Aufgrund dieses Merkmals unterscheiden sie zwischen oxidativ- Reduktionsreaktionen und Reaktionen, die ohne Änderung der Oxidationsstufen ablaufen chemische Elemente.
Dazu gehören viele Reaktionen, darunter alle Substitutionsreaktionen, aber auch solche Kombinations- und Zersetzungsreaktionen, an denen mindestens ein einfacher Stoff beteiligt ist, zum Beispiel:
Wie Sie sich erinnern, werden Koeffizienten in komplexen Redoxreaktionen mit der Elektronenbilanzmethode berechnet:
IN organische Chemie ein leuchtendes Beispiel Redoxreaktionen können die Eigenschaften von Aldehyden beeinflussen.
1. Sie werden zu den entsprechenden Alkoholen reduziert:
2. Aldehyde werden zu den entsprechenden Säuren oxidiert:
Die Essenz aller oben genannten Beispiele von Redoxreaktionen wurde mithilfe der bekannten Elektronenbilanzmethode dargestellt. Es basiert auf dem Vergleich der Oxidationsstufen von Atomen in den Reaktanten und Produkten einer Reaktion und auf dem Ausgleich der Elektronenzahl bei Oxidations- und Reduktionsprozessen. Mit dieser Methode werden Gleichungen für Reaktionen erstellt, die in beliebigen Phasen ablaufen. Das macht es vielseitig und praktisch. Aber gleichzeitig hat es einen gravierenden Nachteil: Wenn man das Wesen von Redoxreaktionen in Lösungen ausdrückt, werden Partikel angezeigt, die nicht wirklich existieren.
In diesem Fall ist es bequemer, eine andere Methode zu verwenden – die Halbreaktionsmethode. Es basiert auf der Erstellung ionenelektronischer Gleichungen für die Prozesse der Oxidation und Reduktion unter Berücksichtigung tatsächlich vorhandener Teilchen und deren anschließender Summierung allgemeine Gleichung. Bei dieser Methode wird das Konzept des „Oxidationszustands“ nicht verwendet und die Produkte werden durch Ableitung der Reaktionsgleichung bestimmt.
Lassen Sie uns diese Methode anhand eines Beispiels demonstrieren: Lassen Sie uns eine Gleichung für die Redoxreaktion von Zink mit konzentrierter Salpetersäure erstellen.
1. Wir schreiben das Ionenschema des Prozesses auf, das nur das Reduktionsmittel und sein Oxidationsprodukt, das Oxidationsmittel und das Produkt seiner Reduktion umfasst:
2. Wir stellen die ionenelektronische Gleichung des Oxidationsprozesses auf (dies ist die 1. Halbreaktion):
3. Wir stellen die ionenelektronische Gleichung des Reduktionsprozesses auf (dies ist die 2. Halbreaktion):
Bitte beachten Sie: Elektron-Ionen-Gleichungen werden gemäß dem Gesetz der Erhaltung von Masse und Ladung geschrieben.
4. Wir schreiben die Halbreaktionsgleichungen so, dass die Anzahl der Elektronen zwischen dem Reduktionsmittel und dem Oxidationsmittel ausgeglichen ist:
5. Fassen wir die Halbreaktionsgleichungen Term für Term zusammen. Wir stellen die allgemeine Ionengleichung für die Reaktion auf:
Wir überprüfen die Richtigkeit der Reaktionsgleichung in ionischer Form:
- Aufrechterhaltung der Gleichheit der Anzahl der Atome der Elemente und der Anzahl der Ladungen
- Die Anzahl der Atome der Elemente muss auf der linken und rechten Seite der Ionenreaktionsgleichung gleich sein.
- Die Gesamtladung der Teilchen auf der linken und rechten Seite der Ionengleichung muss gleich sein.
6. Schreiben Sie die Gleichung in molekularer Form. Addieren Sie dazu zu den in der Ionengleichung enthaltenen Ionen die erforderliche Anzahl an Ionen entgegengesetzter Ladung:
Reaktionen, die ablaufen, ohne dass sich die Oxidationsstufen chemischer Elemente ändern. Hierzu zählen beispielsweise alle Ionenaustauschreaktionen, aber auch viele Fügereaktionen, zum Beispiel:
viele Zersetzungsreaktionen:
Veresterungsreaktionen:
Oxidationszustand
Der Oxidationszustand ist die Nennladung eines Atoms in einem Molekül, berechnet unter der Annahme, dass das Molekül aus Ionen besteht und im Allgemeinen elektrisch neutral ist.
Die elektronegativsten Elemente in einer Verbindung haben negative Oxidationsstufen, und die Atome der Elemente mit geringerer Elektronegativität haben positive Oxidationsstufen.
Der Oxidationszustand ist ein formales Konzept; In manchen Fällen stimmt die Oxidationsstufe nicht mit der Wertigkeit überein.
Zum Beispiel:
N2H4 (Hydrazin)
Stickstoffoxidationsgrad – -2; Stickstoffwertigkeit – 3.
Berechnung der Oxidationsstufe
Um den Oxidationszustand eines Elements zu berechnen, sollten folgende Bestimmungen berücksichtigt werden:
1. Die Oxidationsstufen der Atome in einfachen Stoffen sind gleich Null (Na 0; H2 0).
2. Algebraische Summe Die Oxidationsstufen aller Atome, aus denen das Molekül besteht, sind immer Null, und in einem komplexen Ion entspricht diese Summe der Ladung des Ions.
3. Atome haben eine konstante Oxidationsstufe: Alkali Metalle(+1), Erdalkalimetalle (+2), Wasserstoff (+1) (außer Hydride NaH, CaH2 usw., bei denen die Oxidationsstufe von Wasserstoff -1 ist), Sauerstoff (-2) (außer F 2 - 1 O +2 und Peroxide mit der –O–O–-Gruppe, in denen die Oxidationsstufe von Sauerstoff -1 ist).
4. Bei Elementen darf die positive Oxidationsstufe einen Wert nicht überschreiten, der der Gruppennummer des Periodensystems entspricht.
Beispiele:
V 2 +5 Ö 5 -2 ;N / A 2 +1 B 4 +3 Ö 7 -2 ;K +1 Cl +7 Ö 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 Ö 4 -2 ;N / A 2 +1 Cr 2 +6 Ö 7 -2
Reaktionen ohne und mit Änderung der Oxidationsstufe
Es gibt zwei Arten chemische Reaktionen:
AReaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufe von Elementen nicht ändert:
Additionsreaktionen
ALSO 2 +Na 2 O → Na 2 ALSO 3
Zersetzungsreaktionen
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 Ö
Austauschreaktionen
AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
BReaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen der Atome der Elemente ändern, aus denen die reagierenden Verbindungen bestehen:
2Mg 0 + O 2 0 → 2Mg +2 O -2
2KCl +5 O 3 -2 →2KCl -1 + 3O 2 0
2KI -1 + Cl 2 0 → 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl 2 + Cl +1 2 0 + 2H 2 O
Solche Reaktionen werden Redoxreaktionen genannt
Redoxreaktionen sind Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen von Atomen ändern. Redoxreaktionen kommen sehr häufig vor. Alle Verbrennungsreaktionen sind Redoxreaktionen.
Die Redoxreaktion besteht aus zwei Prozessen, die nicht getrennt voneinander ablaufen können. Der Vorgang der Erhöhung der Oxidationsstufe wird Oxidation genannt. Gleichzeitig mit der Oxidation findet eine Reduktion statt, also der Prozess der Verringerung der Oxidationsstufe.
Oxidation, Reduktion
Dementsprechend gibt es bei Redoxreaktionen zwei Hauptteilnehmer: ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel. Der Prozess des Elektronenverlusts ist Oxidation. Bei der Oxidation erhöht sich die Oxidationsstufe. Während der Reaktion erniedrigt das Oxidationsmittel seine Oxidationsstufe und wird reduziert. Dabei muss zwischen einem oxidierenden chemischen Element und einem oxidierenden Stoff unterschieden werden.
N +5
- Oxidationsmittel; HN +5
O3 und NaN +5
O 3 - Oxidationsmittel.
Wenn wir sagen, dass Salpetersäure und ihre Salze starke Oxidationsmittel sind, dann meinen wir damit, dass das Oxidationsmittel aus Stickstoffatomen besteht Oxidationszustand+5 und nicht die gesamte Substanz als Ganzes.
Der zweite obligatorische Teilnehmer der Redoxreaktion wird als Reduktionsmittel bezeichnet. Der Vorgang des Hinzufügens von Elektronen ist eine Reduktion. Bei der Reduktion nimmt die Oxidationsstufe ab.
