Примеры реакций протекающих без изменения степени окисления элементов: Реакции без изменения степени окисления атомов примеры. Электроотрицательность

Содержание

Реакции без изменения состояния окисления элементов

    По количеству энергии, необходимой для изменения состояния окисления, элементы различаются между собой. Правильный выбор реагентов дает возможность окислить или восстановить определяемый элемент в присутствии других элементов переменной валентности. Реакции окисления — восстановления связаны с изменением энергии, поэтому наиболее подходящий окислитель или восстановитель можно выбрать на основании энергетических расчетов. Таким же путем можно предсказать характер взаимодействия группы элементов сданным окислителем или восстановителем. [c.367]
    Гидролиз. Без изменения состояния окисления элементов обычно протекает и гидролиз. В общем случае под гидролизом понимают реакции обменного разложения между водой и соответствующим соединением. Гидролиз является частным случаем сольволиза — обменного разложения растворенного вещества и растворителя.
[c.192]

    Различают реакции с изменением и без изменения степеней окисления элементов. Понятно, что такое деление условно и основано на формальном признаке — возможности количественного определения условной величины — степени (состояния) окисления элемента. Неизменность степени окисления элементов при химических превращениях вовсе не означает, что не происходит перестройки электронных структур взаимодействующих атомов, ионов и молекул. Конечно, и в этом случае протекание реакции обязательно связано с ббльшим или меньшим изменением характера межатомных, межионных и межмолекулярных связей, а следовательно, и эффективных зарядов атомов. [c.159]

    Вез изменения степени (состояния) окисления элементов обычно протекает гидролиз.В общем случае под гидролизом понимают реакции обменного разложения между водой и соответствующим соединением. Гидролиз является частным случаем сольволиза — обменного разложения растворенного вещества и растворителя. Механизм гидролиза для разных типов соединений весьма различен.

Так, гидролиз соединений, распадающихся в растворе на ионы, можно рассматривать как результат поляризационного взаимодействия ионов с их гидратной оболочкой. Характер и степень распада молекул гидратной оболочки зависят [c.227]

    Без изменения степени (состояния) окисления элементов обычно протекает гидролиз. В общем случае под гидролизом понимают реакции обменного разложения между водой и соответствующим соединением. Гидролиз является частным случаем сольволиза — обменного разложения растворенного вещества и растворителя. Механизм гидролиза для разных типов соединений весьма различен. Так, гидролиз соединений, распадающихся в растворе на ионы,. можно рассматривать как [c.208]

    В предыдущих главах основное внимание уделялось таким реакциям, в которых изменения в координационной сфере можно было рассматривать совершенно независимо от изменения степени окисления, и наоборот. В ряде случаев это различие между такими процессами представляется достаточно условным, как, например, в случае окислительно-восстановительной реакции во внутренней сфере комплекса, происходящей с образованием и разрушением мостиковых связей путем замены лигандов.

Однако даже и в этом случае обычно можно рассматривать замещение и окисление-восстановление как разные этапы многостадийного процесса. В этой главе мы увидим, как можно применить принципы, установленные для простых реакций, к системам, в которых эти два этапа очень тесно связаны между собой. Основным фактором, определяющим те изменения в координационной сфере, которые вызываются окислением-восстановлением, является соотношение между собой электронной конфигурацией в окисленном и восстановленном состоянии центрального атома и координационным числом. Если рассмотреть эту проблему в общем виде, то можно установить, что в случае ионных соединений элементов 0-блока (один из предельных случаев) координационные числа определяются взаимодействием таких факторов, как заряд, электроотрицательность и размер лиганда, способ координации лигандов около центрального атома и другие стерические эффекты. В то время как в случае ковалентных соединений (другой предельный случай) координационное число в значительной степени зависит от характера атомных орбиталей центрального атома, которые могут быть использованы для образования связей металл— лиганд, в ковалентных комплексах действует правило 18 электронов при этом предполагается, что несвязанные 
[c. 220]


    Электродвижущие силы. Электродные процессы как в гальванических элементах, так и при электролизе всегда связаны с изменением заряда атомов (ионов) или атомных групп, т. е. представляют собой окислительно-восстановительные реакции. Для получения электрического тока необходимо провести окислительно-восстановительную реакцию в такой форме, чтобы процессы окисления и восстановления происходили раздельно (на разных электродах) и в результате этого электроды переводились бы в такие состояния, при которых электрические потенциалы их были различны. 
[c.415]

    Эффективность присадки зависит от валентного состояния и положения элементов в молекуле присадки, наличия функциональных групп, их синергизма и других факторов. Применение фосфор-, серу-, кислород- и азотсодержащих соединений в качестве присадок к смазочным маслам тесно связано с особенностью электронной структуры этих элементов. Взаимодействие их с металлической поверхностью деталей двигателя приводит к модифицированию последней (изменению структуры) и за счет образования защитных пленок обеспечиваются противокоррозионные, противоизносные и противозадирные свойства указанных соединений в растворе масел.

Кроме того, присадки, содержащие эти элементы, стабилизируют масло, обрывая цепь окисления по реакции с пер-оксидными радикалами и разрушая гидропероксиды. [c.9]

    Реакции, сопровождающиеся изменением валентного состояния (степени окисления) атомов элементов в молекулах, ионах или кристаллических веществах, называются окислительно-восстановительными. [c.259]

    Для окисления этилена в окись этилена на Ag и для окисления пропилена в акролеин на смешанных окислах наблюдается явное соответствие между изменением селективности действия контакта под влиянием добавок и работой выхода [18]. Причина этого может заключаться в разной заряженности переходных комплексов на независимых этапах или направлениях реакции, определяющих скорости мягкого и глубокого окисления. Объединение добавок в группы по знаку и в ряды по величине изменения работы выхода могло бы быть весьма полезным для подбора селективных катализаторов окислительно-восстановительных реакций.

По нашим данным, щелочные и щелочноземельные элементы, в элементарном состоянии и в виде окислов, сильно уменьшают, а галогены, кислород, сульфат-ионы— повышают работу выхода. [c.29]

    Из вышеприведенных данных следует, что энергия отдачи атомов в результате реакции п, у) явно недостаточна для процессов кинетической активации и образования многократно заряженных ионов. Не может произойти и встряска электронной оболочки вследствие внезапного изменения атомного номера ядра, так как при этом образуется радиоактивный изотоп того же самого элемента. И тем не менее при облучении тепловыми нейтронами химических соединений, не находящихся в своем наивысшем окисленном состоянии, после реакции п, у) иногда наблюдается появление радиоактивных атомов в состоянии более высокого окисления. Так, при облучении соединений двухвалентного олова обнаруживается фракция радиоактивных изотопов олова в четырехвалентном состоянии. 

