoxné reakcie zahŕňajúce manganistan draselný, dvojchróman draselný, peroxid vodíka, dusitan draselný, jodid draselný a sulfid draselný. Redoxné reakcie zahŕňajúce iné typické oxidačné a redukčné činidlá sú diskutované v druhej časti príručky („Anorganická chémia“).

Redoxné reakcie zahŕňajúce manganistan draselný

V závislosti od prostredia (kyslé, neutrálne, zásadité) poskytuje manganistan draselný, pôsobiaci ako oxidačné činidlo, rôzne redukčné produkty, Obr. 7.1.

Ryža. 7.1. Tvorba produktov redukcie manganistanu draselného v rôznych médiách

Nižšie sú uvedené reakcie KMnO 4 so sulfidom draselným ako redukčným činidlom v rôznych prostrediach, znázorňujúce schému, obr. 7.1. Pri týchto reakciách je produktom oxidácie sulfidových iónov voľná síra. V alkalickom prostredí sa molekuly KOH nezúčastňujú reakcie, ale len určujú produkt redukcie manganistanu draselného.

5 K2S + 2 KMnO4 + 8 H2S04 = 5 S + 2 MnS04 + 6 K2S04 + 8 H20,

3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H202 MnO2 + 3 S + 8 KOH,

K2S + 2 KMnO4 – (KOH)2K2Mn04 + S.

Redoxné reakcie zahŕňajúce dvojchróman draselný

V kyslom prostredí je dvojchróman draselný silným oxidačným činidlom. Zmes K 2 Cr 2 O 7 a koncentrovanej H 2 SO 4 (chróm) má široké využitie v laboratórnej praxi ako oxidačné činidlo. Jedna molekula dvojchrómanu draselného pri interakcii s redukčným činidlom prijíma šesť elektrónov a vytvára zlúčeniny trojmocného chrómu:

6 FeS04 +K2Cr207 +7 H2S04 = 3 Fe2 (S04) 3 + Cr2 (S04) 3 + K2S04 + 7 H20;

6 KI + K2Cr207 + 7 H2S04 = 3 I2 + Cr2(SO4)3 + 4 K2S04 + 7 H20.

Redoxné reakcie zahŕňajúce peroxid vodíka a dusitan draselný

Peroxid vodíka a dusitan draselný majú prevažne oxidačné vlastnosti:

H2S + H202 = S + 2 H20,

2 KI + 2 KNO2 + 2 H2SO4 = I2 + 2 K2S04 + H20,

Pri interakcii so silnými oxidačnými činidlami (ako je napríklad KMnO 4) však peroxid vodíka a dusitan draselný pôsobia ako redukčné činidlá:

5 H202 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 502 + 2 MnS04 + K2S04 + 8 H20,

5 KN02 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 5 KN03 + 2 MnSO4 + K2S04 + 3 H20.

Treba poznamenať, že peroxid vodíka sa v závislosti od prostredia redukuje podľa schémy, obr. 7.2.

Ryža. 7.2. Možné produkty redukcie peroxidu vodíka

V tomto prípade sa v dôsledku reakcií tvoria vodné alebo hydroxidové ióny:

2 FeSO4 + H202 + H2S04 = Fe2 (S04)3 + 2 H20,

2 KI + H202 = I2 + 2 KOH.

7.2.5.2. Intramolekulárne oxidačno-redukčné reakcie

Intramolekulárne redoxné reakcie sa zvyčajne vyskytujú pri zahrievaní látok, ktorých molekuly obsahujú redukčné činidlo a oxidačné činidlo. Príklady intramolekulárnych redukčno-oxidačných reakcií sú procesy tepelného rozkladu dusičnanov a manganistanu draselného:

2 NaNO 3 2 NaN02 + 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. Disproporčné reakcie

Ako je uvedené vyššie, v disproporcionačných reakciách je ten istý atóm (ión) oxidačným činidlom aj redukčným činidlom. Uvažujme o procese skladania tohto typu reakcie na príklade interakcie síry s alkáliou.

Charakteristické oxidačné stavy síry: – 2, 0, +4 a +6. Elementárna síra, ktorá pôsobí ako redukčné činidlo, daruje 4 elektróny:

S o – 4e = S4+.

Síra – Oxidačné činidlo prijíma dva elektróny:

S o + 2е = S 2–.

V dôsledku reakcie disproporcionácie síry teda vznikajú zlúčeniny, ktorých oxidačné stavy prvku sú – 2 a vpravo +4:

3S + 6 KOH = 2 K2S + K2S03 + 3 H20.

Keď je oxid dusíka (IV) disproporčný v alkálii, získajú sa dusitany a dusičnany - zlúčeniny, v ktorých sú oxidačné stavy dusíka +3 a +5:

2N4+02 + 2 KOH = KN3+02 + KN5+ O3 + H20,

Disproporcionácia chlóru v studenom alkalickom roztoku vedie k tvorbe chlórnanu a v horúcom alkalickom roztoku - chlorečnanu:

Cl 02 + 2 KOH = KCl – + KCl + O + H20,

Cl 02 + 6 KOH 5 KCl – + KCl 5+ O3 + 3H20.

7.3. Elektrolýza

Redoxný proces, ktorý sa vyskytuje v roztokoch alebo taveninách, keď nimi prechádza jednosmerný elektrický prúd, sa nazýva elektrolýza. V tomto prípade dochádza k oxidácii aniónov na kladnej elektróde (anóde). Katióny sa redukujú na zápornej elektróde (katóde).

2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2C02.

Pri elektrolýze vodných roztokov elektrolytov spolu s premenami rozpustenej látky môžu prebiehať elektrochemické procesy za účasti vodíkových iónov a hydroxidových iónov vody:

katóda (–): 2 Н + + 2е = Н 2,

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

V tomto prípade prebieha proces redukcie na katóde takto:

1. Katióny aktívnych kovov (do Al 3+ vrátane) sa na katóde neredukujú, ale redukuje sa vodík.

2. Kovové katióny nachádzajúce sa v sérii štandardných elektródových potenciálov (v napäťovej sérii) napravo od vodíka sa redukujú na voľné kovy na katóde počas elektrolýzy.

3. Kovové katióny nachádzajúce sa medzi Al 3+ a H + sa redukujú na katóde súčasne s vodíkovým katiónom.

Procesy prebiehajúce vo vodných roztokoch na anóde závisia od látky, z ktorej je anóda vyrobená. Existujú nerozpustné anódy ( inertný) a rozpustný ( aktívny). Ako materiál inertných anód sa používa grafit alebo platina. Rozpustné anódy sú vyrobené z medi, zinku a iných kovov.

Počas elektrolýzy roztokov s inertnou anódou môžu vzniknúť tieto produkty:

1. Pri oxidácii halogenidových iónov sa uvoľňujú voľné halogény.

2. Pri elektrolýze roztokov obsahujúcich anióny SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– sa uvoľňuje kyslík, t.j. Na anóde nie sú oxidované tieto ióny, ale molekuly vody.

Berúc do úvahy vyššie uvedené pravidlá, uvažujme ako príklad elektrolýzu vodných roztokov NaCl, CuSO 4 a KOH s inertnými elektródami.

1). V roztoku sa chlorid sodný disociuje na ióny.