E tulajdonság alapján megkülönböztetik az oxidatív- redukciós reakciókés az oxidációs állapot megváltoztatása nélkül végbemenő reakciók kémiai elemek.
Ezek számos reakciót tartalmaznak, beleértve az összes szubsztitúciós reakciót, valamint azokat a kombinációs és bomlási reakciókat, amelyekben legalább egy egyszerű anyag vesz részt, például:
Mint emlékszik, az összetett redoxreakciók együtthatóit az elektronegyensúly módszerével számítják ki:
BAN BEN szerves kémia ragyogó példa redox reakciók szolgálhatják az aldehidek tulajdonságait.
1. A megfelelő alkoholokká redukálják:
2. Az aldehidek a megfelelő savakká oxidálódnak:
A redoxreakciókra vonatkozó összes fenti példa lényegét a jól ismert elektronegyensúlyi módszerrel mutattuk be. A reaktánsokban és a reakciótermékekben lévő atomok oxidációs állapotának összehasonlításán, valamint az oxidációs és redukciós folyamatokban az elektronok számának kiegyensúlyozásán alapul. Ezt a módszert bármely fázisban lezajló reakciók egyenleteinek összeállítására használják. Ez sokoldalúvá és kényelmessé teszi. De ugyanakkor komoly hátránya is van - az oldatokban előforduló redoxreakciók lényegének kifejezésekor olyan részecskéket jeleznek, amelyek valójában nem léteznek.
Ebben az esetben kényelmesebb egy másik módszer - a félreakciós módszer - használata. Az oxidációs és redukciós folyamatokra vonatkozó ion-elektronikus egyenletek összeállításán alapul, figyelembe véve a ténylegesen létező részecskéket és azok későbbi összegzését általános egyenlet. Ebben a módszerben az „oxidációs állapot” fogalmát nem használják, és a termékeket a reakcióegyenlet levezetésével határozzák meg.
Mutassuk meg ezt a módszert egy példán: alkossunk egy egyenletet a cink és a tömény salétromsav redox reakciójára.
1. Felírjuk a folyamat ionsémáját, amely csak a redukálószert és annak oxidációs termékét, az oxidálószert és a redukciós termékét tartalmazza:
2. Összeállítjuk az oxidációs folyamat ion-elektronikus egyenletét (ez az 1. félreakció):
3. Összeállítjuk a redukciós folyamat ion-elektronikus egyenletét (ez a 2. félreakció):
Figyelem: az elektron-ion egyenletek a tömeg- és töltésmegmaradás törvényének megfelelően vannak felírva.
4. Felírjuk a félreakcióegyenleteket úgy, hogy a redukálószer és az oxidálószer közötti elektronok száma egyensúlyban legyen:
5. Foglaljuk össze tagonként a félreakció egyenleteket! Összeállítjuk a reakció általános ionegyenletét:
Ellenőrizzük a reakcióegyenlet helyességét ionos formában:
- Az elemek atomszámában és a töltések számában az egyenlőség fenntartása
- Az elemek atomszámának egyenlőnek kell lennie az ionos reakcióegyenlet bal és jobb oldalán.
- Az ionegyenlet bal és jobb oldalán lévő részecskék teljes töltésének azonosnak kell lennie.
6. Írja fel az egyenletet molekuláris formában! Ehhez hozzáadjuk az ionegyenletben szereplő ionokhoz a szükséges számú ellentétes töltésű iont:
Olyan reakciók, amelyek a kémiai elemek oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül mennek végbe. Ezek közé tartozik például az összes ioncsere reakció, valamint sok csatlakozási reakció, például:
számos bomlási reakció:
észterezési reakciók:
Oxidációs állapot
Az oxidációs állapot egy molekulában lévő atom névleges töltése, amelyet abból a feltételezésből számítanak ki, hogy a molekula ionokból áll, és általában elektromosan semleges.
Egy vegyület legelektronegatívabb elemei negatív oxidációs állapotúak, a kisebb elektronegativitású elemek atomjai pedig pozitív oxidációs állapotúak.
Az oxidációs állapot formális fogalom; egyes esetekben az oxidációs állapot nem esik egybe a vegyértékkel.
Például:
N2H4 (hidrazin)
nitrogén oxidációs fok – -2; nitrogén vegyérték - 3.
Oxidációs állapot számítása
Egy elem oxidációs állapotának kiszámításához a következő pontokat kell figyelembe venni:
1. Az atomok oxidációs foka egyszerű anyagokban nullával egyenlő (Na 0; H2 0).
2. Algebrai összeg A molekulát alkotó összes atom oxidációs állapota mindig nulla, és komplex ionban ez az összeg megegyezik az ion töltésével.
3. Az atomok állandó oxidációs állapotúak: alkálifémek(+1), alkáliföldfémek (+2), hidrogén (+1) (kivéve a NaH, CaH2 stb. hidrideket, ahol a hidrogén oxidációs állapota -1), oxigén (-2) (kivéve F 2 - 1 O +2 és –O–O– csoportot tartalmazó peroxidok, amelyekben az oxigén oxidációs állapota -1).
4. Elemeknél a pozitív oxidációs állapot nem haladhatja meg a periódusos rendszer csoportszámával megegyező értéket.
Példák:
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
Reakciók az oxidációs állapot változása nélkül és változtatásokkal
Két típusa van kémiai reakciók:
AReakciók, amelyekben az elemek oxidációs állapota nem változik:
Addíciós reakciók
ÍGY 2 +Na 2 O → Na 2 ÍGY 3
Bomlási reakciók
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O
Cserereakciók
AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
BReakciók, amelyek során a reagáló vegyületeket alkotó elemek atomjainak oxidációs állapota megváltozik:
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
Az ilyen reakciókat redox reakcióknak nevezzük
A redoxreakciók olyan reakciók, amelyek során az atomok oxidációs állapota megváltozik. A redox reakciók nagyon gyakoriak. Minden égési reakció redox.
A redoxreakció két folyamatból áll, amelyek egymástól külön nem mehettek végbe. Az oxidációs állapot növelésének folyamatát oxidációnak nevezzük. Az oxidációval egyidejűleg a redukció, vagyis az oxidációs állapot csökkentésének folyamata megy végbe.
Oxidáció, redukció
Ennek megfelelően a redoxreakcióknak két fő résztvevője van: egy oxidálószer és egy redukálószer. Az elektronvesztés folyamata az oxidáció. Az oxidáció során az oxidációs állapot növekszik. A reakció során az oxidálószer csökkenti oxidációs állapotát és redukálódik. Itt különbséget kell tenni az oxidáló kémiai elem és az oxidáló anyag között.
N +5
- oxidálószer; HN +5
O3 és NaN +5
O 3 - oxidálószerek.
Ha azt mondjuk, hogy a salétromsav és sói erős oxidálószerek, akkor ez alatt azt értjük, hogy az oxidálószer nitrogénatom oxidációs állapot+5, és nem az egész anyag egésze.
A redoxreakció második kötelező résztvevőjét redukálószernek nevezzük. Az elektronok hozzáadásának folyamata a redukció. A redukció során az oxidációs állapot csökken.
A redukálószer növeli oxidációs számát azáltal, hogy a reakció során oxidálódik. Csakúgy, mint az oxidálószer esetében, különbséget kell tenni redukáló anyag és redukáló kémiai elem között. Amikor egy aldehidet alkohollá redukálunk, nem csak -1 oxidációs állapotú hidrogént veszünk, hanem valamilyen hidridet, lehetőleg lítium-alumínium-hidridet.
N -1
- redukálószer; Nem -1
és LiAlH -1
4 - redukálószerek.