Das Reduktionsmittel erhöht seine Oxidationszahl, indem es während der Reaktion oxidiert wird. Ebenso wie bei einem Oxidationsmittel ist zwischen einem reduzierenden Stoff und einem reduzierenden chemischen Element zu unterscheiden. Bei der Reduktion eines Aldehyds zu Alkohol können wir nicht nur Wasserstoff mit der Oxidationsstufe -1 verwenden, sondern eine Art Hydrid, vorzugsweise Lithiumaluminiumhydrid.
N -1
- Reduktionsmittel; NaH -1
und LiAlH -1
4 - Reduktionsmittel.
Bei Redoxreaktionen ist eine vollständige Übertragung von Elektronen von einem Reduktionsmittel auf ein Oxidationsmittel äußerst selten, da es nur wenige Verbindungen mit ionischen Bindungen gibt. Bei der Anordnung der Koeffizienten gehen wir jedoch davon aus, dass ein solcher Übergang tatsächlich stattfindet. Dadurch ist es möglich, die Hauptkoeffizienten vor den Formeln des Oxidationsmittels und Reduktionsmittels korrekt zu bestimmen.
5H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
S +4
– 2e → S +6
5 - Reduktionsmittel, Oxidation
Mn +7
+ 5e → Mn +2
2 - Oxidationsmittel, Reduktion
Atome oder Ionen, die bei einer bestimmten Reaktion Elektronen aufnehmen, sind Oxidationsmittel, und diejenigen, die Elektronen abgeben, sind Reduktionsmittel.
Redoxeigenschaften einer Substanz und der Oxidationszustand ihrer Atombestandteile
Verbindungen, die Atome von Elementen mit der maximalen Oxidationsstufe enthalten, können nur aufgrund dieser Atome Oxidationsmittel sein, weil Sie haben bereits alle ihre Valenzelektronen abgegeben und können nur noch Elektronen aufnehmen. Der maximale Oxidationszustand eines Elementatoms entspricht der Gruppennummer in Periodensystem, zu dem dieses Element gehört. Verbindungen, die Atome von Elementen mit einer minimalen Oxidationsstufe enthalten, können nur als Reduktionsmittel dienen, da sie aufgrund des Äußeren nur in der Lage sind, Elektronen abzugeben Energielevel in solchen Atomen wird es durch acht Elektronen vervollständigt. Die minimale Oxidationsstufe für Metallatome ist 0, für Nichtmetalle - (n–8) (wobei n die Nummer der Gruppe im Periodensystem ist). Verbindungen, die Atome von Elementen mit enthalten mittlerer Abschluss Oxidationsmittel können je nach Wechselwirkungspartner und Reaktionsbedingungen sowohl Oxidations- als auch Reduktionsmittel sein.
Die wichtigsten Reduktions- und Oxidationsmittel
Reduzierstücke:
Metalle,
Wasserstoff,
Kohle.
Kohlenmonoxid (CO).
Schwefelwasserstoff (H 2 S);
Schwefeloxid (IV) (SO 2);
schweflige Säure H 2 SO 3 und ihre Salze.
Halogenwasserstoffsäuren und ihre Salze.
Metallkationen in niedrigeren Oxidationsstufen: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.
Salpetrige Säure HNO 2;
Ammoniak NH 3;
Hydrazin NH 2 NH 2 ;
Stickoxid (II) (NO).
Kathode während der Elektrolyse.
Oxidationsmittel
Halogene.
Kaliumpermanganat (KMnO 4);
Kaliummanganat (K 2 MnO 4);
Mangan(IV)-oxid (MnO 2).
Kaliumdichromat (K 2 Cr 2 O 7);
Kaliumchromat (K 2 CrO 4).
Salpetersäure (HNO 3).
Schwefelsäure (H 2 SO 4) konz.
Kupfer(II)-oxid (CuO);
Blei(IV)-oxid (PbO 2);
Silberoxid (Ag 2 O);
Wasserstoffperoxid (H 2 O 2).
Eisen(III)-chlorid (FeCl 3).
Berthollet-Salz (KClO 3).
Anode während der Elektrolyse.
Jede dieser Halbreaktionen ist durch ein Standard-Redoxpotential E 0 (Dimension - Volt, V) gekennzeichnet. Je größer E0, desto stärker ist die oxidierende Form als Oxidationsmittel und desto schwächer ist die reduzierte Form als Reduktionsmittel und umgekehrt.
Als Bezugspunkt für die Potentiale wird die Halbreaktion genommen: 2H + + 2ē ® H 2, für die E 0 =0
Für Halbreaktionen M n+ + nē ® M 0 wird E 0 als Standardelektrodenpotential bezeichnet. Basierend auf der Größe dieses Potenzials werden Metalle normalerweise in eine Reihe von Standardelektrodenpotenzialen (eine Reihe von Metallspannungen) eingeteilt:
|
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au |
Eine Reihe von Belastungen charakterisieren die chemischen Eigenschaften von Metallen:
1. Je weiter links sich ein Metall in der Spannungsreihe befindet, desto stärker ist seine Reduktionsfähigkeit und desto schwächer ist die Oxidationsfähigkeit seines Ions in Lösung (d. h. je leichter es Elektronen abgibt (oxidiert) und desto schwieriger ist es). damit seine Ionen wieder Elektronen anlagern können).
2. Jedes Metall ist in der Lage, aus Salzlösungen die Metalle zu verdrängen, die in der Spannungsreihe rechts davon stehen, d.h. reduziert Ionen nachfolgender Metalle zu elektrisch neutralen Atomen, spendet Elektronen und verwandelt sich selbst in Ionen.
3. Nur Metalle, die in der Spannungsreihe links von Wasserstoff (H) stehen, sind in der Lage, diesen aus sauren Lösungen zu verdrängen (z. B. Zn, Fe, Pb, aber nicht Cu, Hg, Ag).
Galvanische Zellen
Jeweils zwei Metalle bilden beim Eintauchen in Lösungen ihrer Salze, die über einen mit einem Elektrolyten gefüllten Siphon miteinander kommunizieren, eine galvanische Zelle. In Lösungen eingetauchte Metallplatten werden als Elektroden des Elements bezeichnet.
Wenn Sie die äußeren Enden der Elektroden (Pole des Elements) mit einem Draht verbinden, beginnen sich Elektronen vom Metall mit niedrigerem Potenzial zum Metall mit höherem Potenzial zu bewegen (z. B. von Zn zu). Pb). Der Abgang von Elektronen stört das Gleichgewicht zwischen dem Metall und seinen Ionen in der Lösung und führt dazu, dass eine neue Anzahl von Ionen in die Lösung gelangt – das Metall löst sich allmählich auf. Gleichzeitig entladen Elektronen, die zu einem anderen Metall gelangen, die Ionen in der Lösung an dessen Oberfläche – das Metall wird aus der Lösung freigesetzt. Die Elektrode, an der die Oxidation stattfindet, wird Anode genannt. Die Elektrode, an der die Reduktion stattfindet, wird Kathode genannt. In einer Blei-Zink-Zelle ist die Zinkelektrode die Anode und die Bleielektrode die Kathode.
In einer geschlossenen galvanischen Zelle kommt es also zu einer Wechselwirkung zwischen einem Metall und einer Salzlösung eines anderen Metalls, die nicht in direktem Kontakt miteinander stehen. Atome des ersten Metalls, die Elektronen abgeben, verwandeln sich in Ionen, und Ionen des zweiten Metalls, die Elektronen hinzufügen, verwandeln sich in Atome. Das erste Metall verdrängt das zweite aus der Lösung seines Salzes. Während des Betriebs einer galvanischen Zelle aus Zink und Blei, die jeweils in Lösungen von Zn(NO 3) 2 und Pb(NO 3) 2 eingetaucht wird, laufen an den Elektroden folgende Prozesse ab:
Zn – 2ē → Zn 2+
Pb 2+ + 2ē → Pb
Wenn wir beide Prozesse zusammenfassen, erhalten wir die Gleichung Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, die die Reaktion ausdrückt, die im Element in ionischer Form abläuft. Molekulare Gleichung Die gleiche Reaktion wird wie folgt aussehen:
Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2
Die elektromotorische Kraft einer galvanischen Zelle ist gleich der Potentialdifferenz zwischen ihren beiden Elektroden. Bei der Ermittlung wird immer das kleinere vom größeren Potenzial abgezogen. Beispielsweise ist die elektromotorische Kraft (EMK) des betrachteten Elements gleich:
|
E.m.f. = |
-0,13 |
(-0,76) |
0,63 V |
|
|
E Pb |
EZn |
Dieser Wert wird vorausgesetzt, dass die Metalle in Lösungen eingetaucht werden, in denen die Ionenkonzentration 1 g-Ion/l beträgt. Bei anderen Lösungskonzentrationen werden die Werte der Elektrodenpotentiale etwas anders sein. Sie können nach folgender Formel berechnet werden:
E = E 0 + (0,058/n) logC
wobei E das gewünschte Metallpotential (in Volt) ist
E 0 - sein normales Potenzial
n - Wertigkeit von Metallionen
C – Konzentration der Ionen in Lösung (g-Ion/l)
Beispiel
Ermitteln Sie die elektromotorische Kraft des Elements (EMK), die von einer in eine 0,1 M Lösung von Zn(NO 3) 2 eingetauchten Zinkelektrode und einer in eine 2 M Lösung von Pb(NO 3) 2 eingetauchten Bleielektrode gebildet wird.