[c.239]

    Элементы группы азота обнаруживают еще более разнообразные тенденции к изменению свойств, чем халькогены, причем часто образование тех или иных продуктов в большей степени зависит от скоростей реакций, чем от положения равновесия в них. Азот — типичный неметалл, в водных растворах его соединений для азота характерно существование трех устойчивых степеней окисления, однако в силу кинетических причин возможно образование большого числа других состояний. Висмут уже вполне типичный металл и существует только в двух относительно устойчивых состояниях, одно из которых — свободный элемент. Фосфор и мышьяк довольно реакционноспособны мышьяк обладает несколькими метастабильными состояниями, а фосфор значительным их числом. 

[c.470]

    Относится ли данная реакция к окислительно-восстановительным Если принимать во внимание изменение величины валентности, то можно сказать, что здесь атомы водорода и хлора не изменяют своей валентности. Водород и хлор одинаково одновалентны как в Нг и СЬ, так и в НС1. Здесь происходит лишь перераспределение связей и оттягивание связующей пары электронов в сторону более электроотрицательного атома хлора. Поэтому условились ввести в химию представление о степени окисления, характеризующей состояние элемента в соединениях. Образование молекул простых веществ и соединений с полярной и ионной связью сопровождается появлением электронных пар. Различие состоит в том, что в первом случае электронная пара никуда не оттягивается и симметрично расположена между ядрами обоих- атомов, во втором— частично оттягивается к ядру атома более электроотрицательного элемента и в третьем — оттягивается полностью. 

[c.68]


    Реакции без изменения состояния окисления элементов чаще всего протекают в газовых и жидких растворах с участием ионов. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждой системе ионов при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования относительно мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов малорастворимых или летучих соединений правило Бертолле). Так, в реакции нейтрализации ионное равновесие смещается в сторону образования мало ионизирующихся молекул растворителя, например в водном растворе  [c.
207]

    Атомам в соединениях и комплексных ионах приписывают степень окислении, чтобы иметь возможность описывать перенос электронов при химических реакциях. Составление уравнения окислительно-восстановительной реакции основывается на требовании выполнения закона сохранения заряда (электронов). Высшая степень окисления атома, как правило, увеличивается с ростом порядкового номера элемента в пределах периода. Например, в третьем периоде наблюдаются такие степени окисления На + ( + 1), Мя» + ( + 2), А1 -» ( + 3), 81Си( + 4), РР5(5), 8Рв( + 6) и СЮЛ + 7). Степень окисления атома часто называется состоянием окисления атома (или элемента) в соединении. Реакции, в которых происходят изменения состояний окисления атомов, называются окислительно-восстановительными реакциями. В таких реакциях частицы, степень окисления которых возрастает, называются восстановителями, а частицы, степень окисления которых уменьшается, называются окислителями. В окислительно-восстановительной реакции происходит перенос электронов от восстановителя к окислителю. Частицы, подверженные самопроизвольному окислению — восстановлению, называются диспропорционирующими. В полном уравнении окислительно-восстановительной реакции суммарное число электронов, теряемых восстановителем, равно суммарному числу электронов, приобретаемых окислителем. Грамм-эквивалент окислителя или восстановителя равен отношению его молекулярной массы к изменению степени окисления в рассматриваемой реакции. Нормальность раствора окислителя или восстановителя определяется как число его эквивалентов в 1 л раствора. Следовательно, нормальность раствора окислителя или восстановителя зависит от того, в какой реакции участвует это вещество. [c.456]

    Изменения состояния переходных элементов в результате предварительных обработок цеолитов оказывают значительное влияние и на каталитические свойства последних. Авторы наряду с исследованиями методом РФЭС изучали свойства цеолитных катализаторов в отношении некоторых реакций го-момолекулярного изотопного обмена кислорода [14], окисления окиси углерода [15] и алкилирования бензола этиленом [16]. Эти работы позволили выявить формы переходных элементов, ответственные за катализ. Было показано, в частности, что низкотемпературная активность никелевой и кобальтовой форм в реакции гомомолекулярного обмена кислорода вызвана восстановлением никеля и кобальта до металлического состояния, а выдержка цеолитов в кислороде приводила к исчезновению активности. [c.111]

    При обсуждении окислительно-восстановительных реакций часто говорят об изменении степеней окисления нли окислительных состояний реагентов. В случае ионов степень окисления элемента совпадает с зарядом иона. Степени окисления железа и хлора в РеС12 равны Ре=+2, С1 = = — 1. Окисление приводит к увеличению степени окисления железо окисляется от степени окисления + 2 в РеСи до степени окисления +3 в РеС1з. [c.67]

    При рассмотрении химии водных растворов уранидов необходимо констатировать обилие окислительно-восстановительных реакций и широкие пределы значений электрохимических потенциалов, характеризующие состояния окисления для америция, например, известны потенциалы от —2,3 до +2,4 в [3]. Изменения величин потенциалов для элементов от урана до америция определяют широкое разнообразие реакций, проводимых посредством восстановителей и окислителей, что дает возможность легко и с большой полнотой производить разделения химическими способами, основываясь на разнообразии и богатстве химических приемов. Ничего подобного невозможно для лантанидов и маловероятно для кюридов. Рассмотрим для примера действие перекиси водорода, реактива очень важного и характерного в неорганической химии. [c.131]

    Состояние определяемых элементов. Большое число различных водопользователей с их требованиями к анализу потребляемых и сточных вод, многообразие компонентов, допустимые концентрации которых нормируются соответствующими организациями (см. выше), требуют разработки методов определения большого числа индивидуальных минеральных и органических компонентов. Истинное число подлежапщх определению компонентов в действительности существенно больше нормируемых. Это обусловлено, с одной стороны, необходимостью детального исследования механизма процессов, протекающих в природных водоемах,— сложных реакторах, включающих помимо всего прочего гидроби-онты и продукты их разложения с другой стороны, многообразие протекающих в воде реакций существенно изменяет природу, состав и свойства естественных и вносимых со сточными водами различных компонентов. Для неорганических соединений это — реакции, связанные с изменением валентности и гидролизом, комплексообразовапием элементов, а также с сорбцией взвешенными частицами и донными отложениями, биологическим концентрированием. Для органических соединений это — окисление, минерализация, сорбция, биологическое концентрирование и ассимиляция. Такая метаморфизация компонентов часто существенно искажает результаты их определения по обычным методикам, предложенным для модельных или технологических растворов. Работа по изучению процессов, протекающих в водоемах, требует всестороннего физико-химического изучения одно- и многокомпонентных систем с привлечением средств современной вычислительной техники. Она начата сравнительно недавно и ограничивается пока изучением отдельных элементов [ 7 ]. [c.11]