A redox reakciókban rendkívül ritka az elektronok teljes átvitele redukálószerről oxidálószerre, mivel kevés ionos kötést tartalmazó vegyület van. De az együtthatók elrendezésénél abból a feltételezésből indulunk ki, hogy ilyen átmenet megtörténik. Ez lehetővé teszi a fő együtthatók helyes meghatározását az oxidálószer és a redukálószer képlete előtt.
5H 2 SO 3 + 2 KMnO 4 = 2 H 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O
S +4
– 2e → S +6
5 - redukálószer, oxidáció
Mn +7
+ 5e → Mn +2
2 - oxidálószer, redukció
Azok az atomok vagy ionok, amelyek egy adott reakció során elektronokat vesznek fel, oxidálószerek, az elektronokat átadók pedig redukálószerek.
Egy anyag redox tulajdonságai és az alkotó atomok oxidációs állapota
A maximális oxidációs állapotú elemek atomjait tartalmazó vegyületek csak ezen atomok miatt lehetnek oxidálószerek, mert már minden vegyértékelektronjukat feladták, és csak elektronokat képesek befogadni. Egy elem atomjának maximális oxidációs állapota megegyezik a csoportszámmal periódusos táblázat, amelyhez ez az elem tartozik. A minimális oxidációs állapotú elemek atomjait tartalmazó vegyületek csak redukálószerként szolgálhatnak, mivel csak elektronok leadására képesek, mert a külső energia szint az ilyen atomokban nyolc elektron teszi teljessé. A fématomok minimális oxidációs foka 0, a nemfémeknél - (n–8) (ahol n a csoport száma a periódusos rendszerben). Az elemek atomjait tartalmazó vegyületek a középfokú végzettség Az oxidáció lehet oxidáló és redukálószer is, attól függően, hogy milyen partnerrel kölcsönhatásba lépnek, és a reakciókörülményektől függően.
A legfontosabb redukáló és oxidálószerek
Szűkítők:
Fémek,
hidrogén,
szén.
Szén (II)-monoxid (CO).
Hidrogén-szulfid (H 2 S);
kén-oxid (IV) (SO 2);
kénsav H 2 SO 3 és sói.
Hidrohalogenidek és sóik.
Alacsonyabb oxidációs állapotú fémkationok: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.
Salétromsav HNO 2;
ammónia NH3;
hidrazin NH2NH2;
nitrogén-monoxid (II) (NO).
Katód az elektrolízis során.
Oxidálószerek
Halogének.
kálium-permanganát (KMnO 4);
kálium-manganát (K 2 MnO 4);
mangán (IV)-oxid (MnO 2).
Kálium-dikromát (K 2 Cr 2 O 7);
kálium-kromát (K 2 CrO 4).
Salétromsav (HNO 3).
kénsav (H 2 SO 4) tömény.
réz(II)-oxid (CuO);
ólom(IV)-oxid (PbO 2);
ezüst-oxid (Ag 2 O);
hidrogén-peroxid (H 2 O 2).
Vas(III)-klorid (FeCl 3).
Berthollet-só (KClO 3).
Anód az elektrolízis során.
Minden ilyen félreakciót egy szabványos E 0 redoxpotenciál jellemez (dimenzió - volt, V). Minél nagyobb az E0, annál erősebb az oxidáló forma oxidálószerként, és annál gyengébb a redukált forma redukálószerként, és fordítva.
A félreakciót tekintjük referenciapontnak a potenciálok számára: 2H + + 2ē ® H 2, amelyre E 0 =0
M n+ + nē ® M 0 félreakciók esetén E 0-t standard elektródpotenciálnak nevezzük. Ennek a potenciálnak a nagysága alapján a fémeket általában standard elektródpotenciálok sorozatába (fémfeszültségek sorozatába) helyezik:
|
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 |
Számos feszültség jellemzi a fémek kémiai tulajdonságait:
1. Minél balra helyezkedik el egy fém a feszültségsorban, annál erősebb a redukáló képessége, és annál gyengébb az ionjának oxidáló képessége oldatban (azaz annál könnyebben adja le az elektronokat (oxidálódik), és annál nehezebb hogy ionjai újra kapcsolódjanak az elektronokhoz).
2. Mindegyik fém képes kiszorítani a sóoldatokból azokat a fémeket, amelyek a tőle jobbra lévő feszültségsorban vannak, pl. a következő fémek ionjait elektromosan semleges atomokká redukálja, elektronokat adva és magát ionokká alakítva.
3. Csak azok a fémek képesek kiszorítani a savas oldatokból, amelyek a hidrogéntől balra lévő feszültségsorban (H) vannak (pl. Zn, Fe, Pb, de nem Cu, Hg, Ag).
Galvanikus cellák
Minden két fém sóoldatba merülve, amelyek elektrolittal töltött szifonon keresztül kommunikálnak egymással, galvanikus cellát alkotnak. Az oldatokba merített fémlemezeket az elem elektródáinak nevezzük.
Ha az elektródák külső végeit (az elem pólusait) összeköti egy huzallal, akkor az elektronok elkezdenek mozogni a kisebb potenciálú fémről a nagyobb potenciállal rendelkező fémre (például a Zn-ről a Pb). Az elektronok távozása felborítja az oldatban lévő fém és ionjai között fennálló egyensúlyt, és új számú ion kerül az oldatba - a fém fokozatosan feloldódik. Ugyanakkor a másik fémhez áthaladó elektronok a felületén kisütik az oldatban lévő ionokat - a fém kiszabadul az oldatból. Az elektródát, amelyen az oxidáció megtörténik, anódnak nevezzük. Az elektródát, amelyen a redukció megtörténik, katódnak nevezzük. Az ólom-cink cellában a cinkelektróda az anód, az ólomelektróda pedig a katód.
Így egy zárt galvánelemben kölcsönhatás lép fel egy fém és egy másik fém sóoldata között, amelyek egymással nem érintkeznek közvetlenül. Az első fém atomjai, amelyek feladják az elektronokat, ionokká, a második fém ionjai pedig elektronok hozzáadásával atomokká alakulnak. Az első fém kiszorítja a másodikat a sóoldatból. Például egy cinkből és ólomból álló, Zn(NO 3) 2, illetve Pb(NO 3) 2 oldatokba mártott galvánelem működése során a következő folyamatok mennek végbe az elektródákon:
Zn – 2ē → Zn 2+
Pb 2+ + 2ē → Pb
Mindkét folyamatot összegezve a Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+ egyenletet kapjuk, amely az elemben ionos formában lejátszódó reakciót fejezi ki. Molekuláris egyenlet ugyanez a reakció így fog kinézni:
Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2
A galvánelem elektromotoros ereje egyenlő a két elektródája közötti potenciálkülönbséggel. Meghatározásánál mindig a kisebbet vonjuk ki a nagyobb potenciálból. Például a vizsgált elem elektromotoros ereje (emf) egyenlő:
|
E.m.f. = |
-0,13 |
(-0,76) |
0,63V |
|
|
E Pb |
EZn |
Ez az érték akkor lesz meg, ha a fémeket olyan oldatokba merítik, amelyekben az ionkoncentráció 1 g-ion/l. Az oldatok más koncentrációinál az elektródpotenciálok értékei némileg eltérőek lesznek. Ezeket a következő képlettel lehet kiszámítani:
E = E 0 + (0,058/n) logC
ahol E a kívánt fémpotenciál (voltban)
E 0 - normál potenciálja
n - fémionok vegyértéke
C - ionok koncentrációja az oldatban (g-ion/l)
Példa
Határozza meg az elem elektromotoros erejét (emf), amelyet egy 0,1 M Zn(NO 3) 2 oldatba merített cinkelektróda és egy 2 M Pb(NO 3) 2 oldatba merített ólomelektróda alkot!