Lösung
Wir berechnen das Potenzial der Zinkelektrode:
E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v
Wir berechnen das Potenzial der Ableitungselektrode:
E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v
Finden Sie die elektromotorische Kraft des Elements:
E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v
Elektrolyse
Elektrolyse Der Prozess der Zersetzung eines Stoffes durch elektrischen Strom wird genannt.
Das Wesen der Elektrolyse besteht darin, dass sich positiv geladene Ionen zur Kathode und negativ geladene Ionen zur Anode bewegen, wenn Strom durch eine Elektrolytlösung (oder einen geschmolzenen Elektrolyten) geleitet wird. An den Elektroden angekommen werden die Ionen entladen, wodurch an den Elektroden die Bestandteile des gelösten Elektrolyten bzw. Wasserstoff und Sauerstoff aus dem Wasser freigesetzt werden.
Um verschiedene Ionen in neutrale Atome oder Atomgruppen umzuwandeln, ist es erforderlich unterschiedliche Spannung elektrischer Strom. Manche Ionen verlieren ihre Ladung leichter, andere schwerer. Der Grad der Leichtigkeit, mit der sich Metallionen entladen (Elektronen gewinnen), wird durch die Position der Metalle in der Spannungsreihe bestimmt. Je weiter links ein Metall in der Spannungsreihe steht, desto größer ist sein negatives Potenzial (oder weniger positives Potenzial), desto schwieriger ist es unter sonst gleichen Bedingungen, seine Ionen zu entladen (Au 3+, Ag + Ionen sind am einfachsten). zu entladen; am schwierigsten sind Li+, Rb+, K+).
Befinden sich in einer Lösung gleichzeitig Ionen mehrerer Metalle, so werden zuerst die Ionen des Metalls mit niedrigerem negativem Potential (bzw. höherem positivem Potential) entladen. Beispielsweise wird metallisches Kupfer zunächst aus einer Lösung freigesetzt, die Zn 2+- und Cu 2+-Ionen enthält. Die Größe des Metallpotentials hängt aber auch von der Konzentration seiner Ionen in der Lösung ab; Auch die Leichtigkeit der Entladung der Ionen jedes Metalls ändert sich in Abhängigkeit von ihrer Konzentration: Eine Erhöhung der Konzentration erleichtert die Entladung der Ionen, eine Verringerung erschwert sie. Daher kann es bei der Elektrolyse einer Lösung, die Ionen mehrerer Metalle enthält, vorkommen, dass die Freisetzung eines aktiveren Metalls früher erfolgt als die Freisetzung eines weniger aktiven Metalls (wenn die Konzentration der Ionen des ersten Metalls erheblich ist und die Konzentration der Sekunde ist sehr gering).
IN wässrige Lösungen Salze, neben Salzionen gibt es immer auch Wasserionen (H+ und OH-). Von diesen werden Wasserstoffionen leichter entladen als die Ionen aller Metalle, die in der Spannungsreihe vor Wasserstoff stehen. Aufgrund der unbedeutenden Konzentration von Wasserstoffionen während der Elektrolyse aller Salze, mit Ausnahme der Salze der aktivsten Metalle, wird jedoch an der Kathode Metall und nicht Wasserstoff freigesetzt. Erst bei der Elektrolyse von Salzen von Natrium, Calcium und anderen Metallen bis einschließlich Aluminium werden Wasserstoffionen entladen und Wasserstoff freigesetzt.
An der Anode können entweder Ionen saurer Reste oder Hydroxylionen von Wasser abgegeben werden. Wenn die Ionen saurer Reste keinen Sauerstoff enthalten (Cl -, S 2-, CN - usw.), dann werden normalerweise diese Ionen entladen und nicht Hydroxylionen, die ihre Ladung viel schwieriger verlieren, und Cl 2, S usw. werden an der Anode .d freigesetzt. Wird hingegen ein Salz einer sauerstoffhaltigen Säure oder die Säure selbst einer Elektrolyse unterzogen, so werden Hydroxylionen freigesetzt und nicht Ionen von Sauerstoffresten. Die bei der Entladung von Hydroxylionen entstehenden neutralen OH-Gruppen zerfallen sofort nach der Gleichung:
4OH → 2H2O + O2
Dadurch wird an der Anode Sauerstoff freigesetzt.
Elektrolyse der Nickelchloridlösung NiCl 2
Die Lösung enthält Ni 2+ und Cl – Ionen sowie H + und OH – Ionen in vernachlässigbaren Konzentrationen. Wenn Strom fließt, bewegen sich Ni 2+ -Ionen zur Kathode und Cl – -Ionen zur Anode. Ni 2+ -Ionen entziehen der Kathode zwei Elektronen und verwandeln sich in neutrale Atome, die aus der Lösung freigesetzt werden. Die Kathode wird nach und nach mit Nickel beschichtet.
Chlorionen, die die Anode erreichen, geben Elektronen an diese ab und verwandeln sich in Chloratome, die paarweise Chlormoleküle bilden. An der Anode wird Chlor freigesetzt.
Somit gibt es an der Kathode Wiederherstellungsprozess, an der Anode – Oxidationsprozess.
Elektrolyse von Kaliumiodidlösung KI
Kaliumiodid liegt in Form von K+- und I--Ionen in Lösung vor. Wenn Strom fließt, bewegen sich K+-Ionen zur Kathode, I-Ionen zur Anode. Da aber Kalium in der Spannungsreihe weit links von Wasserstoff steht, werden an der Kathode nicht die Kaliumionen, sondern die Wasserstoffionen des Wassers entladen. Die dabei gebildeten Wasserstoffatome verbinden sich zu H 2 -Molekülen und somit wird an der Kathode Wasserstoff freigesetzt.
Wenn Wasserstoffionen entladen werden, dissoziieren immer mehr neue. Wassermoleküle, wodurch sich Hydroxylionen (aus einem Wassermolekül freigesetzt) sowie K + -Ionen an der Kathode ansammeln und sich kontinuierlich zur Kathode bewegen. Es entsteht eine KOH-Lösung.
An der Anode wird Jod freigesetzt, da I-Ionen leichter entladen werden als Hydroxylionen des Wassers.
Elektrolyse von Kaliumsulfatlösung
Die Lösung enthält K+-Ionen, SO 4 2- und H+- und OH--Ionen aus Wasser. Da K + -Ionen schwieriger zu entladen sind als H + -Ionen und SO 4 2- Ionen als OH – -Ionen, dann beim Passieren elektrischer Strom Wasserstoffionen werden an der Kathode entladen, Hydroxylgruppen werden an der Anode entladen, d. h. Elektrolyse von Wasser. Gleichzeitig bildet sich aufgrund der Abgabe von Wasserstoff- und Hydroxylionen des Wassers und der kontinuierlichen Bewegung von K + -Ionen zur Kathode und SO 4 2- -Ionen zur Anode an der Kathode eine Alkalilösung (KOH). und an der Anode entsteht eine Schwefelsäurelösung.
Elektrolyse einer Kupfersulfatlösung mit einer Kupferanode
Die Elektrolyse findet auf besondere Weise statt, wenn die Anode aus demselben Metall besteht, dessen Salz sich in Lösung befindet. In diesem Fall werden an der Anode keine Ionen entladen, sondern die Anode selbst löst sich allmählich auf, sendet Ionen in die Lösung und gibt Elektronen an die Stromquelle ab.
Der gesamte Prozess läuft auf die Freisetzung von Kupfer an der Kathode und die allmähliche Auflösung der Anode hinaus. Die Menge an CuSO 4 in der Lösung bleibt unverändert.
Gesetze der Elektrolyse (M. Faraday)
1. Die Gewichtsmenge der bei der Elektrolyse freigesetzten Substanz ist proportional zur durch die Lösung fließenden Strommenge und hängt praktisch nicht von anderen Faktoren ab.
2. Bei der Elektrolyse werden aus verschiedenen Quellen gleiche Strommengen freigesetzt Chemische KomponentenÄquivalent Menge an Stoffen.
