Na temelju ove značajke razlikuju oksidativne- redukcijske reakcije i reakcije koje se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja kemijski elementi.
To uključuje mnoge reakcije, uključujući sve reakcije supstitucije, kao i one reakcije spajanja i razgradnje u kojima je uključena barem jedna jednostavna tvar, na primjer:
Kao što se sjećate, koeficijenti u složenim redoks reakcijama izračunavaju se metodom ravnoteže elektrona:
U organska kemija svijetli primjer redoks reakcije mogu poslužiti svojstvima aldehida.
1. Reduciraju se u odgovarajuće alkohole:
2. Aldehidi se oksidiraju u odgovarajuće kiseline:
Suština svih navedenih primjera redoks reakcija prikazana je pomoću poznate metode ravnoteže elektrona. Temelji se na usporedbi oksidacijskih stanja atoma u reaktantima i produktima reakcije te na uravnoteženju broja elektrona u procesima oksidacije i redukcije. Ova se metoda koristi za sastavljanje jednadžbi za reakcije koje se odvijaju u bilo kojoj fazi. To ga čini svestranim i praktičnim. Ali u isto vrijeme ima ozbiljan nedostatak - kada se izražava suština redoks reakcija koje se odvijaju u otopinama, naznačene su čestice koje zapravo ne postoje.
U ovom slučaju, prikladnije je koristiti drugu metodu - metodu polureakcije. Temelji se na sastavljanju ionsko-elektronskih jednadžbi za procese oksidacije i redukcije, uzimajući u obzir stvarno postojeće čestice i njihovo naknadno zbrajanje u opća jednadžba. U ovoj se metodi ne koristi koncept "oksidacijskog stanja", a produkti se određuju izvođenjem jednadžbe reakcije.
Demonstrirajmo ovu metodu na primjeru: napravimo jednadžbu za redoks reakciju cinka s koncentriranom dušičnom kiselinom.
1. Zapisujemo ionsku shemu procesa koja uključuje samo redukcijsko sredstvo i njegov oksidacijski produkt, oksidacijsko sredstvo i produkt njegove redukcije:
2. Sastavljamo ionsko-elektronsku jednadžbu procesa oksidacije (ovo je 1. polureakcija):
3. Sastavljamo ionsko-elektronsku jednadžbu procesa redukcije (ovo je 2. polureakcija):
Napomena: jednadžbe elektron-ion napisane su u skladu sa zakonom održanja mase i naboja.
4. Napišemo jednadžbe polureakcije tako da broj elektrona između redukcijskog sredstva i oksidacijskog sredstva bude uravnotežen:
5. Zbrojimo jednadžbe polureakcije član po član. Sastavljamo opću ionsku jednadžbu za reakciju:
Provjeravamo točnost reakcijske jednadžbe u ionskom obliku:
- Održavanje jednakosti u broju atoma elemenata i u broju naboja
- Broj atoma elemenata mora biti jednak na lijevoj i desnoj strani jednadžbe ionske reakcije.
- Ukupni naboj čestica na lijevoj i desnoj strani ionske jednadžbe mora biti isti.
6. Napišite jednadžbu u molekularnom obliku. Da biste to učinili, dodajte ionima uključenim u ionsku jednadžbu potreban broj iona suprotnog naboja:
Reakcije koje se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja kemijskih elemenata. To uključuje, na primjer, sve reakcije ionske izmjene, kao i mnoge reakcije spajanja, na primjer:
mnoge reakcije razgradnje:
reakcije esterifikacije:
Oksidacijsko stanje
Oksidacijsko stanje je nominalni naboj atoma u molekuli, izračunat pod pretpostavkom da se molekula sastoji od iona i općenito je električki neutralna.
Najelektronegativniji elementi u spoju imaju negativna oksidacijska stanja, a atomi elemenata s manjom elektronegativnošću imaju pozitivna oksidacijska stanja.
Oksidacijsko stanje je formalni koncept; u nekim slučajevima, oksidacijsko stanje ne podudara se s valencijom.
Na primjer:
N2H4 (hidrazin)
stupanj oksidacije dušika – -2; valencija dušika – 3.
Izračunavanje oksidacijskog stanja
Za izračunavanje oksidacijskog stanja elementa treba uzeti u obzir sljedeće točke:
1. Oksidacijska stanja atoma u jednostavnim tvarima jednaka su nuli (Na 0; H2 0).
2. Algebarski zbroj Oksidacijsko stanje svih atoma koji čine molekulu uvijek je nula, au složenom ionu taj je zbroj jednak naboju iona.
3. Atomi imaju konstantno oksidacijsko stanje: alkalijski metali(+1), zemnoalkalijski metali (+2), vodik (+1) (osim hidrida NaH, CaH2 itd., gdje je oksidacijsko stanje vodika -1), kisik (-2) (osim F 2 - 1 O +2 i peroksidi koji sadrže –O–O– skupinu, u kojoj je oksidacijsko stanje kisika -1).
4. Za elemente, pozitivno oksidacijsko stanje ne može prijeći vrijednost jednaku broju skupine periodnog sustava.
Primjeri:
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 ;K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ;Na 2 +1 Kr 2 +6 O 7 -2
Reakcije bez i s promjenama oksidacijskog stanja
Postoje dvije vrste kemijske reakcije:
AReakcije u kojima se oksidacijsko stanje elemenata ne mijenja:
Reakcije adicije
TAKO 2 +Na 2 O → Na 2 TAKO 3
Reakcije razgradnje
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O
Reakcije razmjene
AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
BReakcije u kojima dolazi do promjene oksidacijskih stanja atoma elemenata koji čine spojeve koji reagiraju:
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
Takve reakcije nazivaju se redoks reakcije
Redoks reakcije su reakcije u kojima se mijenjaju oksidacijska stanja atoma. Redoks reakcije su vrlo česte. Sve reakcije izgaranja su redoks.
Redoks reakcija se sastoji od dva procesa koji se ne mogu odvijati odvojeno jedan od drugog. Proces povećanja oksidacijskog stanja naziva se oksidacija. Istodobno s oksidacijom odvija se redukcija, odnosno proces snižavanja oksidacijskog stanja.
Oksidacija, redukcija
Prema tome, u redoks reakcijama postoje dva glavna sudionika: oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo. Proces gubitka elektrona je oksidacija. Tijekom oksidacije, oksidacijsko stanje se povećava. Tijekom reakcije oksidacijsko sredstvo snižava svoje oksidacijsko stanje i reducira se. Ovdje je potrebno razlikovati oksidirajući kemijski element i oksidirajuću tvar.
N +5
- oksidans; HN +5
O3 i NaN +5
O 3 - oksidansi.
Ako kažemo da su dušična kiselina i njezine soli jaki oksidansi, onda pod tim mislimo da su oksidansi atomi dušika s oksidacijsko stanje+5, a ne cijela tvar u cjelini.
Drugi obvezni sudionik redoks reakcije naziva se redukcijski agens. Proces dodavanja elektrona je redukcija. Tijekom redukcije, oksidacijsko stanje se smanjuje.
Reducirajuće sredstvo povećava svoj oksidacijski broj tako što se oksidira tijekom reakcije. Kao i kod oksidansa, treba razlikovati reducirajuću tvar i reducirajući kemijski element. Kada provodimo reakciju redukcije aldehida u alkohol, ne možemo uzeti samo vodik sa stupnjem oksidacije -1, već uzeti neku vrstu hidrida, po mogućnosti litij aluminij hidrid.