Megoldás
Kiszámoljuk a cinkelektróda potenciálját:
E Zn = -0,76 + (0,058/2) log 0,1 = -0,76 + 0,029 (-1) = -0,79 v
Kiszámoljuk az ólomelektróda potenciálját:
E Pb = -0,13 + (0,058/2) log 2 = -0,13 + 0,029 0,3010 = -0,12 v
Határozza meg az elem elektromotoros erejét:
E.m.f. = -0,12 – (-0,79) = 0,67 v
Elektrolízis
Elektrolízis Az anyag elektromos áram általi bomlásának folyamatát ún.
Az elektrolízis lényege, hogy amikor egy elektrolitoldaton (vagy olvadt elektroliton) áramot vezetünk át, akkor a pozitív töltésű ionok a katódra, a negatív töltésű ionok pedig az anódra. Az elektródákat elérve az ionok kisülnek, aminek eredményeként az oldott elektrolit komponensei vagy a vízből hidrogén és oxigén szabadul fel az elektródákon.
Különféle ionok semleges atomokká vagy atomcsoportokká alakításához szükséges különböző feszültség elektromos áram. Egyes ionok könnyebben, mások nehezebben veszítik el töltésüket. A fémionok kisülésének (elektronok nyerésének) könnyedségét a fémek helyzete a feszültségsorokban határozza meg. Minél balra van egy fém a feszültségsorban, annál nagyobb a negatív potenciálja (vagy kevésbé pozitív potenciálja), annál nehezebben kisülnek az ionjai (az Au 3+, az Ag + ionok a legkönnyebben kisüthetők) kisülés; Li +, Rb +, K a legnehezebb +).
Ha egy oldatban egyszerre több fém ionja van, akkor először a kisebb negatív potenciálú (vagy magasabb pozitív potenciálú) fém ionjai kisülnek. Például fémréz először Zn 2+ és Cu 2+ ionokat tartalmazó oldatból szabadul fel. De a fém potenciáljának nagysága az oldatban lévő ionjainak koncentrációjától is függ; az egyes fémek ionjainak könnyű kisülése is a koncentrációjuktól függően változik: a koncentráció növekedése megkönnyíti az ionok kisülését, a csökkenés megnehezíti. Ezért egy több fém ionját tartalmazó oldat elektrolízise során előfordulhat, hogy egy aktívabb fém felszabadulása korábban következik be, mint egy kevésbé aktív (ha az első fém ionjainak koncentrációja jelentős és a a második koncentrációja nagyon kicsi).
BAN BEN vizes oldatok sók, a sóionok mellett mindig vannak vízionok is (H + és OH -). Ezek közül a hidrogénionok könnyebben kisülnek, mint a feszültségsorban a hidrogént megelőző összes fém ionjai. A hidrogénionok jelentéktelen koncentrációja miatt azonban az összes só elektrolízise során, kivéve a legaktívabb fémek sóit, a katódon nem hidrogén, hanem fém szabadul fel. Csak a nátrium-, kalcium- és más fémsók elektrolízise során, az alumíniumot is beleértve, hidrogénionok kisülnek és hidrogén szabadul fel.
Az anódon vagy savas maradékok ionjai, vagy víz hidroxil-ionjai ürülhetnek ki. Ha a savas maradékok ionjai nem tartalmaznak oxigént (Cl -, S 2-, CN - stb.), akkor általában ezek az ionok kisütnek, és nem a hidroxilok, amelyek sokkal nehezebben veszítenek töltésükből, és a Cl 2, S stb. az anódnál .d. Ellenkezőleg, ha egy oxigéntartalmú sav sója vagy maga a sav elektrolízisen megy keresztül, akkor hidroxil-ionok ürülnek ki, nem pedig oxigénmaradékok ionjai. A hidroxil-ionok kisülése során keletkező semleges OH csoportok azonnal lebomlanak az egyenlet szerint:
4OH → 2H2O + O2
Ennek eredményeként oxigén szabadul fel az anódon.
Nikkel-klorid oldat NiCl 2 elektrolízise
Az oldat Ni 2+ és Cl - ionokat, valamint H + és OH - ionokat tartalmaz elhanyagolható koncentrációban. Az áram áthaladásakor a Ni 2+ -ionok a katódra, a Cl - ionok pedig az anódra kerülnek. A katódról két elektront levéve a Ni 2+ -ionok semleges atomokká alakulnak, amelyek kiszabadulnak az oldatból. A katódot fokozatosan vonják be nikkellel.
A klórionok az anódhoz érve elektronokat adnak át neki, és klóratomokká alakulnak, amelyek párban egyesülve klórmolekulákat képeznek. Az anódon klór szabadul fel.
Így a katódon van helyreállítási folyamat, az anódnál - oxidációs folyamat.
KI kálium-jodid oldat elektrolízise
A kálium-jodid oldatban K + és I - ionok formájában van. Az áram áthaladásakor a K + ionok a katódra, az I - ionok az anódra kerülnek. De mivel a feszültségsorban a kálium jóval balra van a hidrogéntől, nem a káliumionok kisülnek a katódon, hanem a víz hidrogénionjai. Az ilyenkor keletkező hidrogénatomok H 2 molekulákká egyesülnek, és így a katódon hidrogén szabadul fel.
A hidrogénionok kisütésével egyre több új ion disszociál. vízmolekulák, aminek következtében a katódon a (vízmolekulából felszabaduló) hidroxil-ionok, valamint a K+-ionok halmozódnak fel, folyamatosan a katódra vándorolva. KOH-oldat keletkezik.
Az anódon jód szabadul fel, mivel az I-ionok könnyebben távoznak, mint a víz hidroxil-ionjai.
Kálium-szulfát oldat elektrolízise
Az oldat vízből származó K + ionokat, SO 4 2- és H + és OH - ionokat tartalmaz. Mivel a K + ionok nehezebben kisülnek, mint a H + ionok, és az SO 4 2- ionok, mint az OH - ionok, akkor áthaladásakor elektromos áram A hidrogénionok a katódon, a hidroxilcsoportok az anódon kisülnek, vagyis valójában víz elektrolízise. Ugyanakkor a víz hidrogén- és hidroxil-ionjainak kisülése és a K + -ionok folyamatos mozgása miatt a katódon, az SO 4 2- ionok pedig az anódon a katódon alkáli oldat (KOH) képződik, az anódnál pedig kénsavoldat képződik.
Réz-szulfát oldat elektrolízise réz anóddal
Az elektrolízis különleges módon történik, ha az anód ugyanabból a fémből készül, amelynek sója oldatban van. Ebben az esetben az anódon nem kisülnek ionok, hanem maga az anód fokozatosan feloldódik, ionokat küldve az oldatba, és elektronokat adományozva az áramforrásnak.
Az egész folyamat a réz katódon való felszabadulásán és az anód fokozatos feloldódásán múlik. A CuSO 4 mennyisége az oldatban változatlan marad.
Az elektrolízis törvényei (M. Faraday)
1. Az elektrolízis során felszabaduló anyag tömege arányos az oldaton átáramló elektromosság mennyiségével, és gyakorlatilag nem függ egyéb tényezőktől.
2. Az elektrolízis során azonos mennyiségű elektromosság szabadul fel különböző kémiai vegyületek egyenértékű anyagok mennyisége.
3. Egy gramm egyenértéknyi anyag elektrolitoldatból való izolálásához 96 500 coulomb elektromosságot kell átengedni az oldaton.
m (x) = ((I t) / F) (M (x) / n)
ahol m (x) a redukált vagy oxidált anyag mennyisége (g);
I az átvitt áram erőssége (a);
t - elektrolízis idő (s);
M(x)- moláris tömeg;
n a redoxreakciók során szerzett vagy leadott elektronok száma;
F- Faraday állandó(96500 hideg/mol).