3. Um ein Grammäquivalent einer Substanz aus einer Elektrolytlösung zu isolieren, müssen 96.500 Coulomb Elektrizität durch die Lösung geleitet werden.
m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)
wobei m (x) die Menge an reduzierter oder oxidierter Substanz (g) ist;
I ist die Stärke des übertragenen Stroms (a);
t - Elektrolysezeit (s);
M(x)- Molmasse;
n ist die Anzahl der bei Redoxreaktionen aufgenommenen oder abgegebenen Elektronen;
F- Faradaysche Konstante(96500 kühl/mol).
Basierend auf dieser Formel können Sie eine Reihe von Berechnungen im Zusammenhang mit dem Elektrolyseprozess durchführen, zum Beispiel:
1. Berechnen Sie die Stoffmengen, die durch eine bestimmte Strommenge freigesetzt oder zersetzt werden;
2. Ermitteln Sie die aktuelle Stärke anhand der freigesetzten Substanzmenge und der für ihre Freisetzung aufgewendeten Zeit;
3. Bestimmen Sie, wie lange es dauert, eine bestimmte Menge eines Stoffes bei einem bestimmten Strom freizusetzen.
Beispiel 1
Wie viele Gramm Kupfer werden an der Kathode freigesetzt, wenn ein Strom von 5 Ampere 10 Minuten lang durch eine Kupfersulfatlösung CuSO 4 geleitet wird?
Lösung
Bestimmen wir die Strommenge, die durch die Lösung fließt:
Q = Es,
wobei I der Strom in Ampere ist;
t – Zeit in Sekunden.
Q = 5A 600 s = 3000 Coulomb
Das Äquivalent von Kupfer (mit einer Masse von 63,54) beträgt 63,54: 2 = 31,77. Daher setzen 96500 Coulomb 31,77 g Kupfer frei. Benötigte Kupfermenge:
m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g
Beispiel 2
Wie lange dauert es, einen Strom von 10 Ampere durch eine Säurelösung zu leiten, um 5,6 Liter Wasserstoff zu erhalten (unter normalen Bedingungen)?
Lösung
Wir ermitteln die Strommenge, die durch die Lösung fließen muss, damit 5,6 Liter Wasserstoff daraus freigesetzt werden. Seit 1 g-Äq. Wasserstoff besetzt bei n. u. Volumen beträgt 11,2 l, dann ist die benötigte Strommenge erforderlich
Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 Coulomb
Lassen Sie uns die aktuelle Durchgangszeit ermitteln:
t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 h 20 min 25 s
Beispiel 3
Wenn an der Kathode ein Strom durch eine Silbersalzlösung geleitet wurde, wurde dieser innerhalb von 10 Minuten freigesetzt. 1g Silber. Bestimmen Sie die aktuelle Stärke.
Lösung
1 g-Äq. Silber entspricht 107,9 g. Um 1 g Silber freizusetzen, müssen 96500 durch die Lösung gelangen: 107,9 = 894 Coulomb. Daher die aktuelle Stärke
I = 894 / (10 60)" 1,5A
Beispiel 4
Finden Sie das Äquivalent von Zinn bei einem Strom von 2,5 Ampere aus einer SnCl 2 -Lösung in 30 Minuten. Es werden 2,77 g Zinn freigesetzt.
Lösung
Die Strommenge, die in 30 Minuten durch die Lösung fließt.
Q = 2,5 30 60 = 4500 Coulomb
Da für die Freisetzung von 1 g-Äq. Es werden 96.500 Coulomb benötigt, also das Äquivalent von Zinn.
E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4
Korrosion
Bevor wir unsere Diskussion über Elektrochemie beenden, wollen wir das erworbene Wissen auf die Untersuchung eines sehr wichtigen Problems anwenden – Korrosion Metalle Korrosion wird durch Oxidations-Reduktions-Reaktionen verursacht, bei denen sich ein Metall durch Wechselwirkung mit einer Substanz in seiner Umgebung in eine unerwünschte Verbindung umwandelt.
Einer der bekanntesten Korrosionsprozesse ist das Rosten von Eisen. Aus wirtschaftlicher Sicht ist dies ein sehr wichtiger Prozess. Schätzungen zufolge werden 20 % des jährlich in den Vereinigten Staaten produzierten Eisens als Ersatz für durch Rost unbrauchbar gewordene Eisenprodukte verwendet.
Es ist bekannt, dass Sauerstoff an der Rostbildung von Eisen beteiligt ist; Eisen oxidiert in Wasser ohne Sauerstoff nicht. Am Rostprozess ist auch Wasser beteiligt; Eisen korrodiert in sauerstoffhaltigem Öl nicht, solange es keine Spuren von Wasser enthält. Das Rosten wird durch eine Reihe von Faktoren beschleunigt, wie zum Beispiel den pH-Wert der Umgebung, das Vorhandensein von Salzen darin, den Kontakt von Eisen mit Metall, das schwieriger zu oxidieren ist als Eisen, sowie unter dem Einfluss mechanischer Beanspruchung.
Korrosion von Eisen ist im Prinzip ein elektrochemischer Prozess. Einige Bereiche der Eisenoberfläche dienen als Anode, an der die Oxidation stattfindet:
Fe(fest) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº Oxid = 0,44 V
Die dabei erzeugten Elektronen wandern durch das Metall zu anderen Bereichen der Oberfläche, die die Rolle einer Kathode übernehmen. Bei ihnen kommt es zur Sauerstoffreduktion:
O 2 (g.) + 4H + (aq.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº Wiederherstellung = 1,23 V
Beachten Sie, dass H + -Ionen am Prozess der O 2 -Reduktion beteiligt sind. Wenn die H+-Konzentration sinkt (d. h. wenn der pH-Wert steigt), wird die O2-Reduktion schwieriger. Es wurde festgestellt, dass Eisen in Kontakt mit einer Lösung, deren pH-Wert über 9–10 liegt, nicht korrodiert. Während des Korrosionsprozesses werden an der Anode gebildete Fe 2+-Ionen zu Fe 3+ oxidiert. Fe 3+-Ionen bilden hydratisiertes Eisen(III)-oxid, das als Rost bezeichnet wird:
4Fe 2+ (wässrig) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 X H 2 O (l.) → 2Fe 2 O 3 . X H2O( tv.) + 8H + (wässrig)
Da die Rolle der Kathode in der Regel der Teil der Oberfläche übernimmt, der am besten mit Sauerstoff versorgt wird, tritt an diesen Stellen am häufigsten Rost auf. Wenn Sie eine Schaufel, die längere Zeit in offener, feuchter Luft stand und an der Schaufel Schmutz haftet, sorgfältig untersuchen, werden Sie feststellen, dass sich unter dem Schmutz auf der Metalloberfläche Vertiefungen gebildet haben und überall dort, wo O2 könnte, Rost entstanden ist durchdringen.
In Gegenden, in denen die Straßen im Winter großzügig mit Salz bestreut werden, um der Vereisung vorzubeugen, kommt es bei der Anwesenheit von Salzen häufig zu erhöhter Korrosion. Die Wirkung von Salzen erklärt sich dadurch, dass die von ihnen gebildeten Ionen den für die Bildung eines geschlossenen Stromkreises notwendigen Elektrolyten bilden.
Das Vorhandensein anodischer und kathodischer Stellen auf der Eisenoberfläche führt zur Bildung zweier unterschiedlicher chemischer Umgebungen darauf. Sie können durch das Vorhandensein von Verunreinigungen oder Defekten im Kristallgitter entstehen (offensichtlich verursacht durch Spannungen im Metall). An Stellen, an denen solche Verunreinigungen oder Defekte vorhanden sind, kann die mikroskopische Umgebung eines bestimmten Eisenatoms dazu führen, dass sein Oxidationszustand gegenüber normalen Positionen im Kristallgitter leicht ansteigt oder abnimmt. Daher können solche Orte die Rolle von Anoden oder Kathoden spielen. Bei hochreinem Eisen, bei dem die Anzahl solcher Defekte auf ein Minimum reduziert ist, ist die Korrosionsanfälligkeit deutlich geringer als bei gewöhnlichem Eisen.
Eisen wird oft mit Farbe oder einem anderen Metall wie Zinn, Zink oder Chrom beschichtet, um seine Oberfläche vor Korrosion zu schützen. Das sogenannte „Weißblech“ wird durch Überziehen von Eisenblech mit einer dünnen Zinnschicht gewonnen. Zinn schützt Eisen nur so lange, wie die Schutzschicht intakt bleibt. Sobald es beschädigt ist, beginnen Luft und Feuchtigkeit auf das Eisen einzuwirken; Zinn beschleunigt sogar die Korrosion von Eisen, da es im elektrochemischen Korrosionsprozess als Kathode dient. Ein Vergleich der Oxidationspotentiale von Eisen und Zinn zeigt, dass Eisen leichter oxidiert wird als Zinn:
Fe (fest) → Fe 2+ (wässrig) + 2e - Eº-Oxid = 0,44 V
Sn (TV.) → Sn 2+ (wässrig) + 2e - Eº-Oxid = 0,14 V
Daher dient Eisen in diesem Fall als Anode und wird oxidiert.