N -1
- redukcijsko sredstvo; NaH -1
i LiAlH -1
4 - redukcijska sredstva.
U redoks reakcijama potpuni prijenos elektrona s redukcijskog sredstva na oksidacijsko sredstvo izuzetno je rijedak, budući da je malo spojeva s ionskim vezama. Ali pri slaganju koeficijenata polazimo od pretpostavke da se takav prijelaz ipak događa. To omogućuje ispravno određivanje glavnih koeficijenata ispred formula oksidacijskog i redukcijskog sredstva.
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 - redukcijsko sredstvo, oksidacija
Mn +7
+ 5e → Mn +2
2 - oksidator, redukcija
Atomi ili ioni koji dobivaju elektrone u danoj reakciji su oksidacijski agensi, a oni koji doniraju elektrone redukcijski su agensi.
Redoks svojstva tvari i oksidacijsko stanje njezinih sastavnih atoma
Spojevi koji sadrže atome elemenata s maksimalnim oksidacijskim stupnjem mogu biti oksidansi samo zahvaljujući tim atomima, jer oni su već predali sve svoje valentne elektrone i sposobni su samo prihvatiti elektrone. Maksimalno oksidacijsko stanje atoma elementa jednako je broju skupine u periodni sustav elemenata, kojoj ovaj element pripada. Spojevi koji sadrže atome elemenata s minimalnim oksidacijskim stanjem mogu služiti samo kao redukcijski agensi, budući da su sposobni samo donirati elektrone, jer vanjski razina energije u takvim atomima dovršava ga osam elektrona. Minimalno oksidacijsko stanje za atome metala je 0, za nemetale - (n–8) (gdje je n broj skupine u periodnom sustavu). Spojevi koji sadrže atome elemenata sa srednji stupanj oksidacija mogu biti i oksidirajući i redukcijski agensi, ovisno o partneru s kojim su u interakciji i uvjetima reakcije.
Najvažniji redukcijski i oksidacijski agensi
Reduktori:
metali,
vodik,
ugljen.
Ugljikov (II) monoksid (CO).
Sumporovodik (H 2 S);
sumporov oksid (IV) (SO 2);
sumporasta kiselina H 2 SO 3 i njezine soli.
Halovodične kiseline i njihove soli.
Metalni kationi u nižim oksidacijskim stanjima: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.
Dušična kiselina HNO 2;
amonijak NH3;
hidrazin NH2NH2;
dušikov oksid (II) (NO).
Katoda tijekom elektrolize.
Oksidirajuća sredstva
Halogeni.
Kalijev permanganat (KMnO 4);
kalijev manganat (K 2 MnO 4);
manganov (IV) oksid (MnO 2).
Kalijev dikromat (K 2 Cr 2 O 7);
kalijev kromat (K 2 CrO 4).
Dušična kiselina (HNO 3).
Sumporna kiselina (H 2 SO 4) konc.
Bakrov(II) oksid (CuO);
olovo(IV) oksid (PbO 2);
srebrov oksid (Ag 2 O);
vodikov peroksid (H 2 O 2).
Željezov(III) klorid (FeCl 3).
Bertoletova sol (KClO 3).
Anoda tijekom elektrolize.
Svaku takvu polureakciju karakterizira standardni redoks potencijal E 0 (dimenzija - volti, V). Što je E0 veći, to je oksidirajući oblik kao oksidacijsko sredstvo jači, a reducirani oblik kao redukcijsko sredstvo slabiji, i obrnuto.
Polureakcija se uzima kao referentna točka za potencijale: 2H + + 2ē ® H 2, za koji je E 0 =0
Za polureakcije M n+ + nē ® M 0, E 0 naziva se standardni elektrodni potencijal. Na temelju veličine ovog potencijala, metali se obično stavljaju u niz standardnih elektrodnih potencijala (niz metalnih napona):
|
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 |
Brojna naprezanja karakteriziraju kemijska svojstva metala:
1. Što je metal više lijevo u nizu napona, to je njegova redukcijska sposobnost jača, a oksidacijska sposobnost njegovog iona u otopini slabija (tj. lakše odustaje od elektrona (oksidira) i teže se da njegovi ioni ponovno prikače elektrone).
2. Svaki metal je sposoban iz otopine soli istisnuti one metale koji su u nizu naprezanja desno od njega, tj. reducira ione sljedećih metala u električki neutralne atome, donirajući elektrone i pretvarajući se u same ione.
3. Samo metali koji su u nizu napona lijevo od vodika (H) sposobni su ga istisnuti iz kiselih otopina (npr. Zn, Fe, Pb, ali ne i Cu, Hg, Ag).
Galvanske ćelije
Svaka dva metala, uronjena u otopine svojih soli, koje međusobno komuniciraju preko sifona ispunjenog elektrolitom, tvore galvanski članak. Metalne ploče uronjene u otopine nazivaju se elektrode elementa.
Spojite li vanjske krajeve elektroda (polove elementa) žicom, tada se elektroni počinju kretati od metala koji ima manji potencijal prema metalu koji ima veći potencijal (npr. od Zn do Pb). Odlazak elektrona remeti ravnotežu koja postoji između metala i njegovih iona u otopini i uzrokuje prelazak novog broja iona u otopinu - metal se postupno otapa. U isto vrijeme, elektroni koji prelaze na drugi metal ispuštaju ione u otopini na njegovoj površini - metal se oslobađa iz otopine. Elektroda na kojoj se odvija oksidacija naziva se anoda. Elektroda na kojoj dolazi do redukcije naziva se katoda. U olovno-cink ćeliji, cinkova elektroda je anoda, a olovna elektroda je katoda.
Dakle, u zatvorenom galvanskom članku dolazi do interakcije između metala i otopine soli drugog metala, koji nisu u izravnom međusobnom kontaktu. Atomi prvog metala, predajući elektrone, prelaze u ione, a ioni drugog metala, dodajući elektrone, pretvaraju se u atome. Prvi metal istiskuje drugi iz otopine njegove soli. Na primjer, tijekom rada galvanskog članka koji se sastoji od cinka i olova, uronjenog u otopine Zn(NO 3) 2 odnosno Pb(NO 3) 2, na elektrodama se događaju sljedeći procesi:
Zn – 2ē → Zn 2+
Pb 2+ + 2ē → Pb
Zbrajajući oba procesa, dobivamo jednadžbu Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+, koja izražava reakciju koja se odvija u elementu u ionskom obliku. Molekularna jednadžba ista reakcija će izgledati ovako:
Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2
Elektromotorna sila galvanskog članka jednaka je razlici potencijala između njegovih dviju elektroda. Pri njegovom određivanju uvijek se od većeg potencijala oduzima manji. Na primjer, elektromotorna sila (emf) razmatranog elementa jednaka je:
|
E.m.f. = |
-0,13 |
(-0,76) |
0,63 v |
|
|
E Pb |
EZn |
Imat će ovu vrijednost pod uvjetom da su metali uronjeni u otopine u kojima je koncentracija iona 1 g-ion/l. U drugim koncentracijama otopina, vrijednosti potencijala elektroda bit će nešto drugačije. Mogu se izračunati pomoću formule:
E = E 0 + (0,058/n) logC
gdje je E željeni potencijal metala (u voltima)
E 0 - njegov normalni potencijal
n - valencija metalnih iona
C - koncentracija iona u otopini (g-ion/l)
Primjer
Odredite elektromotornu silu elementa (emf) koju tvore cinčana elektroda uronjena u 0,1 M otopinu Zn(NO 3) 2 i olovna elektroda uronjena u 2 M otopinu Pb(NO 3) 2.