E képlet alapján számos számítást végezhet az elektrolízis folyamatával kapcsolatban, például:
1. Számítsa ki a bizonyos mennyiségű elektromosság hatására felszabaduló vagy lebomló anyagok mennyiségét;
2. Határozza meg az áramerősséget a felszabaduló anyag mennyisége és a kibocsátására fordított idő alapján!
3. Határozza meg, mennyi ideig tart egy bizonyos mennyiségű anyag felszabadulása adott áram mellett!
1. példa
Hány gramm réz szabadul fel a katódon, ha 5 amperes áramot vezetünk át réz-szulfát CuSO 4 oldaton 10 percig?
Megoldás
Határozzuk meg a megoldáson átáramló villamos energia mennyiségét:
K = ez,
ahol I az áramerősség amperben;
t – idő másodpercben.
Q = 5A 600 s = 3000 coulomb
A réz egyenértéke (63,54 tömegű) 63,54: 2 = 31,77. Ezért 96500 coulomb 31,77 g rezet bocsát ki. Szükséges rézmennyiség:
m = (31,77 3000) / 96500 » 0,98 g
2. példa
Mennyi ideig tart 10 amperes áramot átvezetni egy savas oldaton, hogy 5,6 liter hidrogént kapjunk (normál körülmények között)?
Megoldás
Meghatározzuk azt az elektromos áram mennyiségét, aminek át kell haladnia az oldaton ahhoz, hogy 5,6 liter hidrogén szabaduljon fel belőle. Mivel 1 g-ekv. a hidrogén az n-nél foglal helyet. u. térfogata 11,2 l, akkor a szükséges árammennyiség
Q = (96500 5,6) / 11,2 = 48250 coulomb
Határozzuk meg az aktuális áthaladási időt:
t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 óra 20 perc 25 mp
3. példa
Amikor áramot vezetünk át ezüstsó oldatán a katódon, az 10 perc alatt szabadult fel. 1 g ezüst. Határozza meg az áramerősséget.
Megoldás
1 g-ekv. ezüst egyenlő 107,9 g. 1 g ezüst felszabadulásához 96500-nak kell áthaladnia az oldaton: 107,9 = 894 coulomb. Ezért a jelenlegi erősség
I = 894 / (10 60)" 1,5A
4. példa
Keresse meg az ón egyenértékét, ha 2,5 amperes áramerősséggel SnCl 2 oldatból 30 perc alatt. 2,77 g ón szabadul fel.
Megoldás
Az oldaton 30 perc alatt áthaladó elektromosság mennyisége.
Q = 2,5 30 60 = 4500 coulomb
Mivel az 1 g-ekv. 96 500 coulomb szükséges, akkor az ónnak megfelelő.
E Sn = (2,77 96500) / 4500 = 59,4
Korrózió
Mielőtt befejeznénk az elektrokémiáról szóló tárgyalásunkat, alkalmazzuk a megszerzett tudásunkat egy nagyon fontos probléma vizsgálatára. korrózió fémek A korróziót oxidációs-redukciós reakciók okozzák, amelyek során egy fém a környezetében lévő valamely anyaggal való kölcsönhatás következtében nemkívánatos vegyületté alakul.
Az egyik legismertebb korróziós folyamatok a vas rozsdásodása. Gazdasági szempontból ez egy nagyon fontos folyamat. Becslések szerint az Egyesült Államokban évente megtermelt vas 20%-át a rozsdásodás miatt használhatatlanná vált vastermékek pótlására használják fel.
Ismeretes, hogy az oxigén részt vesz a vas rozsdásodásában; a vas nem oxidálódik vízben oxigén hiányában. A víz is részt vesz a rozsdásodási folyamatban; a vas nem korrodálódik az oxigénes olajban, amíg nincs benne víznyom. A rozsdásodást számos tényező gyorsítja, például a környezet pH-ja, a benne lévő sók jelenléte, a vas érintkezése fémmel, amely nehezebben oxidálódik, mint a vas, valamint mechanikai igénybevétel hatására.
A vas korróziója elvileg elektrokémiai folyamat. A vas felületének egyes részei anódként szolgálnak, amelyen az oxidáció megtörténik:
Fe(szilárd) → Fe 2+ (aq) + 2e - Eº-oxid = 0,44 V
Az ilyenkor keletkező elektronok a fémen keresztül a felület más területeire mozognak, amelyek katód szerepét töltik be. Oxigéncsökkentés történik rajtuk:
O 2 (g.) + 4H + (vizes) + 4e - → 2H 2 O (l.) Eº visszaállítás = 1,23 V
Megjegyzendő, hogy a H + ionok részt vesznek az O 2 redukciós folyamatában. Ha a H+ koncentráció csökken (azaz a pH növekedésével), az O2 redukciója nehezebbé válik. Megfigyelték, hogy a 9-10 pH feletti oldattal érintkező vas nem korrodál. A korróziós folyamat során az anódon képződő Fe 2+ -ionok Fe 3+ -dá oxidálódnak. A Fe 3+ ionok hidratált vas(III)-oxidot képeznek, amelyet rozsdának neveznek:
4Fe 2+ (vizes) + O 2 (g.) + 4H 2O (l.) +2 x H 2 O (l.) → 2Fe 2 O 3 . x H2O( tv.) + 8H + (vizes)
Mivel a katód szerepét általában a felületnek az a része tölti be, amely a legjobban biztosított az oxigén beáramlásával, ezért leggyakrabban ezeken a területeken jelenik meg a rozsda. Ha figyelmesen megvizsgál egy lapátot, amely egy ideje nyitott, nedves levegőn állt, és a pengéjére szennyeződés tapadt, észreveheti, hogy a fém felületén a szennyeződések alatt mélyedések képződtek, és mindenhol rozsda jelent meg, ahol az O2 kerülhet. behatol.
Sók jelenlétében megnövekedett korrózióval az autósok gyakran találkoznak olyan területeken, ahol az utakat télen bőségesen szórják be sóval a jeges körülmények leküzdésére. A sók hatását az magyarázza, hogy az általuk képzett ionok hozzák létre a zárt elektromos áramkör kialakulásához szükséges elektrolitot.
Az anódos és katódos helyek jelenléte a vas felületén két különböző kémiai környezet kialakulásához vezet. A kristályrács szennyeződései vagy hibái miatt keletkezhetnek (nyilvánvalóan a fémen belüli feszültségek okozzák). Azokon a helyeken, ahol ilyen szennyeződések vagy hibák vannak, egy adott vasatom mikroszkopikus környezete a kristályrács normál helyzetéhez képest kismértékben növelheti vagy csökkentheti az oxidációs állapotát. Ezért az ilyen helyek anódok vagy katódok szerepét tölthetik be. Az ultratiszta vas, amelyben az ilyen hibák száma minimálisra csökken, sokkal kisebb valószínűséggel korrodál, mint a hagyományos vas.
A vasat gyakran bevonják festékkel vagy más fémmel, például ónnal, cinkkel vagy krómmal, hogy megvédjék a felületet a korróziótól. Az úgynevezett „bádoglemezt” úgy kapják, hogy a vaslemezt vékony ónréteggel vonják be. Az ón csak addig védi a vasat, amíg a védőréteg sértetlen marad. Amint megsérül, a levegő és a nedvesség hatni kezd a vasra; Az ón még a vas korrózióját is felgyorsítja, mert katódként szolgál az elektrokémiai korróziós folyamatban. A vas és az ón oxidációs potenciáljának összehasonlítása azt mutatja, hogy a vas könnyebben oxidálódik, mint az ón:
Fe (szilárd) → Fe 2+ (vizes) + 2e - Eº oxid = 0,44 V
Sn (tv.) → Sn 2+ (vizes) + 2e - Eº oxid = 0,14 V
Ezért a vas ebben az esetben anódként szolgál, és oxidálódik.