„Galvanisiertes“ (verzinktes) Eisen wird hergestellt, indem das Eisen mit einer dünnen Zinkschicht überzogen wird. Zink schützt Eisen vor Korrosion, auch wenn die Integrität der Beschichtung beschädigt ist. In diesem Fall übernimmt Eisen während des Korrosionsprozesses die Rolle einer Kathode, da Zink leichter oxidiert als Eisen:
Zn (fest) → Zn 2+ (wässrig) + 2e - Eº-Oxid = 0,76 V
Folglich wirkt Zink als Anode und korrodiert anstelle von Eisen. Diese Art von Metallschutz, bei dem es im Prozess der elektrochemischen Korrosion die Rolle einer Kathode spielt, wird als Metallschutz bezeichnet Kathodenschutz. Unterirdisch verlegte Rohre werden oft vor Korrosion geschützt, indem man sie zur Kathode einer elektrochemischen Zelle macht. Zu diesem Zweck werden Blöcke aus einem aktiven Metall, meist Magnesium, entlang der Rohrleitung im Boden vergraben und mit Drähten an die Rohre angeschlossen. Im feuchten Boden fungiert das Aktivmetall als Anode und das Eisenrohr erhält einen kathodischen Schutz.
Obwohl sich unsere Diskussion auf Eisen konzentrierte, ist es nicht das einzige Metall, das korrosionsanfällig ist. Gleichzeitig mag es seltsam erscheinen, dass eine Aluminiumdose, die achtlos an der frischen Luft gelassen wird, wesentlich langsamer korrodiert als eine Eisendose. Gemessen an den Standardoxidationspotentialen von Aluminium (Eº-Oxid = 1,66 V) und Eisen (Eº-Oxid = 0,44 V) ist zu erwarten, dass die Korrosion von Aluminium viel schneller abläuft. Die langsame Korrosion von Aluminium erklärt sich dadurch, dass sich auf seiner Oberfläche ein dünner, dichter Oxidfilm bildet, der das darunter liegende Metall vor weiterer Korrosion schützt. Magnesium, das ein hohes Oxidationspotential aufweist, wird durch die Bildung desselben Oxidfilms vor Korrosion geschützt. Leider ist der Oxidfilm auf der Eisenoberfläche zu locker aufgebaut und kann keinen zuverlässigen Schutz bieten. Auf der Oberfläche von Eisen-Chrom-Legierungen bildet sich jedoch ein guter schützender Oxidfilm. Solche Legierungen werden Edelstahl genannt.
Oxidations-Reduktions-Reaktionen (ORR) – Reaktionen, die mit einer Änderung des Oxidationszustands der Atome, aus denen die reagierenden Substanzen bestehen, infolge der Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes auftreten.
Oxidationszustand – die formale Ladung eines Atoms in einem Molekül, berechnet unter der Annahme, dass das Molekül nur aus Ionen besteht.
Die elektronegativsten Elemente in einer Verbindung haben negative Oxidationsstufen und die Atome von Elementen mit geringerer Elektronegativität haben positive Oxidationsstufen.
Der Oxidationszustand ist ein formales Konzept; In manchen Fällen stimmt die Oxidationsstufe nicht mit der Wertigkeit überein.
Zum Beispiel: N 2 H 4 (Hydrazin)
Stickstoffoxidationsgrad – -2; Stickstoffwertigkeit – 3.
Berechnung der Oxidationsstufe
Um den Oxidationszustand eines Elements zu berechnen, sollten folgende Punkte berücksichtigt werden:
1. Die Oxidationsstufen von Atomen in einfachen Stoffen sind gleich Null (Na 0; H 2 0).
2. Die algebraische Summe der Oxidationsstufen aller Atome, aus denen ein Molekül besteht, ist immer gleich Null, und in einem komplexen Ion ist diese Summe gleich der Ladung des Ions.
3. Die Atome haben eine konstante Oxidationsstufe: Alkalimetalle (+1), Erdalkalimetalle (+2), Wasserstoff (+1) (außer Hydride NaH, CaH 2 usw., bei denen die Oxidationsstufe von Wasserstoff - 1), Sauerstoff (-2 ) (außer F 2 -1 O +2 und Peroxide mit der –O–O–-Gruppe, in denen die Oxidationsstufe von Sauerstoff -1 ist).
4. Bei Elementen darf die positive Oxidationsstufe einen Wert nicht überschreiten, der der Gruppennummer des Periodensystems entspricht.
V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2 ; N -3 H 3 +1 ; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Reaktionen mit und ohne Änderung der Oxidationsstufe
Es gibt zwei Arten chemischer Reaktionen:
A Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufe von Elementen nicht ändert:
Additionsreaktionen: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3
Zersetzungsreaktionen: Cu(OH) 2 CuO + H 2 O
Austauschreaktionen: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O
B Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen der Atome der Elemente ändern, aus denen die reagierenden Verbindungen bestehen:
2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2
2KCl +5 O 3 -2 – t 2KCl -1 + 3O 2 0
2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0
Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Solche Reaktionen werden Redoxreaktionen genannt .
Oxidation, Reduktion
Bei Redoxreaktionen werden Elektronen von einem Atom, Molekül oder Ion auf ein anderes übertragen. Der Prozess des Elektronenverlusts ist Oxidation. Bei der Oxidation erhöht sich die Oxidationsstufe:
H 2 0 − 2ē 2H +
S -2 − 2ē S 0
Al 0 − 3ē Al +3
Fe +2 − ē Fe +3
2Br - − 2ē Br 2 0
Der Vorgang des Hinzufügens von Elektronen ist eine Reduktion. Bei der Reduktion nimmt die Oxidationsstufe ab.
Mn +4 + 2ē Mn +2
Сr +6 +3ē Cr +3
Cl 2 0 +2ē 2Cl -
O 2 0 + 4ē 2O -2
Atome oder Ionen, die bei einer bestimmten Reaktion Elektronen aufnehmen, sind Oxidationsmittel, und diejenigen, die Elektronen abgeben, sind Reduktionsmittel.
Redoxeigenschaften einer Substanz und der Oxidationszustand ihrer Atombestandteile
Verbindungen, die Atome von Elementen mit der maximalen Oxidationsstufe enthalten, können nur aufgrund dieser Atome Oxidationsmittel sein, weil Sie haben bereits alle ihre Valenzelektronen abgegeben und können nur noch Elektronen aufnehmen. Der maximale Oxidationszustand eines Elementatoms entspricht der Nummer der Gruppe im Periodensystem, zu der das Element gehört. Verbindungen, die Atome von Elementen mit einer minimalen Oxidationsstufe enthalten, können nur als Reduktionsmittel dienen, da sie nur zur Elektronenabgabe fähig sind, da das äußere Energieniveau solcher Atome durch acht Elektronen vervollständigt wird. Der minimale Oxidationszustand von Metallatomen beträgt 0, für Nichtmetalle - (n–8) (wobei n die Nummer der Gruppe im Periodensystem ist). Verbindungen, die Atome von Elementen mit mittleren Oxidationsstufen enthalten, können je nach Partner, mit dem sie interagieren, und Reaktionsbedingungen sowohl Oxidations- als auch Reduktionsmittel sein.
9.1. Welche chemischen Reaktionen gibt es?
Denken wir daran, dass wir keine chemischen Reaktionen nennen chemische Phänomene Natur. Bei einer chemischen Reaktion zerfallen einige, andere bilden sich. chemische Bindungen. Durch die Reaktion entstehen aus einigen chemischen Stoffen andere Stoffe (siehe Kapitel 1).
Durchführung Hausaufgaben In § 2.5 haben Sie die traditionelle Auswahl von vier Hauptreaktionstypen aus der gesamten Reihe chemischer Umwandlungen kennengelernt und anschließend auch deren Namen vorgeschlagen: Kombinations-, Zersetzungs-, Substitutions- und Austauschreaktionen.
Beispiele für zusammengesetzte Reaktionen:
C + O 2 = CO 2; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Beispiele für Zersetzungsreaktionen:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Beispiele für Substitutionsreaktionen:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Austauschreaktionen- chemische Reaktionen, bei denen Ausgangsstoffe scheinbar ihre Bestandteile austauschen. |
Beispiele für Austauschreaktionen:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (elf)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Die traditionelle Klassifizierung chemischer Reaktionen deckt nicht ihre gesamte Vielfalt ab – neben den vier Hauptreaktionstypen gibt es auch viele komplexere Reaktionen.
Die Identifizierung zweier anderer Arten chemischer Reaktionen basiert auf der Beteiligung zweier wichtiger nichtchemischer Teilchen: Elektron und Proton.