Riješenje
Izračunavamo potencijal cinkove elektrode:
E Zn = -0,76 + (0,058 / 2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v
Izračunavamo potencijal vodeće elektrode:
E Pb = -0,13 + (0,058 / 2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v
Nađi elektromotornu silu elementa:
E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v
Elektroliza
Elektroliza Proces razgradnje tvari pomoću električne struje naziva se.
Bit elektrolize je da kada struja prolazi kroz otopinu elektrolita (ili rastaljeni elektrolit), pozitivno nabijeni ioni se kreću prema katodi, a negativno nabijeni ioni se kreću prema anodi. Dolaskom do elektroda ioni se ispuštaju, pri čemu se na elektrodama oslobađaju komponente otopljenog elektrolita ili vodik i kisik iz vode.
Za pretvaranje različitih iona u neutralne atome ili skupine atoma potrebno je različiti napon električna struja. Neki ioni lakše gube naboj, drugi teže. Stupanj lakoće pražnjenja metalnih iona (dobijanja elektrona) određen je položajem metala u nizu napona. Što je metal dalje lijevo u nizu napona, to je veći njegov negativni potencijal (ili manje pozitivan potencijal), teže je, ako su ostale stvari jednake, njegove ione za pražnjenje (ione Au 3+, Ag + najlakše je pražnjenje; Li +, Rb +, K su najteži +).
Ako se u otopini nalaze ioni više metala istodobno, tada se prvi ispuštaju ioni metala s nižim negativnim potencijalom (ili većim pozitivnim potencijalom). Na primjer, metalni bakar se prvo oslobađa iz otopine koja sadrži Zn 2+ i Cu 2+ ione. Ali veličina potencijala metala također ovisi o koncentraciji njegovih iona u otopini; lakoća pražnjenja iona svakog metala također se mijenja ovisno o njihovoj koncentraciji: povećanje koncentracije olakšava pražnjenje iona, smanjenje ga otežava. Stoga se tijekom elektrolize otopine koja sadrži ione nekoliko metala može dogoditi da se oslobađanje aktivnijeg metala dogodi prije nego oslobađanje manje aktivnog (ako je koncentracija iona prvog metala značajna i koncentracija drugog je vrlo mala).
U vodene otopine soli, uz ione soli uvijek postoje i ioni vode (H + i OH -). Od njih će se vodikovi ioni lakše isprazniti nego ioni svih metala koji prethode vodiku u nizu napona. Međutim, zbog neznatne koncentracije vodikovih iona tijekom elektrolize svih soli, osim soli najaktivnijih metala, na katodi se oslobađa metal, a ne vodik. Samo tijekom elektrolize soli natrija, kalcija i drugih metala do uključivo aluminija, vodikovi ioni se ispuštaju i vodik se oslobađa.
Na anodi se mogu ispuštati ili ioni kiselinskih ostataka ili hidroksilni ioni vode. Ako ioni kiselinskih ostataka ne sadrže kisik (Cl -, S 2-, CN -, itd.), tada se obično prazne ti ioni, a ne hidroksilni, koji puno teže gube naboj, a Cl 2, S itd. oslobađaju se na anodi .d. Naprotiv, ako se sol kiseline koja sadrži kisik ili sama kiselina podvrgne elektrolizi, tada se ispuštaju hidroksilni ioni, a ne ioni ostataka kisika. Neutralne OH skupine nastale tijekom pražnjenja hidroksilnih iona odmah se razlažu prema jednadžbi:
4OH → 2H2O + O2
Kao rezultat toga, kisik se oslobađa na anodi.
Elektroliza otopine nikal klorida NiCl 2
Otopina sadrži Ni 2+ i Cl - ione, kao i H + i OH - ione u zanemarivim koncentracijama. Prolaskom struje ioni Ni 2+ se kreću prema katodi, a ioni Cl - prema anodi. Uzimajući dva elektrona s katode, Ni 2+ ioni se pretvaraju u neutralne atome koji se oslobađaju iz otopine. Katoda se postupno oblaže niklom.
Ioni klora, koji dolaze do anode, predaju joj elektrone i pretvaraju se u atome klora, koji, kada se spoje u parove, tvore molekule klora. Na anodi se oslobađa klor.
Dakle, na katodi postoji proces oporavka, na anodi – proces oksidacije.
Elektroliza otopine kalijeva jodida KI
Kalijev jodid je u otopini u obliku K + i I - iona. Kada struja prolazi, K + ioni se kreću prema katodi, I - ioni se kreću prema anodi. Ali budući da je kalij mnogo lijevo od vodika u nizu napona, na katodi se ne ispuštaju ioni kalija, već ioni vodika iz vode. Pritom nastali atomi vodika spajaju se u molekule H 2 i tako se na katodi oslobađa vodik.
Kako se vodikovi ioni ispuštaju, sve više i više novih disocira. molekule vode, zbog čega se hidroksilni ioni (oslobođeni iz molekule vode) nakupljaju na katodi, kao i K + ioni, neprestano se krećući prema katodi. Nastaje otopina KOH.
Jod se oslobađa na anodi, budući da se I - ioni lakše ispuštaju od hidroksilnih iona vode.
Elektroliza otopine kalijevog sulfata
Otopina sadrži K + ione, SO 4 2- i H + i OH - ione iz vode. Budući da se ioni K + teže odvode od iona H +, a ioni SO 4 2- od iona OH -, tada pri prolasku električna struja Vodikovi ioni će se prazniti na katodi, hidroksilne skupine će se prazniti na anodi, tj. elektroliza vode. Istodobno, zbog pražnjenja vodikovih i hidroksilnih iona vode i kontinuiranog kretanja iona K + prema katodi, a iona SO 4 2- prema anodi, na katodi nastaje otopina lužine (KOH). a na anodi nastaje otopina sumporne kiseline.
Elektroliza otopine bakrenog sulfata s bakrenom anodom
Elektroliza se događa na poseban način kada je anoda izrađena od istog metala čija je sol u otopini. U ovom slučaju, na anodi se ne ispuštaju ioni, ali se sama anoda postupno otapa, šaljući ione u otopinu i predajući elektrone izvoru struje.
Cijeli proces se svodi na oslobađanje bakra na katodi i postupno otapanje anode. Količina CuSO 4 u otopini ostaje nepromijenjena.
Zakoni elektrolize (M. Faraday)
1. Težina tvari koja se oslobađa tijekom elektrolize proporcionalna je količini struje koja teče kroz otopinu i praktički ne ovisi o drugim čimbenicima.
2. Jednake količine elektriciteta oslobađaju se tijekom elektrolize iz različitih kemijski spojevi ekvivalent količina tvari.
3. Da bi se izolirao jedan gram ekvivalenta bilo koje tvari iz otopine elektrolita, kroz otopinu mora proći 96 500 kulona elektriciteta.
m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)
gdje je m (x) količina reducirane ili oksidirane tvari (g);
I je jakost propuštene struje (a);
t - vrijeme elektrolize (s);
M(x)- molekulska masa;
n je broj elektrona stečenih ili otpuštenih u redoks reakcijama;
F- Faradayeva konstanta(96500 cool/mol).