A "horganyzott" (horganyzott) vas úgy készül, hogy a vasat vékony cinkréteggel vonják be. A cink megvédi a vasat a korróziótól még a bevonat sértetlensége után is. Ebben az esetben a vas a katód szerepét tölti be a korróziós folyamat során, mivel a cink könnyebben oxidálódik, mint a vas:
Zn (szilárd) → Zn 2+ (vizes) + 2e - Eº oxid = 0,76 V
Következésképpen a cink anódként működik, és vas helyett korrodál. Ezt a fajta fémvédelmet, amelyben az elektrokémiai korrózió folyamatában a katód szerepét tölti be, az ún. katódos védelem. A föld alá fektetett csöveket gyakran védik a korróziótól azáltal, hogy egy elektrokémiai cella katódjává teszik őket. Ehhez néhány aktív fémből, leggyakrabban magnéziumból álló blokkokat a földbe temetik a csővezeték mentén, és vezetékkel csatlakoztatják a csövekhez. Nedves talajban az aktív fém anódként működik, és a vascső katódos védelmet kap.
Bár vitánk a vasra összpontosított, nem ez az egyetlen fém, amely érzékeny a korrózióra. Ugyanakkor furcsának tűnhet, hogy egy hanyagul a szabadban hagyott alumíniumdoboz mérhetetlenül lassabban korrodál, mint egy vas. Az alumínium (E° oxid = 1,66 V) és a vas (E° oxid = 0,44 V) standard oxidációs potenciálja alapján várható, hogy az alumínium korróziója sokkal gyorsabban megy végbe. Az alumínium lassú korróziója azzal magyarázható, hogy a felületén vékony, sűrű oxidréteg képződik, amely megvédi az alatta lévő fémet a további korróziótól. A magas oxidációs potenciállal rendelkező magnézium ugyanazon oxidfilm képződése miatt védett a korróziótól. Sajnos a vas felületén lévő oxidfilm túl laza szerkezetű, és nem képes megbízható védelmet létrehozni. A vas-króm ötvözetek felületén azonban jó védő oxidfilm képződik. Az ilyen ötvözeteket rozsdamentes acélnak nevezik.
Oxidációs-redukciós reakciók (ORR) – olyan reakciók, amelyek a reagáló anyagokat alkotó atomok oxidációs állapotának megváltozásával az elektronok egyik atomról a másikra való átvitele következtében lépnek fel.
Oxidációs állapot – a molekulában lévő atom formális töltése, amelyet abból a feltételezésből számítunk, hogy a molekula csak ionokból áll.
Egy vegyület legelektronegatívabb elemei negatív oxidációs állapotúak, a kisebb elektronegativitású elemek atomjai pedig pozitív oxidációs állapotúak.
Az oxidációs állapot formális fogalom; egyes esetekben az oxidációs állapot nem esik egybe a vegyértékkel.
Például: N 2 H 4 (hidrazin)
nitrogénoxidációs fok – -2; nitrogén vegyérték - 3.
Oxidációs állapot számítása
Egy elem oxidációs állapotának kiszámításához a következő pontokat kell figyelembe venni:
1. Az atomok oxidációs foka egyszerű anyagokban nullával egyenlő (Na 0; H 2 0).
2. A molekulát alkotó összes atom oxidációs állapotának algebrai összege mindig nulla, és komplex ionban ez az összeg egyenlő az ion töltésével.
3. Az atomok állandó oxidációs állapotúak: alkálifémek (+1), alkáliföldfémek (+2), hidrogének (+1) (kivéve a NaH, CaH 2 stb. hidrideket, ahol a hidrogén oxidációs állapota - 1), oxigén (-2 ) (kivéve F 2 -1 O +2 és –O–O– csoportot tartalmazó peroxidok, amelyekben az oxigén oxidációs állapota -1).
4. Elemeknél a pozitív oxidációs állapot nem haladhatja meg a periódusos rendszer csoportszámával megegyező értéket.
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1 Cl+7O4-2; N-3 H3+1; K2+1 H+1P+5O4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2
Reakciók az oxidációs állapot változásával és anélkül
Kétféle kémiai reakció létezik:
A Reakciók, amelyekben az elemek oxidációs állapota nem változik:
Addíciós reakciók: SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3
Bomlási reakciók: Cu(OH) 2 CuO + H 2 O
Cserereakciók: AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3
NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O
B Reakciók, amelyek során a reagáló vegyületeket alkotó elemek atomjainak oxidációs állapota megváltozik:
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 + 4 HCl - 1 Mn + 2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O
Az ilyen reakciókat redox reakcióknak nevezzük .
Oxidáció, redukció
A redoxreakciók során az elektronok egyik atomról, molekuláról vagy ionról a másikra kerülnek. Az elektronvesztés folyamata az oxidáció. Az oxidáció során az oxidációs állapot növekszik:
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
Az elektronok hozzáadásának folyamata a redukció. A redukció során az oxidációs állapot csökken.
Mn +4 + 2ē Mn +2
Сr +6 +3ē Cr +3
Cl 2 0 +2ē 2Cl -
O 2 0 + 4ē 2O -2
Azok az atomok vagy ionok, amelyek egy adott reakció során elektronokat vesznek fel, oxidálószerek, az elektronokat átadók pedig redukálószerek.
Egy anyag redox tulajdonságai és az alkotó atomok oxidációs állapota
A maximális oxidációs állapotú elemek atomjait tartalmazó vegyületek csak ezen atomok miatt lehetnek oxidálószerek, mert már minden vegyértékelektronjukat feladták, és csak elektronokat képesek befogadni. Egy elem atomjának maximális oxidációs állapota megegyezik a periódusos rendszer azon csoportjának számával, amelyhez az elem tartozik. A minimális oxidációs állapotú elemek atomjait tartalmazó vegyületek csak redukálószerként szolgálhatnak, mivel csak elektronok leadására képesek, mert az ilyen atomok külső energiaszintjét nyolc elektron egészíti ki. A fématomok minimális oxidációs foka 0, nemfémeknél - (n–8) (ahol n a csoport száma a periódusos rendszerben). A közbenső oxidációs állapotú elemek atomjait tartalmazó vegyületek egyaránt lehetnek oxidáló és redukálószerek, attól függően, hogy milyen partnerrel kölcsönhatásba lépnek, és milyen reakciókörülmények vannak.
9.1. Mik a kémiai reakciók?
Ne felejtsük el, hogy bármilyen kémiai reakciót nevezünk kémiai jelenségek természet. Egy kémiai reakció során egyesek lebomlanak, mások pedig kialakulnak. kémiai kötések. A reakció eredményeként egyes vegyi anyagokból más anyagok is keletkeznek (lásd 1. fejezet).
Véghezvitel házi feladat A 2.5. §-val megismerkedett a reakciók négy fő típusának hagyományos kiválasztásával a kémiai átalakulások teljes halmazából, majd ezek elnevezését is javasolta: kombinációs, bomlási, helyettesítési és kicserélődési reakciók.
Példák összetett reakciókra:
C + O 2 = CO 2; (1)
Na 2O + CO 2 = Na 2CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Példák a bomlási reakciókra:
2Ag 2O 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)
Példák helyettesítési reakciókra:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Cserereakciók- kémiai reakciók, amelyek során a kiindulási anyagok kicserélik alkotórészeiket. |
Példák a cserereakciókra:
Ba(OH) 2 + H 2SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (tizenegy)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
A kémiai reakciók hagyományos osztályozása nem fedi le minden sokféleségüket – a négy fő reakciótípus mellett számos bonyolultabb reakció is létezik.
Két másik típusú kémiai reakció azonosítása két fontos nem kémiai részecske, az elektron és a proton részvételén alapul.