Bei einigen Reaktionen kommt es zu einer vollständigen oder teilweisen Übertragung von Elektronen von einem Atom auf ein anderes. Dabei ändern sich die Oxidationsstufen der Atome der Elemente, aus denen die Ausgangsstoffe bestehen; Von den angegebenen Beispielen sind dies die Reaktionen 1, 4, 6, 7 und 8. Diese Reaktionen werden aufgerufen Redox.
Bei einer anderen Gruppe von Reaktionen gelangt ein Wasserstoffion (H +), also ein Proton, von einem reagierenden Teilchen zum anderen. Solche Reaktionen nennt man Säure-Base-Reaktionen oder Protonentransferreaktionen.
Unter den angegebenen Beispielen sind solche Reaktionen die Reaktionen 3, 10 und 11. In Analogie zu diesen Reaktionen werden manchmal Redoxreaktionen genannt Elektronentransferreaktionen. OVR lernen Sie in § 2 und KOR in den folgenden Kapiteln kennen.
VERBINDUNGSREAKTIONEN, ZERSETZUNGSREAKTIONEN, SUBSTITUTIONSREAKTIONEN, AUSTAUSCHREAKTIONEN, REDOX-REAKTIONEN, SÄURE-BASIS-REAKTIONEN.
Schreiben Sie Reaktionsgleichungen auf, die den folgenden Schemata entsprechen:
a) HgO Hg + O 2 ( T); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( T);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; e) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2 ;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( T); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( T); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( T); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( T); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Geben Sie die traditionelle Art der Reaktion an. Beschriften Sie Redox- und Säure-Base-Reaktionen. Geben Sie bei Redoxreaktionen an, welche Atome von Elementen ihre Oxidationsstufen ändern.
9.2. Redoxreaktionen
Betrachten wir die Redoxreaktion, die in Hochöfen bei der industriellen Herstellung von Eisen (genauer Gusseisen) aus Eisenerz abläuft:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Bestimmen wir die Oxidationsstufen der Atome, aus denen sowohl die Ausgangsstoffe als auch die Reaktionsprodukte bestehen
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Wie Sie sehen können, erhöhte sich durch die Reaktion die Oxidationsstufe der Kohlenstoffatome, die Oxidationsstufe der Eisenatome nahm ab und die Oxidationsstufe der Sauerstoffatome blieb unverändert. Infolgedessen wurden die Kohlenstoffatome bei dieser Reaktion oxidiert, das heißt, sie verloren Elektronen ( oxidiert) und die Eisenatome – Reduktion, das heißt, sie fügten Elektronen hinzu ( erholt) (siehe § 7.16). Zur Charakterisierung von OVR werden die Konzepte verwendet Oxidationsmittel Und Reduktionsmittel.
Somit sind in unserer Reaktion die oxidierenden Atome Eisenatome und die reduzierenden Atome Kohlenstoffatome.
In unserer Reaktion ist das Oxidationsmittel Eisen(III)-oxid und das Reduktionsmittel Kohlen(II)-monoxid.
In Fällen, in denen oxidierende Atome und reduzierende Atome Teil derselben Substanz sind (Beispiel: Reaktion 6 aus dem vorherigen Absatz), werden die Begriffe „oxidierende Substanz“ und „reduzierende Substanz“ nicht verwendet.
Typische Oxidationsmittel sind also Stoffe, die Atome enthalten, die dazu neigen, Elektronen (ganz oder teilweise) aufzunehmen und so ihren Oxidationszustand zu senken. Von den einfachen Stoffen sind dies vor allem Halogene und Sauerstoff, in geringerem Maße auch Schwefel und Stickstoff. Von komplexen Stoffen – Stoffe, die Atome in höheren Oxidationsstufen enthalten, die nicht dazu neigen, einfache Ionen in diesen Oxidationsstufen zu bilden: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) usw.
Typische Reduktionsmittel sind Substanzen, die Atome enthalten, die dazu neigen, ganz oder teilweise Elektronen abzugeben und so ihren Oxidationszustand zu erhöhen. Zu den einfachen Stoffen zählen Wasserstoff, Alkali- und Erdalkalimetalle sowie Aluminium. Von den komplexen Substanzen - H 2 S und Sulfide (S –II), SO 2 und Sulfite (S +IV), Jodide (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) usw.
IN Allgemeiner Fall Fast alle komplexen und viele einfache Stoffe können sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen. Zum Beispiel:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 ist ein starkes Reduktionsmittel);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 ist ein schwaches Oxidationsmittel);
C + O 2 = CO 2 (t) (C ist ein Reduktionsmittel);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C ist ein Oxidationsmittel).
Kehren wir zu der Reaktion zurück, die wir am Anfang dieses Abschnitts besprochen haben.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Bitte beachten Sie, dass sich durch die Reaktion oxidierende Atome (Fe + III) in reduzierende Atome (Fe 0) und reduzierende Atome (C + II) in oxidierende Atome (C + IV) verwandelten. Aber CO 2 ist unter allen Bedingungen ein sehr schwaches Oxidationsmittel, und Eisen ist, obwohl es ein Reduktionsmittel ist, unter diesen Bedingungen viel schwächer als CO. Daher reagieren die Reaktionsprodukte nicht miteinander und die Rückreaktion findet nicht statt. Das gegebene Beispiel ist eine Veranschaulichung des allgemeinen Prinzips, das die Richtung des OVR-Flusses bestimmt:
Redoxreaktionen verlaufen in Richtung der Bildung eines schwächeren Oxidationsmittels und eines schwächeren Reduktionsmittels.
Die Redoxeigenschaften von Stoffen können nur unter identischen Bedingungen verglichen werden. In einigen Fällen kann dieser Vergleich quantitativ durchgeführt werden.
Während Sie Ihre Hausaufgaben für den ersten Absatz dieses Kapitels gemacht haben, sind Sie zu der Überzeugung gelangt, dass es in einigen Reaktionsgleichungen (insbesondere ORR) ziemlich schwierig ist, Koeffizienten auszuwählen. Um diese Aufgabe bei Redoxreaktionen zu vereinfachen, werden die folgenden zwei Methoden verwendet:
A) Elektronische Waage-Methode Und
B) Methode des Elektronen-Ionen-Gleichgewichts.
Sie lernen jetzt die Elektronengleichgewichtsmethode kennen, und die Elektron-Ionen-Gleichgewichtsmethode wird normalerweise an Hochschulen studiert.
Beide Methoden basieren auf der Tatsache, dass Elektronen bei chemischen Reaktionen weder verschwinden noch irgendwo auftauchen, das heißt, dass die Anzahl der von Atomen aufgenommenen Elektronen gleich der Anzahl der von anderen Atomen abgegebenen Elektronen ist.
Die Anzahl der gegebenen und akzeptierten Elektronen wird bei der Elektronenbilanzmethode durch die Änderung des Oxidationszustands von Atomen bestimmt. Bei dieser Methode ist es notwendig, die Zusammensetzung sowohl der Ausgangsstoffe als auch der Reaktionsprodukte zu kennen.
Schauen wir uns die Anwendung der Methode der elektronischen Waage anhand von Beispielen an.
Beispiel 1. Lassen Sie uns eine Gleichung für die Reaktion von Eisen mit Chlor erstellen. Es ist bekannt, dass das Produkt dieser Reaktion Eisen(III)-chlorid ist. Schreiben wir das Reaktionsschema auf:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Bestimmen wir die Oxidationsstufen der Atome aller Elemente, aus denen die an der Reaktion beteiligten Stoffe bestehen:
Eisenatome geben Elektronen ab und Chlormoleküle nehmen sie auf. Lassen Sie uns diese Prozesse ausdrücken elektronische Gleichungen:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
Damit die Anzahl der abgegebenen Elektronen gleich der Anzahl der empfangenen Elektronen ist, muss die erste elektronische Gleichung mit zwei und die zweite mit drei multipliziert werden:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Durch die Einführung der Koeffizienten 2 und 3 in das Reaktionsschema erhalten wir die Reaktionsgleichung:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Beispiel 2. Lassen Sie uns eine Gleichung für die Verbrennungsreaktion von weißem Phosphor in überschüssigem Chlor erstellen. Es ist bekannt, dass unter diesen Bedingungen Phosphor(V)chlorid entsteht:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Weiße Phosphormoleküle geben Elektronen ab (oxidieren) und Chlormoleküle nehmen sie auf (reduzieren):
| S. 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
S. 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
S. 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl 2 + 20 e– = 20Cl –I |
Die ursprünglich erhaltenen Faktoren (2 und 20) hatten einen gemeinsamen Teiler, durch den sie (wie zukünftige Koeffizienten in der Reaktionsgleichung) dividiert wurden. Reaktionsgleichung:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Beispiel 3. Lassen Sie uns eine Gleichung für die Reaktion erstellen, die auftritt, wenn Eisen(II)-sulfid in Sauerstoff geröstet wird.