Na temelju ove formule možete napraviti niz izračuna povezanih s procesom elektrolize, na primjer:
1. Izračunati količine tvari koje se oslobađaju ili razgrađuju određenom količinom elektriciteta;
2. Odredite jakost struje prema količini otpuštene tvari i vremenu utrošenom na njezino otpuštanje;
3. Odredite koliko će vremena trebati da se oslobodi određena količina tvari pri određenoj struji.
Primjer 1
Koliko će se grama bakra osloboditi na katodi kada kroz otopinu bakrenog sulfata CuSO 4 10 minuta prolazi struja od 5 ampera?
Riješenje
Odredimo količinu električne energije koja teče kroz otopinu:
Q = To,
gdje je I struja u amperima;
t – vrijeme u sekundama.
Q = 5A 600 s = 3000 kulona
Ekvivalent bakra (u masi 63,54) je 63,54: 2 = 31,77. Dakle, 96500 kulona oslobađa 31,77 g bakra. Potrebna količina bakra:
m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g
Primjer 2
Koliko vremena je potrebno da se struja od 10 ampera propusti kroz otopinu kiseline da se dobije 5,6 litara vodika (pri normalnim uvjetima)?
Riješenje
Nalazimo količinu elektriciteta koja mora proći kroz otopinu da bi se iz nje oslobodilo 5,6 litara vodika. Budući da je 1 g-ekv. vodik zauzima na n. u. zapremine je 11,2 l, zatim potrebna količina el
Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 kulona
Odredimo trenutno vrijeme prolaza:
t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 h 20 min 25 s
Primjer 3
Prolaskom struje kroz otopinu srebrne soli na katodi, ona se oslobodila za 10 minuta. 1 g srebra. Odredite jakost struje.
Riješenje
1 g-ekv. srebro je jednako 107,9 g. Da bi se oslobodio 1 g srebra, 96500 mora proći kroz otopinu: 107,9 = 894 kulona. Otuda i snaga struje
I = 894 / (10 60)" 1,5 A
Primjer 4
Nađite ekvivalent kositra ako je pri struji od 2,5 ampera iz otopine SnCl 2 u 30 minuta. Oslobađa se 2,77 g kositra.
Riješenje
Količina električne energije koja prođe kroz otopinu u 30 minuta.
Q = 2,5 30 60 = 4500 kulona
Budući da za oslobađanje 1 g-ekv. Potrebno je 96 500 kulona, a zatim ekvivalent kositra.
E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4
korozija
Prije nego završimo našu raspravu o elektrokemiji, primijenimo znanje koje smo stekli na proučavanje jednog vrlo važnog problema - korozija metali Korozija je uzrokovana oksidacijsko-redukcijskim reakcijama u kojima metal, kao rezultat interakcije s nekom tvari u svojoj okolini, prelazi u nepoželjan spoj.
Jedan od najpoznatijih korozijski procesi je hrđanje željeza. S ekonomske točke gledišta, ovo je vrlo važan proces. Procjenjuje se da se 20% željeza proizvedenog godišnje u Sjedinjenim Državama koristi za zamjenu proizvoda od željeza koji su postali neupotrebljivi zbog hrđanja.
Poznato je da kisik sudjeluje u hrđanju željeza; željezo ne oksidira u vodi u nedostatku kisika. Voda također sudjeluje u procesu hrđanja; željezo ne korodira u oksigeniranom ulju sve dok u njemu nema tragova vode. Hrđanje ubrzava niz čimbenika, kao što su pH okoline, prisutnost soli u njoj, kontakt željeza s metalom koji teže oksidira od željeza, kao i pod utjecajem mehaničkih naprezanja.
Korozija željeza je u principu elektrokemijski proces. Neki dijelovi površine željeza služe kao anoda na kojoj se odvija njegova oksidacija:
Fe (kruto) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº oksid = 0,44 V
Elektroni generirani u ovom slučaju kreću se kroz metal na druga područja površine, koja igraju ulogu katode. Na njima dolazi do redukcije kisika:
O 2 (g.) + 4H + (vod.) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº vratiti = 1,23 V
Imajte na umu da ioni H + sudjeluju u procesu redukcije O 2 . Ako se koncentracija H+ smanjuje (tj. kako pH raste), redukcija O2 postaje teža. Uočeno je da željezo u dodiru s otopinom čiji je pH iznad 9-10 ne korodira. Tijekom procesa korozije, ioni Fe 2+ formirani na anodi oksidiraju se u Fe 3+. Fe 3+ ioni tvore hidratizirani željezov (III) oksid, koji se naziva hrđa:
4Fe 2+ (vod.) + O 2 (g.) + 4H 2 O (l.) +2 x H 2 O (l.) → 2Fe 2 O 3 . x H2O( tv.) + 8H + (vod.)
Budući da ulogu katode obično ima onaj dio površine koji je najbolje osiguran za dotok kisika, hrđa se najčešće pojavljuje na tim mjestima. Ako pažljivo pregledate lopatu koja je neko vrijeme stajala na otvorenom, vlažnom zraku s prljavštinom zalijepljenom za oštricu, primijetit ćete da su se ispod prljavštine na površini metala stvorila udubljenja, a hrđa se pojavila posvuda gdje bi O2 mogao prodrijeti.
Vozači se često susreću s povećanom korozijom u prisutnosti soli u područjima gdje su ceste zimi izdašno posute solju radi borbe protiv ledenih uvjeta. Učinak soli objašnjava se činjenicom da ioni koje stvaraju stvaraju elektrolit potreban za stvaranje zatvorenog električnog kruga.
Prisutnost anodnih i katodnih mjesta na površini željeza dovodi do stvaranja dva različita kemijska okruženja na njemu. Mogu nastati zbog prisutnosti nečistoća ili nedostataka u kristalnoj rešetki (navodno uzrokovanih naprezanjima unutar metala). Na mjestima gdje postoje takve nečistoće ili defekti, mikroskopsko okruženje određenog atoma željeza može uzrokovati blago povećanje ili smanjenje njegovog oksidacijskog stanja u odnosu na normalne položaje u kristalnoj rešetki. Stoga takva mjesta mogu igrati ulogu anoda ili katoda. Vrlo čisto željezo, kod kojeg je broj takvih nedostataka sveden na minimum, mnogo je manje vjerojatno da će korodirati od običnog željeza.
Željezo se često premazuje bojom ili nekim drugim metalom, poput kositra, cinka ili kroma, kako bi se njegova površina zaštitila od korozije. Takozvani "bijeli lim" dobiva se prekrivanjem željeznog lima tankim slojem kositra. Kositar štiti željezo samo dok je zaštitni sloj netaknut. Čim se ošteti, zrak i vlaga počinju utjecati na željezo; Kositar čak ubrzava koroziju željeza jer služi kao katoda u procesu elektrokemijske korozije. Usporedba oksidacijskih potencijala željeza i kositra pokazuje da se željezo lakše oksidira od kositra:
Fe (kruto) → Fe 2+ (vod.) + 2e - Eº oksid = 0,44 V
Sn (tv.) → Sn 2+ (vod.) + 2e - Eº oksid = 0,14 V
Stoga željezo u ovom slučaju služi kao anoda i oksidira se.