Egyes reakciók során az elektronok teljes vagy részleges átvitele megy végbe egyik atomról a másikra. Ilyenkor a kiindulási anyagokat alkotó elemek atomjainak oxidációs állapota megváltozik; a megadott példák közül ezek az 1., 4., 6., 7. és 8. reakciók. Ezeket a reakciókat ún. redox.
A reakciók másik csoportjában egy hidrogénion (H +), azaz egy proton megy át az egyik reagáló részecskéből a másikba. Az ilyen reakciókat ún sav-bázis reakciók vagy protontranszfer reakciók.
A felsorolt példák között ilyen reakciók a 3., 10. és 11. reakciók. Ezekkel a reakciókkal analóg módon a redoxreakciókat néha ún. elektrontranszfer reakciók. Az OVR-rel a 2. §-ban, a KOR-ral pedig a következő fejezetekben ismerkedhet meg.
ÖSSZETÉTELI REAKCIÓK, BOMLÁSI REAKCIÓK, SZubsztitúciós reakciók, CSEREREAKCIÓK, REDOX REAKCIÓK, SAV-BÁZIS REAKCIÓK.
Írja fel a reakcióegyenleteket a következő sémáknak megfelelően:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2O + SO 2Li 2SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + 1 2 AlI 3; e) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; e) Mg + H 3PO 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.
Jelölje meg a reakció hagyományos típusát. Jelölje meg a redox és sav-bázis reakciókat. A redoxreakciókban jelölje meg, hogy az elemek mely atomjai változtatják meg oxidációs állapotukat.
9.2. Redox reakciók
Tekintsük a nagyolvasztókban a vas (pontosabban öntöttvas) vasércből történő ipari előállítása során fellépő redox reakciót:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Határozzuk meg a kiindulási anyagokat és a reakciótermékeket egyaránt alkotó atomok oxidációs állapotát!
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Amint látható, a reakció hatására a szénatomok oxidációs állapota nőtt, a vasatomok oxidációs állapota csökkent, az oxigénatomok oxidációs állapota változatlan maradt. Következésképpen ebben a reakcióban a szénatomok oxidáción mentek keresztül, azaz elektronokat veszítettek. oxidált), a vasatomok pedig – redukció, azaz elektronokat adtak hozzá ( felépült) (lásd a 7.16. pontot). Az OVR jellemzésére a fogalmakat használjuk oxidálószerÉs redukálószer.
Így reakciónkban az oxidáló atomok vasatomok, a redukáló atomok pedig szénatomok.
Reakciónkban az oxidálószer a vas(III)-oxid, a redukálószer a szén(II)-monoxid.
Azokban az esetekben, amikor az oxidáló atomok és a redukáló atomok ugyanannak az anyagnak a részei (példa: az előző bekezdés 6. reakciója), az „oxidáló anyag” és a „redukáló anyag” fogalmak nem használatosak.
Így a tipikus oxidálószerek olyan anyagok, amelyek olyan atomokat tartalmaznak, amelyek hajlamosak elektront nyerni (teljesen vagy részben), csökkentve ezzel oxidációs állapotukat. Az egyszerű anyagok közül elsősorban a halogének és az oxigén, kisebb mértékben a kén és a nitrogén. Összetett anyagokból - olyan anyagok, amelyek magasabb oxidációs állapotú atomokat tartalmaznak, amelyek nem hajlamosak egyszerű ionok képzésére ezekben az oxidációs állapotokban: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) stb.
A tipikus redukálószerek olyan anyagok, amelyek olyan atomokat tartalmaznak, amelyek hajlamosak teljesen vagy részben elektronokat adni, növelve oxidációs állapotukat. Az egyszerű anyagok közé tartozik a hidrogén, az alkáli- és alkáliföldfémek, valamint az alumínium. A komplex anyagok közül - H 2 S és szulfidok (S –II), SO 2 és szulfitok (S +IV), jodidok (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) stb.
BAN BEN általános eset Szinte minden összetett és sok egyszerű anyag oxidáló és redukáló tulajdonságokat is mutathat. Például:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (az SO 2 erős redukálószer);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (az SO 2 gyenge oxidálószer);
C + O 2 = CO 2 (t) (C egy redukálószer);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C egy oxidálószer).
Térjünk vissza a rész elején tárgyalt reakcióhoz.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Felhívjuk figyelmét, hogy a reakció eredményeként az oxidáló atomok (Fe + III) redukáló atomokká (Fe 0), a redukáló atomok (C + II) pedig oxidáló atomokká (C + IV) alakultak. De a CO 2 nagyon gyenge oxidálószer minden körülmények között, és a vas, bár redukálószer, ilyen körülmények között sokkal gyengébb, mint a CO. Ezért a reakciótermékek nem lépnek reakcióba egymással, és nem fordul elő fordított reakció. A megadott példa az OVR áramlási irányát meghatározó általános elv illusztrációja:
A redoxreakciók gyengébb oxidálószer és gyengébb redukálószer képződése irányában mennek végbe.
Az anyagok redox tulajdonságai csak azonos körülmények között hasonlíthatók össze. Bizonyos esetekben ez az összehasonlítás mennyiségileg is elvégezhető.
A fejezet első bekezdéséhez szükséges házi feladat elkészítése során meggyőződött arról, hogy bizonyos reakcióegyenletekben (különösen az ORR-ben) meglehetősen nehéz együtthatókat kiválasztani. Ennek a feladatnak az egyszerűsítésére redoxreakciók esetén a következő két módszert alkalmazzuk:
A) elektronikus mérlegmódszerÉs
b) elektron-ion egyensúly módszer.
Az elektronegyensúly módszert most tanulja meg, az elektron-ion egyensúly módszert pedig általában felsőoktatási intézményekben tanulják.
Mindkét módszer azon alapul, hogy a kémiai reakciókban az elektronok nem tűnnek el és nem jelennek meg sehol, vagyis az atomok által befogadott elektronok száma megegyezik a többi atom által leadott elektronok számával.
Az elektronegyensúly módszerében az adott és elfogadott elektronok számát az atomok oxidációs állapotának változása határozza meg. A módszer alkalmazásakor ismerni kell mind a kiindulási anyagok, mind a reakciótermékek összetételét.
Nézzük meg példákon keresztül az elektronikus mérleg módszer alkalmazását.
1. példa Készítsünk egyenletet a vas és a klór reakciójára. Ismeretes, hogy ennek a reakciónak a terméke vas(III)-klorid. Írjuk fel a reakciósémát:
Fe + Cl 2 FeCl 3.
Határozzuk meg a reakcióban részt vevő anyagokat alkotó összes elem atomjainak oxidációs állapotát:
A vasatomok feladják az elektronokat, a klórmolekulák pedig befogadják azokat. Fogalmazzuk meg ezeket a folyamatokat elektronikus egyenletek:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
Ahhoz, hogy a megadott elektronok száma egyenlő legyen a kapott elektronok számával, az első elektronikus egyenletet meg kell szorozni kettővel, a másodikat pedig hárommal:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
A 2-es és 3-as együttható beépítésével a reakcióvázlatba a reakcióegyenletet kapjuk:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
2. példa Készítsünk egyenletet a fehér foszfor égési reakciójára klórfeleslegben. Ismeretes, hogy a foszfor(V)-klorid a következő körülmények között képződik:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
A fehér foszformolekulák elektronokat adnak fel (oxidálódnak), a klórmolekulák pedig befogadják (redukálják):
| 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 |
Az eredetileg kapott tényezőknek (2 és 20) volt egy közös osztója, amellyel (a reakcióegyenletben szereplő jövőbeli együtthatókhoz hasonlóan) felosztották őket. Reakció egyenlet:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
3. példa Készítsünk egyenletet arra a reakcióra, amely akkor megy végbe, amikor a vas(II)-szulfidot oxigénben pörkölik.