    НИЯ и отдачи ядра должны быть достаточно большими для отрыва электронов от атома, и можно ожидать, что атом перейдет в состояние с наиболее устойчивой конфигурацией. Хорошим примером отделения продуктов облучения от материала мишени, основанного на изменении степени окисления, является отделение активного теллура. Теллур в форме НеТеОв можно облучить либо нейтронами, либо гамма-лучами, причем атомы активного теллура, получающиеся по (у, п)- или п, 7)-реакциям, как оказалось, имеют степень окисления (+1У). Так как теллур со степенью окисления (+1У) легче восстановить, чем теллур со степенью окисления (-+-У1), то, использовав ЗОа для избирательного восстановления теллура с более низкой степенью окисления до свободного состояния, можно провести разделение. Этот метод был использован и для нескольких других элементов он может быть, по-видимому, применен в любом случае, когда атом элемента в менее устойчивом окисленном состоянии не обменивается слишком быстро с атомом того же элемента в более устойчивом окисленном состоянии. Очень важным применением этих реакций обогащения является получение радиоактивных источников. Как известно вид бета-спектра зависит от толщины источника. Это объясняется энергетическими потерями бета-лучей во время их прохождения сквозь массу образца. Действительно, бета-лучи с низкой энергией могут быть полностью поглощены в толстом источнике. По этой причине используют источники с ничтожно малой толщиной. Они постоянны в отношении поглощения бета-лучей. Однако, когда требуется знать энергию бета-лучей, то необходимо иметь образцы с большой удельной активностью. Именно для их получения и важны реакции типа Сциларда — Чалмерса. [c.421]

    Для того чтобы можно было измерить величину Е, соответствующую требуемому изменению состояния, необходимо осуществить это изменение состояния таким образом, чтобы происходило выделение электрической энергии. Это выполнимо, если процесс относится к реакциям окисления-восстановления последние могут быть осуществлены в гальванических элементах, состоящих из двух электродов, на одном из которых идет процесс окисления, а на другом — процесс восстановления. Если мы представим себе элемент, электроды которого, сделанные из химически инертного металла (например, платины), находятся—один в атмосфере водорода, а дрзтой — в атмосфере хлора и погружены оба в раствор НС1 определенной молярности то такой элемент можно будет изобразить схемой  [c. 95]

    Формальный элемент элемент) — совокупность химических частиц определенного сорта, формально сохраняющихся в рассматриваемом ряду превращений (изменений состояния). Аналогия с понятием элемент является очевидной. Однако данное определение допускает возможность рассматривать в качестве формально сохраняющихся частиц не только атомы, но и простые или стехиометрически сложные ионы, радикалы и любые другие многоатомные группировки (С1 , С(1 +, S N ЗО С0(КНа)2 и т. п.). В этом отношении понятие элемент шире обычного понятия химический элемент . Но так как в каждом конкретном случае речь идет об определенной области состояний сложной химической системы, а ее разбиение на элементы опирается па конкретную совокупность знаний и преследует определенную, характерную для данной задачи цель, наше понятие значительно уже обычного. Особенно полезным сформулированное понятие элемент может оказаться при сравнительном анализе наборов реакций (веществ, состояний веществ и многокомпонентных систем) без изменения окислительных чисел (степеней окисления). При наличии таких изменений в список элементов необходимо включить электроны и допустить, что их число в химическом соединении элементов может быть не только положительным, но и отрицательным. [c.11]

    Аналогичным путем можно представить окисление P I3 в P I5. Следует обратить внимание на то обстоятельство, что изменение степени окисления не является обязательным условием для протекания окислительно-восстановительных реакций. Как правило, процессы окисления и восстановления органических веществ не сопровождаются изменением степени окисления образующих их элементов. Например, в реакциях гидрирования и дегидрирования органических веществ электроны переносятся с помощью электронодоиоров — атомов водорода, с сохранением валентности всех элементов как в окисленном, так и в восстановленном состояниях. В обратимых органических окислительно-восстановительных системах, простейшей из которых является система хннон-гидрохинон, переход электронов может быть осуществлен непосредственно  [c. 8]

    Степень окисления и окислительное число. При реакциях образования ионных соединений переход электронов от одних реагирующих атомов или ионов к другим сопровождается соответствующим изменением величины или знака их электровалентности. При образовании соединений ковалентной природы такого изменения электровалент-. ного состояния атомов фактически не происходит, а только имеет место перераспределение электронных связей, причем валентность элементов исходных реагирующих веществ не изменяется. В настоящее время для характеристики состояния элемента в соединениях введено условное понятие степени окисления. Численное выражение степени окисления называют окислительным числом. [c.16]

    Кривые титрования по методу окисления — восстановления. Наиболее четко связь между системами титруемого или соответственно титрующего веществ и степенью оттитровывания т проявляется при титровании по методу окисления — восстановления. В этом случае т рассматривают в качестве параметра, являющегося функцией потенциала. Соединения, содержащие элементы, способные существовать в нескольких степенях окисления, перед титрованием следует перевести в одно определенное окислительное состояние. Если предположить, что окислительно-восстановительная система состоит только из окисленной или только из восстановленной формы, то по уравнению Нернста (см. стр. 50) это соответствует бесконечной величине потенциала, что практически неосуществимо. Благодаря способности очень многих веществ к окислению или восстановлению всегда имеется возможность изменения другой окислительно-восстановительной системы (хотя бы, например, за счет окисления или восстановления воды). Несмотря на то что концентрация сопряженных окислителя и восстановителя в этом случае все еще остается исчедающе малой, она все-таки составляет конечную величину. Поэтому значение потенциала в начальной точке кривой окислительно-восстановительного титрования непосредственно по уравнению Нернста определить нельзя. Дальнейшее описание окислительно-восстановительного, равновесия при титровании по реакцииЯ [c. 64]