"Galvanizirano" (pocinčano) željezo nastaje presvlačenjem željeza tankim slojem cinka. Cink štiti željezo od korozije čak i nakon što je oštećena cjelovitost premaza. U ovom slučaju željezo igra ulogu katode tijekom procesa korozije, jer cink lakše oksidira od željeza:
Zn (čvrsto) → Zn 2+ (vod.) + 2e - Eº oksid = 0,76 V
Posljedično, cink djeluje kao anoda i korodira umjesto željeza. Ova vrsta zaštite metala, u kojoj on ima ulogu katode u procesu elektrokemijske korozije, naziva se katodna zaštita. Cijevi položene pod zemljom često su zaštićene od korozije tako što ih čine katodom elektrokemijske ćelije. Da biste to učinili, blokovi nekog aktivnog metala, najčešće magnezija, zakopani su u zemlju duž cjevovoda i povezani žicom s cijevima. U vlažnom tlu, aktivni metal djeluje kao anoda, a željezna cijev dobiva katodnu zaštitu.
Iako se naša rasprava usredotočila na željezo, ono nije jedini metal osjetljiv na koroziju. Pritom se može činiti čudnim da aluminijska limenka, nemarno ostavljena na otvorenom, korodira nemjerljivo sporije od željezne. Sudeći prema standardnim oksidacijskim potencijalima aluminija (Eº oksid = 1,66 V) i željeza (Eº oksid = 0,44 V), tada treba očekivati da bi korozija aluminija trebala nastupiti mnogo brže. Spora korozija aluminija objašnjava se činjenicom da se na njegovoj površini stvara tanak, gusti film oksida koji štiti metal ispod njega od daljnje korozije. Magnezij, koji ima visok oksidacijski potencijal, zaštićen je od korozije zbog stvaranja istog oksidnog filma. Nažalost, oksidni film na površini željeza ima previše labavu strukturu i nije u stanju stvoriti pouzdanu zaštitu. Međutim, na površini legura željeza i kroma stvara se dobar zaštitni oksidni film. Takve se legure nazivaju nehrđajući čelik.
Oksidacijsko-redukcijske reakcije (ORR) – reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja atoma koji čine tvari koje reagiraju kao rezultat prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi.
Oksidacijsko stanje – formalni naboj atoma u molekuli, izračunat pod pretpostavkom da se molekula sastoji samo od iona.
Najelektronegativniji elementi u spoju imaju negativna oksidacijska stanja, a atomi elemenata s manjom elektronegativnošću imaju pozitivna oksidacijska stanja.
Oksidacijsko stanje je formalni koncept; u nekim slučajevima, oksidacijsko stanje ne podudara se s valencijom.
Na primjer: N 2 H 4 (hidrazin)
stupanj oksidacije dušika – -2; valencija dušika – 3.
Izračunavanje oksidacijskog stanja
Za izračunavanje oksidacijskog stanja elementa treba uzeti u obzir sljedeće odredbe:
1. Oksidacijska stanja atoma u jednostavnim tvarima jednaka su nuli (Na 0; H 2 0).
2. Algebarski zbroj oksidacijskih stanja svih atoma koji čine molekulu uvijek je jednak nuli, a u složenom ionu taj je zbroj jednak naboju iona.
3. Atomi imaju konstantno oksidacijsko stanje: alkalijski metali (+1), zemnoalkalijski metali (+2), vodik (+1) (osim hidrida NaH, CaH 2 itd., gdje je oksidacijsko stanje vodika - 1), kisik (-2 ) (osim F 2 -1 O +2 i peroksida koji sadrže skupinu –O–O–, u kojima je oksidacijsko stanje kisika -1).
4. Za elemente, pozitivno oksidacijsko stanje ne može prijeći vrijednost jednaku broju skupine periodnog sustava.
V 2 +5 O 5 -2; Na2+1B4+3O7-2; K+lCl+7O4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+504-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Reakcije sa i bez promjene oksidacijskog stanja
Postoje dvije vrste kemijskih reakcija:
A Reakcije u kojima se oksidacijsko stanje elemenata ne mijenja:
Reakcije adicije: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3
Reakcije razgradnje: Cu(OH) 2 CuO + H 2 O
Reakcije izmjene: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3
NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O
B Reakcije u kojima dolazi do promjene oksidacijskih stanja atoma elemenata koji čine spojeve koji reagiraju:
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
Takve reakcije nazivaju se redoks reakcije .
Oksidacija, redukcija
U redoks reakcijama elektroni se prenose s jednog atoma, molekule ili iona na drugi. Proces gubitka elektrona je oksidacija. Tijekom oksidacije, oksidacijsko stanje se povećava:
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
Proces dodavanja elektrona je redukcija. Tijekom redukcije, oksidacijsko stanje se smanjuje.
Mn +4 + 2ē Mn +2
Sr +6 +3ē Cr +3
Cl 2 0 +2ē 2Cl -
O 2 0 + 4ē 2O -2
Atomi ili ioni koji dobivaju elektrone u danoj reakciji su oksidacijski agensi, a oni koji doniraju elektrone redukcijski su agensi.
Redoks svojstva tvari i oksidacijsko stanje njezinih sastavnih atoma
Spojevi koji sadrže atome elemenata s maksimalnim oksidacijskim stupnjem mogu biti oksidansi samo zahvaljujući tim atomima, jer oni su već predali sve svoje valentne elektrone i sposobni su samo prihvatiti elektrone. Maksimalno oksidacijsko stanje atoma elementa jednako je broju skupine u periodnom sustavu elemenata kojoj element pripada. Spojevi koji sadrže atome elemenata s minimalnim oksidacijskim stanjem mogu služiti samo kao redukcijski agensi, budući da su sposobni samo donirati elektrone, jer vanjsku energetsku razinu takvih atoma upotpunjava osam elektrona. Minimalno oksidacijsko stanje atoma metala je 0, za nemetale - (n–8) (gdje je n broj skupine u periodnom sustavu). Spojevi koji sadrže atome elemenata sa srednjim oksidacijskim stanjima mogu biti i oksidacijski i redukcijski agensi, ovisno o partneru s kojim stupaju u interakciju i uvjetima reakcije.
9.1. Koje su kemijske reakcije?
Prisjetimo se da sve nazivamo kemijskim reakcijama kemijske pojave priroda. Tijekom kemijske reakcije neki se razgrađuju, a drugi nastaju. kemijske veze. Kao rezultat reakcije iz nekih kemijskih tvari dobivaju se druge tvari (vidi 1. poglavlje).
Izvođenje domaća zadaća Do § 2.5 upoznali ste se s tradicionalnim odabirom četiri glavne vrste reakcija iz cjelokupnog skupa kemijskih pretvorbi, a potom ste predložili njihove nazive: reakcije spajanja, razgradnje, supstitucije i izmjene.
Primjeri reakcija spojeva:
C + O2 = CO2; (1)
Na20 + CO2 = Na2CO3; (2)
NH3 + CO2 + H2O = NH4 HCO3. (3)
Primjeri reakcija razgradnje:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Primjeri supstitucijskih reakcija:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reakcije razmjene- kemijske reakcije u kojima polazne tvari prividno izmjenjuju svoje sastavne dijelove. |
Primjeri reakcija izmjene:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H20; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (jedanaest)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Tradicionalna klasifikacija kemijskih reakcija ne pokriva svu njihovu raznolikost - osim četiri glavne vrste reakcija, postoje i mnoge složenije reakcije.