Reakciós séma:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Ebben az esetben a vas(II) és a kén(–II) atomok is oxidálódnak. A vas(II)-szulfid összetétele 1:1 arányban tartalmazza ezen elemek atomjait (lásd az indexeket a legegyszerűbb képletben).
Elektronikus mérleg:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S + IV |
Összesen 7-et adnak e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
A reakcióegyenlet: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
4. példa. Készítsünk egyenletet a vas(II)-diszulfid (pirit) oxigénben pörkölésekor lezajló reakcióra.
Reakciós séma:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Az előző példához hasonlóan itt is oxidálódnak a vas(II)- és a kénatomok, de oxidációs állapota I. Ezen elemek atomjai 1:2 arányban szerepelnek a pirit összetételében (ld. indexek a legegyszerűbb képletben). Ebben a tekintetben a vas- és kénatomok reagálnak, amit az elektronikus mérleg összeállításakor figyelembe vesznek:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I–10 e– = 2S +IV |
Összesen 11-et adnak e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
A reakcióegyenlet: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Vannak bonyolultabb esetek is, amelyek közül néhányat a házi feladat elvégzése közben ismerhet meg.
OXIDÁLÓ ATOM, REDUKÁLÓ ATOM, OXIDÁLÓ ANYAG, REDUKÁLÓ ANYAG, ELEKTRONIKUS EGYENSÚLY MÓDSZER, ELEKTRONIKUS EGYENLETEK.
1. Állítson össze egy elektronikus mérleget a jelen fejezet 1. §-ának szövegében megadott minden OVR egyenlethez.
2. Állítson fel egyenleteket azokra az ORR-ekre, amelyeket a jelen fejezet 1. §-a szerinti feladat végrehajtása során fedezett fel. Ezúttal az elektronikus mérleg módszerét használja az esélyek beállításához. 3.Az elektronegyensúly módszerével alkosson reakcióegyenleteket az alábbi sémáknak megfelelően: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2O 2;
c) Na202 + Na Na20;
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);
l) Mn 2O 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. Exoterm reakciók. Entalpia
Miért fordulnak elő kémiai reakciók?
A kérdés megválaszolásához emlékezzünk arra, hogy az egyes atomok miért egyesülnek molekulákká, miért jön létre izolált ionokból ionkristály, és miért érvényesül a legkisebb energia elve az atom elektronhéjának kialakulásakor. Mindezekre a kérdésekre ugyanaz a válasz: mert energetikailag előnyös. Ez azt jelenti, hogy az ilyen folyamatok során energia szabadul fel. Úgy tűnik, hogy a kémiai reakcióknak ugyanezen okból kellene bekövetkezniük. Valójában sok reakciót lehet végrehajtani, amelyek során energia szabadul fel. Energia szabadul fel, általában hő formájában.
Ha egy exoterm reakció során a hőnek nincs ideje eltávolítani, akkor a reakciórendszer felmelegszik.
Például a metán égési reakciójában
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
annyi hő szabadul fel, hogy a metánt üzemanyagként használják fel.
Az a tény, hogy ez a reakció hőt bocsát ki, tükröződik a reakcióegyenletben:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + K.
Ez az ún termokémiai egyenlet. Itt a "+" szimbólum K" azt jelenti, hogy a metán elégetésekor hő szabadul fel. Ezt a hőt nevezik a reakció termikus hatása.
Honnan származik a felszabaduló hő?
Tudja, hogy a kémiai reakciók során kémiai kötések szakadnak meg és jönnek létre. Ebben az esetben a CH 4 molekulák szén- és hidrogénatomjai, valamint az O 2 molekulák oxigénatomjai közötti kötések megszakadnak. Ilyenkor új kötések jönnek létre: a szén- és oxigénatomok között a CO 2 molekulákban, illetve az oxigén- és hidrogénatomok között a H 2 O molekulákban A kötések felszakításához energiát kell elkölteni (lásd „kötési energia”, „porlasztási energia”). ), és a kötések kialakításakor energia szabadul fel. Nyilvánvaló, hogy ha az „új” kötések erősebbek, mint a „régiek”, akkor több energia szabadul fel, mint amennyi elnyelődik. A felszabaduló és elnyelt energia különbsége a reakció termikus hatása.
A hőhatást (hőmennyiséget) kilojoule-ban mérik, például:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2O (g) + 484 kJ.
Ez a jelölés azt jelenti, hogy 484 kilojoule hő szabadul fel, ha két mol hidrogén reagál egy mol oxigénnel és két mol gáznemű víz (vízgőz) keletkezik.
És így, a termokémiai egyenletekben az együtthatók számszerűen megegyeznek a reaktánsok és reakciótermékek anyagmennyiségével.
Mi határozza meg az egyes reakciók termikus hatását?
A reakció termikus hatása attól függ
a) a kiindulási anyagok és reakciótermékek aggregált állapotáról,
b) a hőmérsékleten és
c) arról, hogy a kémiai átalakulás állandó térfogaton vagy állandó nyomáson megy végbe.
A reakció termikus hatásának az anyagok aggregációs állapotától való függése abból adódik, hogy az egyik aggregációs állapotból a másikba való átmenet folyamatait (mint néhány más fizikai folyamatot) hő felszabadulása vagy elnyelése kíséri. Ez termokémiai egyenlettel is kifejezhető. Példa – termokémiai egyenlet a vízgőz kondenzációjára:
H 2O (g) = H 2O (l) + K.
A termokémiai egyenletekben és szükség esetén a közönséges kémiai egyenletekben az anyagok aggregált állapotát betűindexekkel jelzik:
d) – gáz,
g) – folyékony,
(t) vagy (cr) – szilárd vagy kristályos anyag.
A termikus hatás hőmérséklettől való függése a hőkapacitások különbségeivel függ össze
kiindulási anyagok és reakciótermékek.
Mivel a rendszer térfogata állandó nyomáson az exoterm reakció következtében mindig növekszik, az energia egy része a térfogatnövelő munkára fordítódik, és a felszabaduló hő kisebb lesz, mintha ugyanaz a reakció állandó térfogaton megy végbe. .
A reakciók termikus hatásait általában az állandó térfogatú, 25 °C-on végbemenő reakciókra számítják ki, és ezt a szimbólum jelzi. K o.
Ha az energia csak hő formájában szabadul fel, és a kémiai reakció állandó térfogatban megy végbe, akkor a reakció hőhatása ( K V) egyenlő a változással belső energia(D U) olyan anyagok, amelyek részt vesznek a reakcióban, de ellenkező előjellel:
Q V = – U.
A test belső energiája alatt a molekulák közötti kölcsönhatások összenergiáját, a kémiai kötéseket, az összes elektron ionizációs energiáját, az atommagokban lévő nukleonok kötési energiáját és minden más ismert és ismeretlen típusú energiát értünk, amelyet ez a test „tárol”. A „–” jel annak köszönhető, hogy hő felszabadulásakor a belső energia csökken. Azaz
U= – K V .
Ha a reakció állandó nyomáson megy végbe, akkor a rendszer térfogata változhat. A hangerő növelése érdekében végzett munka is kiveszi a belső energia egy részét. Ebben az esetben
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Ahol Q p– állandó nyomáson végbemenő reakció hőhatása. Innen
Q P = – FELV .
Egyenlő érték U+PV megkapta a nevet entalpia változásés D-vel jelöljük H.
H=U+PV.
Ennélfogva
Q P = – H.
Így a hő felszabadulásával a rendszer entalpiája csökken. Innen ered ennek a mennyiségnek a régi neve: „hőtartalom”.
A termikus hatástól eltérően az entalpia változása jellemzi a reakciót, függetlenül attól, hogy az állandó térfogaton vagy állandó nyomáson megy végbe. Az entalpiaváltozással felírt termokémiai egyenleteket ún termokémiai egyenletek termodinamikai formában. Ebben az esetben az entalpia változás értékét standard körülmények között (25 °C, 101,3 kPa) adjuk meg, jelölve h o. Például:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2O (g) h o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) h o= – 65 kJ.