    Рассмотрим обратимые окислительно-восстановитель-ные потенциалы, сопровождающие реакции с изменением валентности элементов. Если металлический индифферентный электрод опустить в раствор, где присутствуют ионы какого-либо вещества в окисленной и восстановленной формах, то потенциал такого электрода будет целиком определяться соотношением концентраций и природой веществ, находящихся в испытываемом растворе. Соответствующие потенциалы называются окислительно-восстановительными или редоксипотенциала-ми. Они, очевидно, отвечают равновесному состоянию по электронам, участвующим в окислительно-восстановительной реакции компонентов. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. Металлический индифферентный электрод типа гладкой платины в данном случае выполняет роль только передатчика электронов. [c.165]

    Изменение химических свойств в ряду А1-1-Вг-С1 в основном определяется закономерным з меньшением размеров пз- и пр-в -лентных орбиталей, но при переходе от хлора к фтору кроме того резко меняется состояние всей электронной оболочки, так как в атоме фтора отсутствуют остовные / -электроны и вакантные -АО. Следствием этого является заметное отличие свойств фтора от свойств остальных элементов группы. В частности, энергия связи Р—Е аномально мала (159 кДж/моль), заметно меньше, чем у хлора (242 кДж/моль) и брома (192 кДж/моль). Это делает молекулу Еа исключительно реакционноспособной фтор непосредственно реагирует со всеми злементами, кроме Не, Ne и Аг, образуя в большинстве случаев соединения, в которых элементы находятся в максимально возможных степенях окисления В1Г5, 8Еб, ОзЕ7, причем многие реакции со фтором идут уже при стандартных условиях. [c.265]

    Взаимоотношения между гомогенным и гетерогенным катализом изучены лишь слабо главным образом потому, что элементы, способные дать начало обоим видам катализа, пе исследованы по всему интервалу переменных (например, pH и концентрации), определяюнгих состояние катализатора. В качестве катализатора, нри котором можно наблюдать переход от гомогенного механизма к гетерогенному, можно назвать железо. В кислом растворе реакция чисто гомогенная. Однако если увеличивать pH, начинает появляться коллоидное вещество и одновременно происходит изменение скорости (см. рис. 76 на стр. 440). При еще более высоких pH может наблюдаться образование макроскопического осадка, а также и другие кинетические изменения. На скорость катализа могут влиять и изменения физической формы (наличие носителя для катализатора, спекание катализатора или изменение кристаллической структуры). Хотя еще не вполне точно определен pH, при котором начинает появляться коллоидное вещество, не подлежит никакому сомнению факт перехода от гомогенного разложения к гетерогенному при повышении pH. Однако существуют еще значительные неясности по вопросу природы изменения механизма. В некоторых случаях оба вида разложения могут быть качественно объяснены одним и тем же механизмом, например циклическим окислением и восстановлением. В то же время образование комплекса или осаждение катализатора в коллоидном или твердом состоянии может определить т -долю от общего количества имеющегося катализатора, которая способна фактически участвовать в реакции и таким образом влиять на наблюдаемую скорость разложения. Такого рода случай комплексообразования встречается при катализе полимеризации действием перекисей [79]. При чисто гетерогенном катализе наблюдаемая скорость зависит от степени дисперсности твердого катализатора, так как эта дисперсность определяет размер поверхности, находящейся в контакте со средой. Наоборот, вполне возможно, что при переходе от гомогенной системы к гетерогенной коренным образом изменяется и характер реакции, которой подвергается перекись водорода, например ионный механизм может перейти в радикальный. Возможно, что при изменении условий имеется сравнительно тонкая градация в переходе от одного механизма к другому. При выяснении различий гомогенного и гетерогенного катализа нужно всегда учитывать возможное влияние адсорбции из раствора на гомогенный катализ. Так, одновалентное серебро, не обладающее каталитическими свойствами нри гомогенном диспергировании, легко адсорбируется стеклом [80]. В адсорбированном состоянии оно может нриобрести каталитические свойства в результате либо истинного восстаровления до металла, либо только поляризации [81]. Последующее использование поверхности стекла в контакте с более щелочным раствором также может активировать адсорбированное серебро. Это особенно заметно в случае поверхности стеклянного электрода. [c.393]

    В среде чистого воздуха мосты находятся в уравновешенном состоянии. В метано-воздушной среде на поверхности рабочих элементов / 1 и происходит реакция окисления метана, сопровождающаяся вьщелением тепловой энергии. За счет притока тепла температура ТПЭ возрастает, что вызывает увеличение сопротивлений и перераспреде.ггение падений напряжения в ветвях асЬ обоих мостов. При этом значения сопротивлений в ветвях ас Ь этих мостов останутся неизменными. Следовательно, выходные сигналы в рассматриваемых схемах всецело определяются изменением падений напряжения на рабочих элементах и их значения составляют [c.688]


Урок 5. классификация химических реакций — Химия — 11 класс

Химия, 11 класс

Урок № 5. Классификация химических реакций

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: урок посвящён изучению способов классификации химических реакций и системам классификации химических реакций.

Глоссарий

Гетерогенные реакции – реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах, при этом реакция протекает на границе раздела фаз.

Гомогенные реакции – реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в одной фазе.

Катализатор – вещество, увеличивающее скорость химической реакции, но само при этом остающееся неизменным.

Необратимые реакции – реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.

Обратимые реакции – реакции, протекающие одновременно в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов.

Реакции замещения – реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.

Реакции обмена – реакции между двумя сложными веществами, в результате которых они обмениваются своими составными частями.

Реакции разложения – реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.

Реакции соединения – реакции, в результате которых из двух или нескольких исходных веществ образуется одно сложное вещество.

Химическая реакция (химическое превращение) – процесс, в котором одно или несколько веществ превращаются в другие вещества.

Экзотермическая реакция – реакция, сопровождающаяся выделением энергии (тепла).

Эндотермическая реакция – реакция, сопровождающаяся поглощением энергии (тепла).

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тестов по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

  • Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Химическая реакция – это процесс, в котором одно или несколько веществ превращаются в другие вещества. Выбирая определённые критерии, которые лягут в основу нашего описания, мы можем классифицировать и описать любую химическую реакцию с разных «точек зрения».

Рассмотрим, какие критерии могут лежать в основе разных классификаций химических реакций.

Первый критерий – число и состав реагирующих и образующихся веществ. Мы можем выделить реакции: соединения, разложения, замещения и обмена. Кроме этого, нам могут встретиться реакции, в ходе которых изменение состава веществ не происходит. Примерами таких реакций будут превращения одних аллотропных модификаций в другие, а также реакции изомеризации.