Identifikacija dvije druge vrste kemijskih reakcija temelji se na sudjelovanju u njima dviju važnih nekemijskih čestica: elektrona i protona.
Tijekom nekih reakcija dolazi do potpunog ili djelomičnog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. U tom se slučaju mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji čine polazne tvari; od navedenih primjera to su reakcije 1, 4, 6, 7 i 8. Ove reakcije nazivaju se redoks.
U drugoj skupini reakcija vodikov ion (H+), odnosno proton, prelazi s jedne reagirajuće čestice na drugu. Takve reakcije nazivaju se acidobazne reakcije ili reakcije prijenosa protona.
Među navedenim primjerima, takve reakcije su reakcije 3, 10 i 11. Po analogiji s ovim reakcijama, redoks reakcije se ponekad nazivaju reakcije prijenosa elektrona. S OVR-om ćete se upoznati u § 2, a s KOR-om u sljedećim poglavljima.
REAKCIJE SPOJEVANJA, REAKCIJE RAZGRADNJE, REAKCIJE SUPSTITUCIJE, REAKCIJE IZMJENE, REDOX REAKCIJE, KISELO-BAZNE REAKCIJE.
Napišite jednadžbe reakcije koje odgovaraju sljedećim shemama:
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 + I2 AlI 3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04 Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + Al Al2 (SO4)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.
Navedite tradicionalni tip reakcije. Označite redoks i acidobazne reakcije. U redoks reakcijama označi koji atomi elemenata mijenjaju svoja oksidacijska stanja.
9.2. Redoks reakcije
Razmotrimo redoks reakciju koja se događa u visokim pećima tijekom industrijske proizvodnje željeza (točnije lijevanog željeza) iz željezne rude:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Odredimo oksidacijska stanja atoma koji čine i početne tvari i produkte reakcije
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Kao što vidite, oksidacijsko stanje atoma ugljika se povećalo kao rezultat reakcije, oksidacijsko stanje atoma željeza se smanjilo, a oksidacijsko stanje atoma kisika ostalo je nepromijenjeno. Posljedično, atomi ugljika u ovoj reakciji doživjeli su oksidaciju, odnosno izgubili su elektrone ( oksidirano), a atomi željeza – redukcijom, odnosno dodavali su elektrone ( oporavio se) (vidi § 7.16). Za karakterizaciju OVR-a koriste se pojmovi oksidans I redukcijsko sredstvo.
Dakle, u našoj reakciji oksidirajući atomi su atomi željeza, a redukcijski atomi su atomi ugljika.
U našoj reakciji oksidacijsko sredstvo je željezov(III) oksid, a redukcijsko sredstvo ugljikov(II) monoksid.
U slučajevima kada su oksidirajući atomi i redukcijski atomi dio iste tvari (primjer: reakcija 6 iz prethodnog odlomka), pojmovi "oksidirajuća tvar" i "reducirajuća tvar" se ne koriste.
Dakle, tipična oksidacijska sredstva su tvari koje sadrže atome koji imaju tendenciju dobivanja elektrona (u cijelosti ili djelomično), snižavajući njihov stupanj oksidacije. Od jednostavnih tvari to su prvenstveno halogeni i kisik, a manjim dijelom sumpor i dušik. Od složenih tvari - tvari koje sadrže atome u višim oksidacijskim stanjima koji nisu skloni stvaranju jednostavnih iona u tim oksidacijskim stanjima: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII), itd.
Tipični redukcijski agensi su tvari koje sadrže atome koji teže potpuno ili djelomično predati elektrone, povećavajući svoje oksidacijsko stanje. Jednostavne tvari uključuju vodik, alkalijske i zemnoalkalijske metale te aluminij. Od složenih tvari - H 2 S i sulfidi (S –II), SO 2 i sulfiti (S +IV), jodidi (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) itd.
U opći slučaj Gotovo sve složene i mnoge jednostavne tvari mogu pokazivati i oksidacijska i redukcijska svojstva. Na primjer:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 je jako redukcijsko sredstvo);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 je slabo oksidacijsko sredstvo);
C + O 2 = CO 2 (t) (C je redukcijsko sredstvo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oksidacijsko sredstvo).
Vratimo se na reakciju o kojoj smo govorili na početku ovog odjeljka.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Imajte na umu da su se kao rezultat reakcije oksidirajući atomi (Fe + III) pretvorili u redukcijske atome (Fe 0), a redukcijski atomi (C + II) u oksidirajuće atome (C + IV). Ali CO2 je vrlo slabo oksidacijsko sredstvo u svim uvjetima, a željezo, iako je redukcijsko sredstvo, pod tim je uvjetima mnogo slabije od CO. Zbog toga produkti reakcije ne reagiraju jedni s drugima i ne dolazi do reverzne reakcije. Navedeni primjer je ilustracija općeg principa koji određuje smjer toka OVR-a:
Redoks reakcije se odvijaju u smjeru stvaranja slabijeg oksidansa i slabijeg redukcionog agensa.
Redoks svojstva tvari mogu se uspoređivati samo u identičnim uvjetima. U nekim slučajevima ova se usporedba može napraviti kvantitativno.
Dok ste radili domaću zadaću za prvi odlomak ovog poglavlja, uvjerili ste se da je prilično teško odabrati koeficijente u nekim jednadžbama reakcija (osobito ORR). Da bi se ovaj zadatak pojednostavio u slučaju redoks reakcija, koriste se sljedeće dvije metode:
A) metoda elektronske vage I
b) metoda elektron-ionske ravnoteže.
Sada ćete naučiti metodu ravnoteže elektrona, a metoda ravnoteže elektrona i iona obično se proučava na visokoškolskim ustanovama.
Obje ove metode temelje se na činjenici da elektroni u kemijskim reakcijama nigdje niti nestaju niti se pojavljuju, odnosno da je broj elektrona koje atomi prihvate jednak broju elektrona koje drugi atomi predaju.
Broj predanih i primljenih elektrona u metodi ravnoteže elektrona određen je promjenom oksidacijskog stanja atoma. Pri korištenju ove metode potrebno je poznavati sastav i polaznih tvari i produkata reakcije.
Pogledajmo primjenu metode elektronske bilance na primjerima.
Primjer 1. Napravimo jednadžbu za reakciju željeza s klorom. Poznato je da je produkt ove reakcije željezov(III) klorid. Zapišimo shemu reakcije:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Odredimo oksidacijska stanja atoma svih elemenata koji čine tvari koje sudjeluju u reakciji:
Atomi željeza doniraju elektrone, a molekule klora ih prihvaćaju. Izrazimo te procese elektronske jednadžbe:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
Da bi broj predanih elektrona bio jednak broju primljenih elektrona, potrebno je prvu elektroničku jednadžbu pomnožiti s dva, a drugu s tri:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Uvođenjem koeficijenata 2 i 3 u shemu reakcije dobivamo jednadžbu reakcije:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Primjer 2. Napravimo jednadžbu za reakciju izgaranja bijelog fosfora u višku klora. Poznato je da fosfor(V) klorid nastaje pod ovim uvjetima:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Molekule bijelog fosfora predaju elektrone (oksidiraju), a molekule klora ih prihvaćaju (reduciraju):
| P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl 2 + 20 e– = 20Cl –I |
Inicijalno dobiveni faktori (2 i 20) imali su zajednički djelitelj kojim su se (kao i budući koeficijenti u jednadžbi reakcije) dijelili. Jednadžba reakcije:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Primjer 3. Napravimo jednadžbu za reakciju koja se događa kada se željezov(II) sulfid prži u kisiku.