Reaktionsschema:
| +III–II | +IV–II | |||||
| + | O2 | + |
Dabei werden sowohl Eisen(II)- als auch Schwefel(–II)-Atome oxidiert. Die Zusammensetzung von Eisen(II)-sulfid enthält Atome dieser Elemente im Verhältnis 1:1 (siehe die Indizes in der einfachsten Formel).
Elektronische Balance:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S + IV |
Insgesamt geben sie 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Reaktionsgleichung: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Beispiel 4. Lassen Sie uns eine Gleichung für die Reaktion erstellen, die auftritt, wenn Eisen(II)-disulfid (Pyrit) in Sauerstoff geröstet wird.
Reaktionsschema:
| +III–II | +IV–II | |||||
| + | O2 | + |
Wie im vorherigen Beispiel werden auch hier sowohl Eisen(II)-Atome als auch Schwefelatome oxidiert, allerdings mit der Oxidationsstufe I. Die Atome dieser Elemente sind in der Zusammensetzung von Pyrit im Verhältnis 1:2 enthalten (siehe die Indizes in der einfachsten Formel). In diesem Zusammenhang reagieren die Eisen- und Schwefelatome, was bei der Erstellung der elektronischen Bilanz berücksichtigt wird:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
Insgesamt geben sie 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Reaktionsgleichung: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Es gibt auch komplexere Fälle von ODD, mit denen Sie sich teilweise erst bei Ihren Hausaufgaben vertraut machen werden.
OXIDIERENDES ATOM, REDUZIERENDES ATOM, OXIDIERENDER STOFF, REDUZIERENDER STOFF, ELEKTRONISCHE BALANCE-METHODE, ELEKTRONISCHE GLEICHUNGEN.
1. Erstellen Sie eine elektronische Waage für jede im Text von § 1 dieses Kapitels angegebene OVR-Gleichung.
2. Stellen Sie Gleichungen für die ORRs auf, die Sie beim Lösen der Aufgabe für § 1 dieses Kapitels entdeckt haben. Verwenden Sie dieses Mal die Methode der elektronischen Waage, um die Quoten festzulegen. 3. Erstellen Sie mithilfe der Elektronengleichgewichtsmethode Reaktionsgleichungen entsprechend den folgenden Schemata: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br 2 AlBr 3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( T);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( T);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( T);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( T);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( T);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( T);
l) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( T);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( T)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( T);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( T);
t) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 ( T);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( T).
9.3. Exotherme Reaktionen. Enthalpie
Warum kommt es zu chemischen Reaktionen?
Um diese Frage zu beantworten, erinnern wir uns daran, warum einzelne Atome sich zu Molekülen verbinden, warum ein Ionenkristall aus isolierten Ionen entsteht und warum bei der Bildung der Elektronenhülle eines Atoms das Prinzip der geringsten Energie gilt. Die Antwort auf alle diese Fragen ist dieselbe: weil es energetisch vorteilhaft ist. Das bedeutet, dass bei solchen Prozessen Energie freigesetzt wird. Es scheint, dass chemische Reaktionen aus demselben Grund ablaufen sollten. Tatsächlich können viele Reaktionen ablaufen, bei denen Energie freigesetzt wird. Dabei wird Energie freigesetzt, meist in Form von Wärme.
Wenn während einer exothermen Reaktion die Wärme nicht abgeführt werden kann, heizt sich das Reaktionssystem auf.
Zum Beispiel bei der Methanverbrennungsreaktion
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Es wird so viel Wärme freigesetzt, dass Methan als Brennstoff verwendet wird.
Die Tatsache, dass bei dieser Reaktion Wärme freigesetzt wird, lässt sich in der Reaktionsgleichung widerspiegeln:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Das ist das sogenannte thermochemische Gleichung. Hier das Symbol „+ Q„bedeutet, dass bei der Verbrennung von Methan Wärme freigesetzt wird. Diese Wärme nennt man thermischer Effekt der Reaktion.
Woher kommt die freigesetzte Wärme?
Sie wissen, dass bei chemischen Reaktionen chemische Bindungen aufgebrochen und neu gebildet werden. Dabei werden die Bindungen zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen in CH 4-Molekülen sowie zwischen Sauerstoffatomen in O 2-Molekülen aufgebrochen. Dabei entstehen neue Bindungen: zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen in CO 2 -Molekülen und zwischen Sauerstoff- und Wasserstoffatomen in H 2 O-Molekülen. Um Bindungen aufzubrechen, muss man Energie aufwenden (siehe „Bindungsenergie“, „Zerstäubungsenergie“ ) und bei der Bildung von Bindungen wird Energie freigesetzt. Wenn die „neuen“ Bindungen stärker sind als die „alten“, wird natürlich mehr Energie freigesetzt als absorbiert. Der Unterschied zwischen der freigesetzten und der absorbierten Energie ist der thermische Effekt der Reaktion.
Der thermische Effekt (Wärmemenge) wird in Kilojoule gemessen, zum Beispiel:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Diese Bezeichnung bedeutet, dass 484 Kilojoule Wärme freigesetzt werden, wenn zwei Mol Wasserstoff mit einem Mol Sauerstoff reagieren und zwei Mol gasförmiges Wasser (Wasserdampf) entstehen.
Auf diese Weise, In thermochemischen Gleichungen sind die Koeffizienten numerisch gleich den Stoffmengen der Reaktanten und Reaktionsprodukte.
Was bestimmt den thermischen Effekt jeder spezifischen Reaktion?
Der thermische Effekt der Reaktion hängt davon ab
a) über die Aggregatzustände der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte,
b) auf Temperatur und
c) darüber, ob die chemische Umwandlung bei konstantem Volumen oder bei konstantem Druck erfolgt.
Die Abhängigkeit der thermischen Wirkung einer Reaktion vom Aggregatzustand von Stoffen beruht darauf, dass die Übergangsprozesse von einem Aggregatzustand in einen anderen (wie einige andere physikalische Prozesse) mit der Freisetzung oder Aufnahme von Wärme einhergehen. Dies kann auch durch eine thermochemische Gleichung ausgedrückt werden. Beispiel – thermochemische Gleichung für die Kondensation von Wasserdampf:
H 2 O (g) = H 2 O (l) + Q.
In thermochemischen Gleichungen und gegebenenfalls in gewöhnlichen chemischen Gleichungen werden die Aggregatzustände von Stoffen durch Buchstabenindizes angegeben:
(d) – Gas,
(g) – flüssig,
(t) oder (cr) – feste oder kristalline Substanz.
Die Abhängigkeit der thermischen Wirkung von der Temperatur ist mit Unterschieden in den Wärmekapazitäten verbunden
Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte.
Da das Volumen des Systems infolge einer exothermen Reaktion bei konstantem Druck immer zunimmt, wird ein Teil der Energie für die Arbeit zur Volumenvergrößerung aufgewendet und die freigesetzte Wärme ist geringer, als wenn die gleiche Reaktion bei konstantem Volumen abläuft .
Thermische Auswirkungen von Reaktionen werden normalerweise für Reaktionen berechnet, die bei konstantem Volumen bei 25 °C ablaufen, und werden durch das Symbol angezeigt QÖ.
Wenn Energie nur in Form von Wärme freigesetzt wird und eine chemische Reaktion in einem konstanten Volumen abläuft, dann ist der thermische Effekt der Reaktion ( Q V) ist gleich der Änderung innere Energie(D U) an der Reaktion beteiligte Stoffe, jedoch mit umgekehrtem Vorzeichen:
Q V = – U.
Unter der inneren Energie eines Körpers versteht man die Gesamtenergie intermolekularer Wechselwirkungen, chemischer Bindungen, die Ionisierungsenergie aller Elektronen, die Bindungsenergie von Nukleonen in Kernen und alle anderen bekannten und unbekannten Arten von Energie, die dieser Körper „speichert“. Das „–“-Zeichen ist darauf zurückzuführen, dass bei der Freisetzung von Wärme die innere Energie abnimmt. Also
U= – Q V .
Wenn die Reaktion bei konstantem Druck stattfindet, kann sich das Volumen des Systems ändern. Auch die Arbeit zur Volumenvergrößerung verbraucht einen Teil der inneren Energie. In diesem Fall
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Wo Qp– der thermische Effekt einer Reaktion, die bei konstantem Druck abläuft. Von hier
Q P = – HOCHV .
Ein Wert gleich U+PV habe den Namen bekommen Enthalpieänderung und mit D bezeichnet H.
H=U+PV.
Somit
Q P = – H.
Wenn also Wärme freigesetzt wird, nimmt die Enthalpie des Systems ab. Daher der alte Name für diese Größe: „Wärmeinhalt“.