Если в основу классификации мы положим изменение степени окисления атомов элементов, то все реакции разделятся на две категории: окислительно-восстановительные и реакции, при которых изменение степени окисления не происходит.

В зависимости от использования катализатора, реакции могут являться каталитическими либо некаталитическими.

Если нас заинтересует смещение химического равновесия во время химического превращения, тогда мы увидим, что некоторые реакции окажутся обратимыми, а некоторые будут проходить до конца полностью и безвозвратно – необратимо.

По фазовому составу можно разделить реакции на гомогенные, при которых реагенты и продукты находятся в одной фазе, и гетерогенные, в которых реагенты и продукты находятся в разных фазах, а реакции происходят на границе раздела фаз.

Также реакции можно различить по виду энергии, которая их инициирует: таким образом реакции могут быть радиационные, фотохимические, термохимические и электрохимические.

В зависимости от теплового эффекта можно выделить реакции экзотермические, в ходе которых тепло выделяется, и эндотермические, при которых происходит поглощение тепла.

В заключение, можно посмотреть на реакции с точки зрения их механизма и тогда большинство реакций можно будет разделить на те, которые проходят по радикальному механизму, и те, что проходят по ионному.

Химические реакции следует отличать от ядерных. В результате химических реакций общее число атомов каждого химического элемента и его изотопный состав не меняются. Ядерные же реакции – это процесс превращения атомных ядер в результате их взаимодействия с другими ядрами или элементарными частицами.

Как мы видим, классификация химических реакций многопланова, то есть в ее основу положены различные признаки. Но под любой из таких признаков могут быть отнесены реакции как между неорганическими, так и между органическими веществами.

Для примера рассмотрим реакцию разложения осадка гидроксида меди (II) с образованием оксида меди (II) и воды.

Cu(OH)2 → CuO + H2O

По количеству и характеру реагентов и продуктов эта реакция относится к типу реакций разложения – из одного сложного вещества мы получаем два новых сложных. В ходе реакции степени окисления атомов элементов остаются прежними, значит, это превращение относится к реакциям без изменения степеней окисления. Для осуществления такой реакции нам не требуется катализатор, поэтому это будет превращением некаталитическим. При разложении нерастворимого гидроксида меди (II) мы получаем нерастворимый в воде оксид меди (II), поэтому, если мы попробуем провести реакцию между оксидом меди (II) и водой, у нас ничего не выйдет. Значит, реакция разложения гидроксида меди (II) является необратимой. В качестве реагента выступает твердое вещество, а в качестве продуктов – твердый оксид меди (II) и водяной пар, поэтому по фазовому составу такая реакция является гетерогенной. Реакция разложения гидроксида меди (II) начинается при его нагревании, температура превращения составляет около 80 °С. Значит, по виду энергии, инициирующей реакцию, эта реакция является термохимической. Для «запуска» этой реакции требуется нагревание, следовательно, теплота, которую мы подводим извне, будет поглощаться и полученная энергия будет расходоваться на перестройку структуры. Такая реакция относится к эндотермическим.

В итоге мы видим, что любая химическая реакция может быть одновременно и полно охарактеризована по различным критериям.

Классификация химических реакций разнообразна. Такой комплексный подход позволяет рассмотреть и изучить каждое превращение со всех возможных сторон и понять его максимально полно.

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЙ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

Пример 1.

Введите формулу недостающего продукта реакции.

CH3COOH + Ca(OH)2 → … + H2O.

Решение

Мы видим, что первое вещество в этой реакции – это уксусная кислота, а второе – гидроксид кальция. Вспоминаем, что реакция между кислотой и основанием – это реакция нейтрализации. Продуктами подобных реакций являются соль и вода. Вода уже записана в правой части уравнения, остается вписать туда формулу соль. Это должна быть кальциевая соль уксусной кислоты – ацетат кальция. Ацетат-ион одновалентен, а ион кальция – двухвалентен, следовательно, на каждый ион кальция приходится два ацетат-иона. Его формула (CH3COO)2Ca. Записываем формулу на место пропуска.

Пример 2.

К каким типам реакций относится промышленный синтез аммиака?

  1. Реакция соединения
  2. Реакция обмена
  3. Электрохимическая реакция
  4. Радиохимическая реакция
  5. Гомогенная реакция
  6. Каталитическая реакция

Решение.

Реакция синтеза аммиака: N2 + H2 → NH3

Два простых вещества реагируют друг с другом с образованием сложного вещества. Следовательно, по определению, такая реакция будет реакцией соединения. Значит, «обмен» можно смело вычеркивать. Реакция синтеза аммиака происходит при высокой температуре и очень высоком давлении в присутствии катализатора. Выходит, что по типу энергии, инициирующей реакцию, эта реакция будет термохимической. Такого варианта у нас нет, значит оба предложенных варианта не подходит (электрохимическая и радиохимическая). Мы сказали, что для реакции требуется катализатор, поэтому эта реакция является каталитической. Все три вещества – азот, водород и аммиак – являются газообразными веществами, значит, реакция относится к типу гомогенных.

Открытый урок по химии в 11 классе «Классификация химических реакций, протекающих с изменением состава веществ»

МОКУ «Вознесеновская средняя общеобразовательная школа имени И. В.Гермашева»

Районный семинар на тему:

«Использование учебника на уроках химии и биологии»

Открытый урок

по химии в 11 классе по теме «Классификация химических реакций, протекающих с изменением состава веществ».

Учитель: Бурханова Тамара Николаевна

27 ноября 2012 г.

Девиз. Просто знать — ещё не всё, знания нужно уметь использовать.

И. В. Гёте

Цель:

  • Организовать деятельность учащихся по обобщению, расширению и систематизации знаний по теме классификация химических реакций;

  • создавать на уроке условия для самоопределения каждого учащегося для проявления им своей индивидуальности и эмоционального восприятия материала урока; содействовать развитию у учащихся умений классифицировать химические реакции, а так же на основе анализа учебного материала делать выводы;

  • содействовать воспитанию интереса к предмету.

Задачи:

  • Выделить признаки классификации химической реакции.

  • Показать применимость таких классификаций для органических и неорганических реакций.

Планируемые результаты урока.

  • Учащиеся должны уметь называть типы химических реакций.

  • Определять тип химической реакции по уравнению.

  • Различать типы химических реакций по уравнениях

  • Составлять уравнения химических реакций

Тип урока: систематизация прежних и построение новых знаний.

Формы работы: индивидуальная, фронтальная, работа в парах.