Shema reakcije:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
U tom slučaju oksidiraju se i atomi željeza(II) i sumpora(–II). Sastav željezo(II) sulfida sadrži atome ovih elemenata u omjeru 1:1 (vidi indekse u najjednostavnijoj formuli).
Elektronička vaga:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S + IV |
Ukupno daju 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Jednadžba reakcije: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Primjer 4. Napravimo jednadžbu za reakciju koja se događa kada se željezov(II) disulfid (pirit) prži u kisiku.
Shema reakcije:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Kao i u prethodnom primjeru, i ovdje su atomi željeza(II) i atomi sumpora također oksidirani, ali s oksidacijskim stanjem I. Atomi ovih elemenata uključeni su u sastav pirita u omjeru 1:2 (vidi indeksi u najjednostavnijoj formuli). U tom smislu reagiraju atomi željeza i sumpora, što se uzima u obzir pri sastavljanju elektronske bilance:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
Ukupno daju 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Jednadžba reakcije: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Postoje i složeniji slučajevi ODD-a, od kojih ćete se s nekima upoznati dok radite domaću zadaću.
OKSIDIRAJUĆI ATOM, REDUCIRAJUĆI ATOM, OKSIDIRAJUĆA TVAR, REDUCIRAJUĆA TVAR, METODA ELEKTRONIČKE RAVNOTEŽE, ELEKTRONIČKE JEDNADŽBE.
1. Sastavite elektroničku vagu za svaku OVR jednadžbu danu u tekstu § 1. ovog poglavlja.
2. Sastavite jednadžbe za ORR-ove koje ste otkrili rješavajući zadatak iz § 1 ovog poglavlja. Ovaj put koristite metodu elektroničke ravnoteže za postavljanje omjera. 3. Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbe reakcija koje odgovaraju sljedećim shemama: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br2AlBr3;
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);
m) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
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. Egzotermne reakcije. Entalpija
Zašto dolazi do kemijskih reakcija?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, prisjetimo se zašto se pojedinačni atomi spajaju u molekule, zašto se ionski kristal formira iz izoliranih iona i zašto se načelo najmanje energije primjenjuje kada se formira elektronska ljuska atoma. Odgovor na sva ova pitanja je isti: jer je energetski koristan. To znači da se tijekom takvih procesa oslobađa energija. Čini se da bi se kemijske reakcije trebale dogoditi iz istog razloga. Doista, mogu se provesti mnoge reakcije tijekom kojih se oslobađa energija. Energija se oslobađa, obično u obliku topline.
Ako tijekom egzotermne reakcije toplina nema vremena za uklanjanje, tada se reakcijski sustav zagrijava.
Na primjer, u reakciji izgaranja metana
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
oslobađa se toliko topline da se kao gorivo koristi metan.
Činjenica da ova reakcija oslobađa toplinu može se odraziti na reakcijsku jednadžbu:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Ovo je tzv termokemijska jednadžba. Ovdje je simbol "+ Q" znači da se pri izgaranju metana oslobađa toplina. Ta se toplina naziva toplinski učinak reakcije.
Odakle dolazi oslobođena toplina?
Znate da se tijekom kemijskih reakcija kemijske veze kidaju i stvaraju. U tom slučaju se prekidaju veze između atoma ugljika i vodika u molekulama CH 4, kao i između atoma kisika u molekulama O 2 . U tom slučaju nastaju nove veze: između atoma ugljika i kisika u molekulama CO 2 i između atoma kisika i vodika u molekulama H 2 O. Da biste raskinuli veze, morate potrošiti energiju (vidi "energija veze", "energija atomizacije" ), a pri stvaranju veza dolazi do oslobađanja energije. Očito, ako su "nove" veze jače od "starih", tada će se više energije osloboditi nego apsorbirati. Razlika između oslobođene i apsorbirane energije je toplinski učinak reakcije.
Toplinski učinak (količina topline) mjeri se u kilodžulima, na primjer:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Ova oznaka znači da će se osloboditi 484 kilodžula topline ako dva mola vodika reagiraju s jednim molom kisika i proizvedu dva mola plinovite vode (vodene pare).
Tako, u termokemijskim jednadžbama koeficijenti su numerički jednaki količinama tvari reaktanata i produkata reakcije.
Što određuje toplinski učinak svake pojedine reakcije?
Toplinski učinak reakcije ovisi
a) o agregatnom stanju polaznih tvari i produkata reakcije,
b) na temperaturu i
c) o tome događa li se kemijska transformacija pri konstantnom volumenu ili pri konstantnom tlaku.
Ovisnost toplinskog učinka reakcije o stanju agregacije tvari posljedica je činjenice da su procesi prijelaza iz jednog agregatnog stanja u drugo (poput nekih drugih fizikalnih procesa) popraćeni oslobađanjem ili apsorpcijom topline. To se također može izraziti termokemijskom jednadžbom. Primjer – termokemijska jednadžba za kondenzaciju vodene pare:
H20 (g) = H20 (1) + Q.
U termokemijskim jednadžbama i, ako je potrebno, u običnim kemijskim jednadžbama, agregatna stanja tvari označena su slovnim indeksima:
(d) – plin,
(g) – tekućina,
(t) ili (cr) – čvrsta ili kristalna tvar.
Ovisnost toplinskog učinka o temperaturi povezana je s razlikama u toplinskim kapacitetima
početni materijali i produkti reakcije.
Budući da se volumen sustava uvijek povećava kao rezultat egzotermne reakcije pri konstantnom tlaku, dio energije se troši na obavljanje rada za povećanje volumena, a oslobođena toplina bit će manja nego ako se ista reakcija odvija pri konstantnom volumenu .
Toplinski učinci reakcija obično se izračunavaju za reakcije koje se odvijaju pri konstantnom volumenu na 25 °C i označeni su simbolom Q o.
Ako se energija oslobađa samo u obliku topline, a kemijska reakcija teče pri konstantnom volumenu, toplinski učinak reakcije ( Q V) jednaka je promjeni unutarnja energija(D U) tvari koje sudjeluju u reakciji, ali sa suprotnim predznakom:
Q V = – U.
Pod unutarnjom energijom tijela podrazumijeva se ukupna energija međumolekulskih interakcija, kemijskih veza, energija ionizacije svih elektrona, energija veze nukleona u jezgri i sve ostale poznate i nepoznate vrste energije koje to tijelo "pohranjuje". Znak "–" je zbog činjenice da kada se toplina oslobađa, unutarnja energija se smanjuje. To je
U= – Q V .
Ako se reakcija odvija pri konstantnom tlaku, tada se volumen sustava može promijeniti. Rad na povećanju volumena također oduzima dio unutarnje energije. U ovom slučaju
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Gdje Qp– toplinski učinak reakcije koja se odvija pri konstantnom tlaku. Odavde
Q P = – U–PV .
Vrijednost jednaka U+PV dobio ime promjena entalpije i označena sa D H.
H=U+PV.
Stoga
Q P = – H.
Dakle, kako se toplina oslobađa, entalpija sustava se smanjuje. Otuda i stari naziv za ovu veličinu: “sadržaj topline”.