A reakcióban felszabaduló hőmennyiség függése ( K) a reakció termikus hatásától ( K o) és az anyag mennyisége ( n B) a reakció egyik résztvevőjét (B anyag - kiindulási anyag vagy reakciótermék) a következő egyenlet fejezi ki:
Itt B a B anyag mennyisége, amelyet a termokémiai egyenletben a B anyag képlete előtti együttható határoz meg.
Feladat
Határozza meg az oxigénben elégetett hidrogén mennyiségét, ha 1694 kJ hő szabadul fel!
Megoldás
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. A kristályos alumínium és a klórgáz közötti reakció hőhatása 1408 kJ. Írja fel ennek a reakciónak a termokémiai egyenletét, és határozza meg az alumínium tömegét, amely 2816 kJ hő előállításához szükséges ezzel a reakcióval! 9.4. Endoterm reakciók. Entrópia Az exoterm reakciók mellett olyan reakciók is lehetségesek, amelyekben hő abszorbeálódik, és ha nem szolgáltatják, akkor a reakciórendszert lehűtik. Az ilyen reakciókat ún endoterm. Az ilyen reakciók termikus hatása negatív. Például: Így az ilyen és hasonló reakciók termékeiben a kötések kialakulása során felszabaduló energia kisebb, mint a kiindulási anyagokban lévő kötések felbomlásához szükséges energia.
Vegyünk két lombikot, és töltsük meg az egyiket nitrogénnel (színtelen gáz), a másikat pedig nitrogén-dioxiddal ( barna gáz) úgy, hogy a nyomás és a hőmérséklet a lombikban azonos legyen. Ismeretes, hogy ezek az anyagok nem lépnek kémiai reakcióba egymással. A lombikokat szorosan kössük össze a nyakukkal, és szereljük fel függőlegesen úgy, hogy a nehezebb nitrogén-dioxidot tartalmazó lombik alul legyen (9.1. ábra). Egy idő után látni fogjuk, hogy a barna nitrogén-dioxid fokozatosan átterjed a felső lombikba, és a színtelen nitrogén behatol az alsóba. Ennek eredményeként a gázok összekeverednek, és a lombik tartalmának színe azonos lesz. És így,
Az entrópia közötti kapcsolat egyenletei ( S) és egyéb mennyiségeket fizika és fizikai kémia tanfolyamokon tanulnak. entrópia mértékegysége [ S] = 1 J/K. G= H–T S A spontán reakció feltétele: G< 0. Nál nél alacsony hőmérsékletek A reakció bekövetkezésének lehetőségét meghatározó tényező nagyobb mértékben az energiatényező, ha pedig magas, az entrópiatényező. A fenti egyenletből különösen világos, hogy miért kezdődnek meg emelt hőmérsékleten azok a bomlási reakciók, amelyek nem szobahőmérsékleten mennek végbe (növekszik az entrópia). ENDOTHERMIKUS REAKCIÓ, ENTRÓPIA, ENERGIATÉNYEZŐ, ENTRÓPIA TÉNYEZŐ, GIBBS ENERGIA. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) –46 kJ. Írja fel a termokémiai egyenletet, és számolja ki, mennyi energia szükséges 1 kg réz előállításához ebből a reakcióból! CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ 24,6 liter szén-dioxid keletkezett. Határozza meg, mennyi hőt pazaroltak el haszontalanul. Hány gramm kalcium-oxid keletkezett? |
A kémiai reakció olyan folyamat, amelynek során a kiindulási anyagok reakciótermékekké alakulnak. A reakció befejeződése után nyert anyagokat termékeknek nevezzük. Felépítésükben, összetételükben vagy mindkettőben eltérhetnek az eredetitől.
Az összetétel változásai alapján a következő típusú kémiai reakciókat különböztetjük meg:
- összetétel változásával (legtöbbjük);
- az összetétel megváltoztatása nélkül (az egyik allotróp módosulat izomerizációja és átalakítása a másikba).
Ha egy anyag összetétele nem változik a reakció következtében, akkor szükségszerűen megváltozik a szerkezete, pl.: Cgrafit↔Salmaz
Tekintsük részletesebben az összetétel változásával fellépő kémiai reakciók osztályozását.
I. Az anyagok száma és összetétele szerint
Összetett reakciók
Az ilyen kémiai folyamatok eredményeként több anyagból egy anyag keletkezik: A + B + ... = C
Csatlakoztatható:
- egyszerű anyagok: 2Na + S = Na2S;
- egyszerű komplexszel: 2SO2 + O2 = 2SO3;
- két komplex: CaO + H2O = Ca(OH)2.
- kettőnél több anyag: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
Bomlási reakciók
Az ilyen reakciókban egy anyag több másikra bomlik: A=B+C+...
A termékek ebben az esetben lehetnek:
- egyszerű anyagok: 2NaCl = 2Na + Cl2
- egyszerű és összetett: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
- két komplex: CaCO3 = CaO + CO2
- kettőnél több termék: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2
Szubsztitúciós reakciók
Olyan reakciók, amelyekben egyszerű és összetett anyagok reagálnak egymással és az atomokkal egyszerű anyag helyettesítik az egyik elem atomjait egy komplexben, és ezeket szubsztitúciós reakcióknak nevezzük. Sematikusan az atomok helyettesítésének folyamata a következőképpen ábrázolható: A + BC = B + AC.
Például CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
Cserereakciók
Ebbe a csoportba azok a reakciók tartoznak, amelyekben két összetett anyagok cserélje ki alkatrészeiket: AB + CD = AD + CB. Berthollet szabálya szerint az ilyen reakciók visszafordíthatatlan előfordulása lehetséges, ha legalább az egyik termék:
- üledék ( oldhatatlan anyag): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
- alacsony disszociációjú anyag: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
- gáz: NaOH + NH4Cl = NaCl + NH3 + H2O (először ammónia-hidrát NH3 H2O képződik, amely kézhezvétel után azonnal ammóniává és vízzé bomlik).
II. Termikus hatás alapján
- Hőtermelő
— hőkibocsátással járó folyamatok:
C + O2 = CO2 +Q - Endoterm
- reakciók, amelyek során hő abszorbeálódik:
Cu(OH)2 = CuO + H2O – Q
III. A kémiai reakciók típusai irány szerint
- Megfordítható olyan reakciók, amelyek egy időben mennek végbe előre és hátrafelé: N2+O2 ↔ 2NO
- Visszafordíthatatlan A folyamatok a befejezésig tartanak, vagyis addig, amíg a reagáló anyagok közül legalább egy teljesen el nem fogy. Példák visszafordíthatatlan reakciók a cseréket fentebb tárgyaltuk.
IV. Katalizátor jelenléte szerint
V. Az anyagok aggregáltsági állapota szerint
- Ha minden reagens ugyanabban van aggregáció állapotai, a reakciót nevezik homogén. Az ilyen folyamatok a teljes kötetben előfordulnak. Például: NaOH + HCl = NaCl + H2O
- Heterogén különböző aggregációs állapotú anyagok közötti reakciók, amelyek a határfelületen mennek végbe. Például: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
VI. A kémiai reakciók típusai a reagáló anyagok oxidációs állapotának változása alapján
- Redox (ORR) - reakciók, amelyek során a reagáló anyagok oxidációs állapota megváltozik.
- Reakciók zajlanak az oxidációs állapot megváltoztatása nélkül reagensek (BISO).
Az égés és a helyettesítés folyamata mindig redox. A cserereakciók az anyagok oxidációs állapotának megváltoztatása nélkül mennek végbe. Az összes többi folyamat lehet OVR vagy BISO.