Оборудование и материалы урока: карточки для опроса учащихся; карточки с химическими реакциями, ПС химических элементов, учебники, сборники Ходакова Ю.В.

Ход урока

1. Организационный момент.

2. Мотивация и целеполагание.

Учитель: Если бы миллионы разнообразных веществ, а следовательно, и тела, из которых они состоят не претерпевали изменения, мир бы был застывшим, лишенным развития, движения, одним словом безжизненная планета. Под воздействием внешних условий вещества изменяются. Вода закипает и переходит в пар, снег тает, распускаются и опадают листья, расцветают и увядают цветы. Течет жизнь…и течет она благодаря химическим реакциям и физическим явлениям. В окружающем нас мире протекает огромное число реакций. Как же удержать в памяти многообразие химических процессов, как практически ориентироваться в них? (В любой науке применяется прием классификации, позволяющий по общим признакам разделить все множество объектов на группы).

На прошлом уроке мы познакомились с классификаций химических реакций, которые протекают без изменения состава веществ.

Повторение пройденного материала:

1. В чем разница между химическими и физическими явлениями?

(В результате химических явлений происходит образование новых веществ).

2. По каким признакам можно судить о прохождении именно химической реакции?

(Признаками химического превращения могут быть: изменении цвета веществ, появление или исчезновение запаха, выделение газа, выпадение или растворение осадка, выделение или поглощение теплоты, свечение).

3. Сейчас мы работаем с таблицей №1:

Какие признаки могут быть выделены при классификации химических реакций?

1) количество и состав исходных и конечных веществ;

2) изменение степени окисления;

3) тепловой эффект;

4) участие катализаторов;

5) обратимость реакции;

6) исходное состояние реагирующей системы;

7) механизм химической реакции (для органических веществ).

4. Приведите примеры химических реакций в органической и неорганической химии, протекающих без изменения состава веществ. (Работа у доски).

3. Изучение нового материала.

Учитель: Итак, мы продолжаем изучение темы «Классификация химических реакций”. Цель нашего урока: обобщить, расширить и систематизировать знания о классификации химических реакций, протекающих с изменением состава веществ.

В давние времена, когда еще не был открыт периодический закон, когда еще не было на свете теории электролитической диссоциации, а электроны вращались вокруг ядра без ведома человека, жил-был на свете луноликий принц Аргентум, известный своей плохой растворимостью в кислотах. Принц, как и подобает наследник престола, был с детских лет обручен с очень капризной, едкой и своенравной принцессой Нитриной, которая славилась способностью растворять в себе многие металлы, в том числе и серебро. Именно из-за страха перед Нитриной отец принца обручил его с ней. Но Аргентум не любил Нитрину и при любом удобном случае сбегал от нее.

Однажды на веселом и шумном балу принц увидел незнакомку. Она была так легка, прозрачна и неуловима, что принц влюбился в нее с первого взгляда! Аргентум упросил своего друга Бария познакомить его с незнакомкомой девушкой. Тот согласился и решил сделать это во время танца.

Принц пригласил Нитрину, а Барий – Хлориду (так звали незнакомку), и пары закружились дружно по залу. Но как только прозвучали слова: “Дамы меняют кавалеров”, рука прекрасной Хлориды оказалась в горячей ладони Аргентума.

Молодые люди почувствовали огромное волнение и вдруг ощутили, что связаны необычайно крепкой связью, связаны навсегда. Принц крепко обнял любимую, и они никогда больше не расставались, несмотря на безуспешные попытки Нитрины разрушить их союз.

Учитель: Теперь надо записать уравнение реакции в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде. Определить, к какому типу относится данная реакция. Затем, соблюдая правила техники безопасности, практически осуществить данное превращение (Работа у доски).

  • Продолжение рассмотрения классификации реакций по признаку соотношения числа исходных веществ и продуктов реакции (записи определений и примеров реакций в тетрадь – работа с учебником на стр. 118-122, с таблицей №2).

После рассмотрения первого признака учащиеся работают с заданием на доске. Нужно определить какая это реакция (соединения, замещения, разложения, обмена)

Определите тип реакций.

  1. P + Cl2 = PCl5

  2. CH4 = C + H2

  3. Na + S = Na2S

  4. HCl + Mg = MgCl2 + H2

  5. ZnSO4 + KOH = K2SO4 + Zn(OH)2

  6. BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + NaCl

  7. AlCl3 + NaOH = NaCl + Al(OH)3

  8. Fe(OH)3 = Fe2O3 + H2O

  9. H2SO4 + Al = Al2(SO4)3 + H2

  10. P2O5 + Na2O = Na3PO4

  11. Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 = Al(NO3)3 + BaSO4

  • Выполнение упражнений по сборнику: 1-84, 1-87.

  • Работа с таблицами №1 по остальным признакам классификации химических реакций.

  • Работа с карточками. Перечислены химические вещества, нужно написать уравнения возможных реакций между этими веществами. Затем, соблюдая правила техники безопасности, практически осуществить данные превращения. (Задание на дом – написать эти реакции в полном и сокращённом ионном виде).

4. Закрепление и первичный контроль.

Учитель: Таким образом, каждую химическую реакцию можно классифицировать по различным признакам. Вам предлагается задание, которое вы будете выполнять в парах.

5. Рефлексия и подведение итогов. Проводится в ходе беседы по вопросам.

6. Домашнее задание: § 14, упр. 1-5.

1) P + Cl2 = PCl5

2) CH4 = C + H2

3) Na + S = Na2S

4) HCl + Mg =

MgCl2 + H2

5) ZnSO4 + KOH =

K2SO4 + Zn(OH)2

6) BaCl2 + Na2SO4 =

BaSO4 + NaCl

7) AlCl3 + NaOH =

NaCl + Al(OH)3

8) Fe(OH)3 = Fe2O3 + H2O

9) H2SO4 + Al = Al2(SO4)3 + H2

10) P2O5 + Na2O = Na3PO4

11) Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 = Al(NO3)3 + BaSO4

Просто знать — ещё не всё, знания нужно уметь использовать.

И. В. Гёте

AgNO3

HCl

BaCl2

Na2CO3

Zn

CuSO4

NaOH

I вариант

Даны фрагменты уравнений химических реакций

1. ……… = 2KOH+H2+Q

2……….. = 2HI-Q

3. ……… = CaO+CO2-Q

4.2AgNO3+CaCl2=Ca(NO3) 2+2 AgCl

5.2SO2+O2 =…+Q

1) Выберите уравнения эндотермических реакций.