Im Gegensatz zum thermischen Effekt ist eine Enthalpieänderung charakteristisch für eine Reaktion, unabhängig davon, ob sie bei konstantem Volumen oder konstantem Druck abläuft. Unter Verwendung der Enthalpieänderung geschriebene thermochemische Gleichungen werden aufgerufen Thermochemische Gleichungen in thermodynamischer Form. Dabei wird der Wert der Enthalpieänderung unter Standardbedingungen (25 °C, 101,3 kPa) angegeben, bezeichnet H o. Zum Beispiel:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) H o= – 65 kJ.
Abhängigkeit der bei der Reaktion freigesetzten Wärmemenge ( Q) aus dem thermischen Effekt der Reaktion ( Q o) und die Stoffmenge ( N B) einer der Reaktionsteilnehmer (Stoff B – Ausgangsstoff oder Reaktionsprodukt) wird durch die Gleichung ausgedrückt:
Dabei ist B die Menge des Stoffes B, angegeben durch den Koeffizienten vor der Formel des Stoffes B in der thermochemischen Gleichung.
Aufgabe
Bestimmen Sie die Menge an Wasserstoff, die in Sauerstoff verbrannt wird, wenn 1694 kJ Wärme freigesetzt werden.
Lösung
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Der thermische Effekt der Reaktion zwischen kristallinem Aluminium und gasförmigem Chlor beträgt 1408 kJ. Schreiben Sie die thermochemische Gleichung für diese Reaktion und bestimmen Sie die Aluminiummasse, die erforderlich ist, um bei dieser Reaktion 2816 kJ Wärme zu erzeugen. 9.4. Endotherme Reaktionen. Entropie Neben exothermen Reaktionen sind auch Reaktionen möglich, bei denen Wärme aufgenommen wird und bei Nichtzufuhr eine Abkühlung des Reaktionssystems erfolgt. Solche Reaktionen nennt man endothermisch. Der thermische Effekt solcher Reaktionen ist negativ. Zum Beispiel: Somit ist die bei der Bindungsbildung in den Produkten dieser und ähnlicher Reaktionen freigesetzte Energie geringer als die Energie, die zum Aufbrechen von Bindungen in den Ausgangsstoffen erforderlich ist.
Nehmen wir zwei Kolben und füllen einen davon mit Stickstoff (einem farblosen Gas) und den anderen mit Stickstoffdioxid ( braunes Gas), sodass sowohl der Druck als auch die Temperatur in den Kolben gleich sind. Es ist bekannt, dass diese Stoffe nicht chemisch miteinander reagieren. Verbinden wir die Kolben mit ihren Hälsen fest und stellen sie vertikal auf, sodass der Kolben mit dem schwereren Stickstoffdioxid unten steht (Abb. 9.1). Nach einiger Zeit werden wir sehen, dass sich braunes Stickstoffdioxid allmählich in den oberen Kolben ausbreitet und farbloser Stickstoff in den unteren eindringt. Dadurch vermischen sich die Gase und die Farbe des Kolbeninhalts wird gleich. Auf diese Weise,
Zusammenhangsgleichungen zwischen Entropie ( S) und andere Größen werden in den Kursen Physik und physikalische Chemie untersucht. Entropieeinheit [ S] = 1 J/K. G= H–T S Bedingung für spontane Reaktion: G< 0. Bei niedrige Temperaturen Der Faktor, der die Möglichkeit des Auftretens einer Reaktion bestimmt, ist in größerem Maße der Energiefaktor und, wenn er hoch ist, der Entropiefaktor. Insbesondere aus der obigen Gleichung wird deutlich, warum bei erhöhten Temperaturen Zersetzungsreaktionen auftreten, die bei Raumtemperatur nicht ablaufen (Entropiezunahme). ENDOTHERMISCHE REAKTION, ENTROPIE, ENERGIEFAKTOR, ENTROPIEFAKTOR, GIBBS-ENERGIE. 2CuO (cr) + C (Graphit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) beträgt –46 kJ. Schreiben Sie die thermochemische Gleichung auf und berechnen Sie, wie viel Energie benötigt wird, um bei dieser Reaktion 1 kg Kupfer herzustellen. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Es entstanden 24,6 Liter Kohlendioxid. Bestimmen Sie, wie viel Wärme nutzlos verschwendet wurde. Wie viele Gramm Calciumoxid wurden gebildet? |
Eine chemische Reaktion ist ein Prozess, bei dem Ausgangsstoffe in Reaktionsprodukte umgewandelt werden. Die nach Abschluss der Reaktion erhaltenen Stoffe werden Produkte genannt. Sie können sich in Struktur, Zusammensetzung oder beidem von den Originalen unterscheiden.
Aufgrund von Zusammensetzungsänderungen werden folgende Arten chemischer Reaktionen unterschieden:
- mit einer Änderung der Zusammensetzung (die meisten davon);
- ohne die Zusammensetzung zu verändern (Isomerisierung und Umwandlung einer allotropen Modifikation in eine andere).
Wenn sich die Zusammensetzung eines Stoffes durch die Reaktion nicht ändert, ändert sich zwangsläufig auch seine Struktur, zum Beispiel: Cgraphit↔Salmaz
Betrachten wir die Klassifizierung chemischer Reaktionen, die bei einer Änderung der Zusammensetzung auftreten, genauer.
I. Nach Anzahl und Zusammensetzung der Stoffe
Zusammengesetzte Reaktionen
Durch solche chemischen Prozesse entsteht aus mehreren Stoffen ein Stoff: A + B + ... = C
Kann verbinden:
- einfache Stoffe: 2Na + S = Na2S;
- einfach mit komplex: 2SO2 + O2 = 2SO3;
- zwei komplexe: CaO + H2O = Ca(OH)2.
- mehr als zwei Stoffe: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Zersetzungsreaktionen
Bei solchen Reaktionen zerfällt ein Stoff in mehrere andere: A=B+C+...
Produkte können in diesem Fall sein:
- einfache Stoffe: 2NaCl = 2Na + Cl2
- einfach und komplex: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
- zwei komplexe: CaCO3 = CaO + CO2
- mehr als zwei Produkte: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2
Substitutionsreaktionen
Solche Reaktionen, bei denen einfache und komplexe Stoffe miteinander und mit den Atomen reagieren einfache Substanz ersetzen Atome eines der Elemente in einem Komplex und werden Substitutionsreaktionen genannt. Schematisch lässt sich der Prozess der Substitution von Atomen wie folgt darstellen: A + BC = B + AC.
Zum Beispiel CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
Austauschreaktionen
Diese Gruppe umfasst Reaktionen, bei denen zwei komplexe Substanzenändern ihre Teile: AB + CD = AD + CB. Nach der Berthollet-Regel ist ein irreversibles Auftreten solcher Reaktionen möglich, wenn mindestens eines der Produkte:
- Sediment ( unlösliche Substanz): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
- schwach dissoziierende Substanz: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
- Gas: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (zunächst entsteht Ammoniakhydrat NH3 H2O, das bei Erhalt sofort in Ammoniak und Wasser zerfällt).
II. Durch thermische Wirkung
- Exotherm
— Prozesse, die unter Freisetzung von Wärme ablaufen:
C + O2 = CO2 +Q - Endothermisch
- Reaktionen, bei denen Wärme absorbiert wird:
Cu(OH)2 = CuO + H2O – Q
III. Arten chemischer Reaktionen nach Richtung
- Reversibel sind Reaktionen, die gleichzeitig in Vorwärts- und Rückwärtsrichtung ablaufen: N2+O2 ↔ 2NO
- Irreversibel Prozesse laufen vollständig ab, das heißt bis mindestens einer der reagierenden Stoffe vollständig verbraucht ist. Beispiele irreversible Reaktionen Der Austausch wurde oben besprochen.
IV. Je nach Anwesenheit eines Katalysators
V. Je nach Aggregatzustand von Stoffen
- Wenn alle Reaktanten gleich sind Aggregatzustände, heißt die Reaktion homogen. Solche Prozesse finden im gesamten Volumen statt. Zum Beispiel: NaOH + HCl = NaCl + H2O
- Heterogen sind Reaktionen zwischen Stoffen in unterschiedlichen Aggregatzuständen, die an der Grenzfläche ablaufen. Zum Beispiel: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
VI. Arten chemischer Reaktionen, die auf Änderungen der Oxidationsstufe reagierender Substanzen basieren
- Redox (ORR) – Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufen der reagierenden Stoffe ändern.
- Reaktionen finden statt ohne die Oxidationsstufen zu ändern Reagenzien (BISO).
Verbrennungs- und Substitutionsprozesse sind immer Redoxprozesse. Austauschreaktionen laufen ab, ohne dass sich die Oxidationsstufen von Stoffen ändern. Alle anderen Prozesse können entweder OVR oder BISO sein.