Za razliku od toplinskog učinka, promjena entalpije karakterizira reakciju bez obzira na to odvija li se pri konstantnom volumenu ili konstantnom tlaku. Termokemijske jednadžbe napisane pomoću promjene entalpije nazivaju se termokemijske jednadžbe u termodinamičkom obliku. U ovom slučaju dana je vrijednost promjene entalpije pod standardnim uvjetima (25 °C, 101,3 kPa), označena Ho. Na primjer:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) Ho= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) Ho= – 65 kJ.
Ovisnost količine topline oslobođene u reakciji ( Q) od toplinskog učinka reakcije ( Q o) i količina tvari ( n B) jedan od sudionika reakcije (tvar B - polazna tvar ili produkt reakcije) izražava se jednadžbom:
Ovdje je B količina tvari B, određena koeficijentom ispred formule tvari B u termokemijskoj jednadžbi.
Zadatak
Odredite količinu tvari vodika koja je izgorjela u kisiku ako se oslobodilo 1694 kJ topline.
Riješenje
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Toplinski učinak reakcije između kristalnog aluminija i plinovitog klora je 1408 kJ. Napišite termokemijsku jednadžbu za ovu reakciju i odredite masu aluminija potrebnu da se ovom reakcijom proizvede 2816 kJ topline. 9.4. Endotermne reakcije. Entropija Osim egzotermnih reakcija, moguće su reakcije u kojima se toplina apsorbira, a ako se ona ne dovodi dolazi do hlađenja reakcijskog sustava. Takve reakcije nazivaju se endotermički. Toplinski učinak takvih reakcija je negativan. Na primjer: Dakle, energija koja se oslobađa tijekom stvaranja veza u produktima ovih i sličnih reakcija manja je od energije potrebne za kidanje veza u polaznim tvarima.
Uzmimo dvije tikvice i jednu od njih napunimo dušikom (bezbojni plin), a drugu dušikovim dioksidom ( smeđi plin) tako da su i tlak i temperatura u tikvicama isti. Poznato je da te tvari međusobno kemijski ne reagiraju. Čvrsto spojimo tikvice grlom i postavimo ih okomito, tako da tikvica s težim dušikovim dioksidom bude na dnu (slika 9.1). Nakon nekog vremena vidjet ćemo da se smeđi dušikov dioksid postupno širi u gornju tikvicu, a bezbojni dušik prodire u donju. Kao rezultat toga, plinovi se miješaju, a boja sadržaja tikvica postaje ista. Tako,
Jednadžbe veze između entropije ( S) i druge veličine proučavaju se u kolegijima fizike i fizikalne kemije. Entropijska jedinica [ S] = 1 J/K. G= H–T S Uvjet za spontanu reakciju: G< 0. Na niske temperatureČimbenik koji određuje mogućnost odvijanja reakcije je u većoj mjeri faktor energije, a kada je visok, faktor entropije. Iz gornje jednadžbe posebno je jasno zašto se reakcije razgradnje koje se ne događaju na sobnoj temperaturi (entropija povećava) počinju događati na povišenim temperaturama. ENDOTHERMNA REAKCIJA, ENTROPIJA, FAKTOR ENERGIJE, FAKTOR ENTROPIJE, GIBBSOVA ENERGIJA. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) iznosi –46 kJ. Napišite termokemijsku jednadžbu i izračunajte koliko je energije potrebno da se ovom reakcijom dobije 1 kg bakra. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Nastalo je 24,6 litara ugljičnog dioksida. Odredite koliko je topline beskorisno potrošeno. Koliko je grama kalcijevog oksida nastalo? |
Kemijska reakcija je proces kojim se polazne tvari pretvaraju u produkte reakcije. Tvari dobivene nakon završetka reakcije nazivamo produktima. Mogu se razlikovati od originalnih u strukturi, sastavu ili oboje.
Na temelju promjena u sastavu razlikuju se sljedeće vrste kemijskih reakcija:
- s promjenom sastava (većina njih);
- bez promjene sastava (izomerizacija i pretvorba jedne alotropske modifikacije u drugu).
Ako se sastav tvari ne mijenja kao rezultat reakcije, tada se nužno mijenja njezina struktura, npr.: Cgrafit↔Salmaz
Razmotrimo detaljnije klasifikaciju kemijskih reakcija koje se javljaju s promjenom sastava.
I. Prema broju i sastavu tvari
Reakcije spojeva
Kao rezultat takvih kemijskih procesa iz više tvari nastaje jedna tvar: A + B + ... = C
Može se povezati:
- jednostavne tvari: 2Na + S = Na2S;
- jednostavni sa složenim: 2SO2 + O2 = 2SO3;
- dva složena: CaO + H2O = Ca(OH)2.
- više od dvije tvari: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Reakcije razgradnje
Jedna se tvar u takvim reakcijama raspada na nekoliko drugih: A=B+C+...
Proizvodi u ovom slučaju mogu biti:
- jednostavne tvari: 2NaCl = 2Na + Cl2
- jednostavni i složeni: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
- dva složena: CaCO3 = CaO + CO2
- više od dva produkta: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2
Supstitucijske reakcije
Takve reakcije u kojima jednostavne i složene tvari reagiraju međusobno i atomi jednostavna tvar zamjenjuju atome jednog od elemenata u kompleksu, a nazivaju se reakcijama supstitucije. Shematski se proces supstitucije atoma može prikazati na sljedeći način: A + BC = B + AC.
Na primjer, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
Reakcije razmjene
U ovu skupinu spadaju reakcije u kojima dvije složene tvari mijenjati njihove dijelove: AB + CD = AD + CB. Prema Bertholletovom pravilu nepovratna pojava takvih reakcija moguća je ako je barem jedan od proizvoda:
- sediment ( netopljiva tvar): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
- nisko disocirajuća tvar: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
- plin: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (prvo nastaje amonijak hidrat NH3 H2O, koji se po primitku odmah razgrađuje na amonijak i vodu).
II. Toplinskim učinkom
- Egzotermno
— procesi koji se odvijaju uz oslobađanje topline:
C + O2 = CO2 + Q - Endotermički
- reakcije u kojima se apsorbira toplina:
Cu(OH)2 = CuO + H2O – Q
III. Vrste kemijskih reakcija prema smjeru
- Reverzibilan su reakcije koje se odvijaju u isto vrijeme u smjeru naprijed i nazad: N2+O2 ↔ 2NO
- Nepovratno procesi se odvijaju do kraja, odnosno dok se barem jedna od tvari koje reagiraju potpuno ne potroši. Primjeri ireverzibilne reakcije razmjenama je bilo riječi gore.
IV. Prema prisutnosti katalizatora
V. Prema agregatnom stanju tvari
- Ako su svi reaktanti u istom agregatna stanja, reakcija se zove homogena. Takvi se procesi odvijaju u cijelom volumenu. Na primjer: NaOH + HCl = NaCl + H2O
- Heterogena su reakcije između tvari u različitim agregacijskim stanjima koje se događaju na međupovršini. Na primjer: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
VI. Vrste kemijskih reakcija koje se temelje na promjenama oksidacijskog stanja reagirajućih tvari
- Redox (ORR) - reakcije u kojima se mijenjaju oksidacijska stanja tvari koje reagiraju.
- Reakcije se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja reagensi (BISO).
Procesi izgaranja i supstitucije uvijek su redoks. Reakcije izmjene odvijaju se bez promjene oksidacijskih stanja tvari. Svi ostali procesi mogu biti OVR ili BISO.