2) Выберите уравнение химической реакции, соответствующей характеристике: реакция разложения, эндотермическая, некаталитическая, идущая без изменения степени окисления атомов химических элементов.

3) Найдите уравнение реакции обмена, идущей до конца вследствие образования осадка.

4) Выберите уравнение химической реакции замещения.

5) Найдите уравнение обратимой каталитической реакции.

II вариант

Даны фрагменты уравнений химических реакций

1. 2HgO = 2Hg+O2-Q

2…….. = 2KOH+H2+Q

3. 2SO2+O2 =…+Q

4…….=ZnCl2+Cu

5. NH4Cl+NaOH=NaCl+NH3+H2O

1) Выберите уравнения экзотермических реакций.

2) Выберите уравнение химической реакции, соответствующей характеристике: реакция разложения, эндотермическая, некаталитическая, обратимая, окислительно-восстановительная.

3) Найдите уравнение реакции обмена, идущей до конца вследствие образования газа.

4) Выберите уравнение химической реакции замещения.

5) Найдите уравнение обратимой каталитической реакции.

Классификация химических реакций. Реакция соединения

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .

2. Реакции разложения

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

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

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 , (NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга:

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 ,

или дегидрирования

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 .

3. Реакции замещения

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 ,

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 ,

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 .

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 ,

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 ,

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена:

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl.

4. Реакции обмена

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,

AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3 ,

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации:

НСl + КОН = КСl + Н 2 О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 ,

Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О,

СН 3 СООNа + Н 3 РО 4 = СН 3 СООН + NаН 2 РО 4 .

1. Какие реакции называют реакциями обмена? Чем они отличаются от реакций соединения, разложения и замещения?
Реакции обмена – это реакции, в результате которых два сложных вещества обмениваются между собой составными частями. Таким образом, из сложных веществ образуются сложные вещества. В то время как в реакциях разложения из одного сложного образуется несколько простых или сложных веществ, в реакциях соединениях – из нескольких простых или сложных одно сложное, в реакциях замещения – из одного простого и одного сложного образуется одно сложное и одно простое.

2. Можно ли утверждать, что взаимодействие раствора карбоната какого-либо металла и кислоты является только реакцией обмена? Почему?

3. Запишите уравнения реакций обмена между растворами:
а) хлорида кальция и фосфата натрия;
б) серной кислоты и гидроксида железа (III).

4. Какие из реакций обмена, схемы которых

будут протекать до конца? Для ответа воспользуйтесь таблицей растворимости гидроксидов и солей в воде.

5. Определите количество вещества гидроксида натрия, которое потребуется для полной нейтрализации 980 г 30%-го раствора фосфорной кислоты.

6. Вычислите количество вещества и массу осадка, выпавшего при взаимодействии 980 г 20%-го раствора сульфата меди (II) с необходимым количеством гидроксида калия.

Химические свойства веществ выявляются в разнообразных химических реакциях.

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями . Часто встречается и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

В левой части уравнения пишутся формулы исходных веществ (реагентов), в правой части — веществ, получаемых в результате протекания химической реакции (продуктов реакции, конечных веществ). Знак равенства, связывающий левую и правую часть, указывает, что общее количество атомов веществ, участвующих в реакции, остается постоянным. Это достигается расстановкой перед формулами целочисленных стехиометрических коэффициентов, показывающих количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции. Если химическая реакция протекает под влиянием внешних воздействий (температура, давление, излучение и т.д.), это указывается соответствующим символом, как правило, над (или «под») знаком равенства.

Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.

В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Природа переносимых частиц.

5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

6. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом — выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H

С +О 2 = СО 2 + Q

и эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом — поглощением энергии в форме теплоты (Q0):

N 2 +О 2 = 2NО — Q.

Такие реакции относят к термохимическим .

Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.

Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ

1. Реакции соединения

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .

2. Реакции разложения

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

t o
4HNO 3 = 2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,
(NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга :

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 ,

или дегидрирования

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 .

3. Реакции замещения

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 ,

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 ,

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 .

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 ,

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 ,

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена :

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl.

4. Реакции обмена

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,

AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3 ,

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации :

НСl + КОН = КСl + Н 2 О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 ,

Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О,

СН 3 СООNа + Н 3 РО 4 = СН 3 СООН + NаН 2 РО 4 .

5. Реакции переноса.

При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой:

АВ + ВС = А + В 2 С,

А 2 В + 2СВ 2 = АСВ 2 +АСВ 3 .

Например:

2AgCl + SnCl 2 = 2Ag + SnCl 4 ,

H 2 O + 2NO 2 = HNO 2 + HNO 3 .

Классификация реакций по фазовым признакам

В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:

1. Газовые реакции

2. Реакции в растворах

NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н 2 О(ж)

3. Реакции между твердыми веществами

t o
СаО(тв) +SiO 2 (тв) = СаSiO 3 (тв)

Классификация реакций по числу фаз.

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:

1.Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.

2.Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции

CO 2 (г) + NaOH(p-p) = NaHCO 3 (p-p).

газотвердофазные реакции

СO 2 (г) + СаО(тв) = СаСO 3 (тв).

жидкотвердофазные реакции

Na 2 SO 4 (р-р) + ВаСl 3 (р-р) = ВаSО 4 (тв)↓ + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО 3) 2 (р-р) + Н 2 SО 4 (р-р) = СО 2 (r) +Н 2 О(ж) + СаSО 4 (тв)↓.

Классификация реакций по типу переносимых частиц

1. Протолитические реакции.

К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.

В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:

К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Zn + 2H + → Zn 2 + + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.

3. Лиганднообменные реакции.

К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2 ,

Fe + 5CO = ,

Al(OH) 3 + NaOH = .

Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.

4. Реакции атомно-молекулярного обмена.

К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О.

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2 ,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О.

Многие процессы, без которых невозможно представить нашу жизнь (такие как дыхание, пищеварение, фотосинтез и подобные им), связаны с различными химическими реакциями органических соединений (и неорганических). Давайте рассмотрим основные их виды и более детально остановимся на процессе под названием соединение (присоединение).

Что называется химической реакцией

Прежде всего стоит дать общее определение этому явлению. Под рассматриваемым словосочетанием подразумеваются различные реакции веществ разной сложности, в результате которых образуются отличные от исходных продукты. Участвующие в этом процессе вещества именуются «реагенты».

На письме химическая реакция органических соединений (и неорганических) записывается при помощи специализированных уравнений. Внешне они немного напоминают математические примеры по сложению. Однако вместо знака равно («=») используются стрелки («→» или «⇆»). Помимо этого в правой части уравнения иногда может быть больше веществ, нежели в левой. Все, что находится до стрелки, — это вещества до начала реакции (левая часть формулы). Все, что после нее (правая часть), — соединения, образовавшиеся в результате произошедшего химического процесса.

В качестве примера химического уравнения можно рассмотреть воды на водород и кислород под действием электрического тока: 2Н 2 О → 2Н 2 + О 2 . Вода — это исходный реагент, а кислород с водородом — продукты.

В качестве еще одного, но уже более сложного примера химической реакции соединений можно рассмотреть явление, знакомое каждой хозяйке, хоть раз выпекавшей сладости. Речь идет о гашении пищевой соды с помощью столового уксуса. Происходящее действие иллюстрируется при помощи такого уравнения: NaHCO 3 +2 СН 3 СООН → 2CH 3 COONa + СО 2 + Н 2 О. Из него ясно, что в процессе взаимодействия гидрокарбоната натрия и уксуса образуется натриевая соль уксусной кислоты, вода и углекислый газ.

По свой природе занимает промежуточное место между физическими и ядерными.

В отличие от первых, участвующие в химических реакциях соединения способны менять свой состав. То есть из атомов одного вещества можно образовать несколько других, как в вышеупомянутом уравнении разложения воды.

В отличие от ядерных реакций химические не затрагивает ядра атомов взаимодействующих веществ.

Какие бывают виды химических процессов

Распределение реакций соединений по видам происходит по разным критериям:

  • Обратимость/необратимость.
  • Наличие/отсутствие катализирующих веществ и процессов.
  • По поглощению/выделению тепла (эндотермическая/экзотермическая реакции).
  • По количеству фаз: гомогенные/гетерогенные и две гибридные их разновидности.
  • По изменению степеней окисления взаимодействующих веществ.

Виды химических процессов в неорганической химии по способу взаимодействия

Этот критерий является особым. С его помощью выделяют четыре разновидности реакций: соединение, замещение, разложение (расщепление) и обмен.

Название каждой из них соответствует процессу, который она описывает. То есть в объединяются, в замещении — меняются на другие группы, в разложении из одного реагента образуется несколько, а в обмене участники реакции меняются между собой атомами.

Виды процессов по способу взаимодействия в органической химии

Несмотря на большую сложность, реакции органических соединений происходят по тому же принципу, что и неорганические. Однако они имеют несколько отличные названия.

Так, реакции соединения и разложения именуются «присоединение», а также «отщепление» (элимирование) и непосредственно органическое разложение (в этом разделе химии присутствуют два типа процессов расщепления).

Другие реакции органических соединений — это замещение (название не меняется), перегруппировка (обмен) и окислительно-восстановительные процессы. Несмотря на схожесть механизмов их протекания, в органике они более многогранны.

Химическая реакция соединения

Рассмотрев различные виды процессов, в которые вступают вещества в органической и неорганической химии, стоит остановиться более подробно именно на соединении.

Данная реакция отличается от всех остальных тем, что, независимо от количества реагентов в ее начале, в финале они все соединяются в одно.

В качестве примера можно вспомнить процесс гашения извести: СаО + Н 2 О → Са(ОН) 2 . В данном случае происходит реакция соединения оксида кальция (негашеной извести) с оксидом гидрогена (водой). В результате образуется гидроксид кальция (гашеная известь) и выделяется теплый пар. Кстати, это означает, что данный процесс действительно экзотермический.

Уравнение реакции соединения

Схематически рассматриваемый процесс можно изобразить следующим образом: А+БВ → АБВ. В данной формуле АБВ — это новообразованное А — простой реагент, а БВ — вариант сложного соединения.

Стоит отметить, что эта формула характерна и для процесса присоединения и соединения.

Примеры реакции рассматриваемой — это взаимодействие оксида натрия и углекислого газа (NaO 2 + СО 2 (t 450-550 °С) → Na 2 CO 3), а также оксида серы с кислородом (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).

Также между собой способны реагировать несколько сложных соединений: АБ + ВГ → АБВГ. Например, все тот же оксид натрия и оксид гидрогена: NaO 2 +Н 2 О → 2NaOH.

Условия протекания реакции в неорганических соединениях

Как было показано в предыдущем уравнении, в рассматриваемое взаимодействие способны вступать вещества разной степени сложности.

При этом для простых реагентов неорганического происхождения возможны окислительно-восстановительные реакции соединения (А + В → АБ).

В качестве примера можно рассмотреть процесс получения трехвалентного Для этого проводится реакция соединения между хлором и ферумом (железом): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.

В случае если речь идет о взаимодействии сложных неорганических веществ (АБ + ВГ → АБВГ), процессы в них способны происходить, как влияя, так и не влияя на их валентность.

Как иллюстрацию к этому стоит рассмотреть пример образования гидрокарбоната кальция из углекислого газа, оксида гидрогена (воды) и белого пищевого красителя Е170 (карбоната кальция): СО 2 + Н 2 О +СаСО 3 → Са(СО 3) 2. В данном случае имеет место классическая реакция соединения. При ее осуществлении валентность реагентов не меняется.

Чуть более совершенное (нежели первое) химическое уравнение 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 является примером окислительно-восстановительного процесса при взаимодействии простого и сложного неорганических реагентов: газа (хлора) и соли (хлорида железа).

Виды реакций присоединения в органической химии

Как уже было указано в четвертом пункте, в веществах органического происхождения рассматриваемая реакция именуется «присоединением». Как правило, в ней принимают участие сложные вещества с двойной (или тройной) связью.

Например, реакция между дибромом и этиленом, ведущая к образованию 1,2-дибромэтана: (С 2 Н 4) СН 2 = СН 2 + Br 2 → (C₂H₄Br₂) BrCH 2 — CH 2 Br. Кстати, знаки похожие на равно и минус («=» и «-«), в данном уравнении показывают связи между атомами сложного вещества. Это особенность записи формул органических веществ.

В зависимости от того, какие из соединений выступают в роли реагентов, выделяются несколько разновидностей рассматриваемого процесса присоединения:

  • Гидрирование (добавляются молекулы гидрогена Н по кратной связи).
  • Гидрогалогенирование (присоединяется галогеноводород).
  • Галогенирование (добавление галогенов Br 2 , Cl 2 и подобных).
  • Полимеризация (образование из нескольких низкомолекулярных соединений веществ с высокой молекулярной массой).

Примеры реакции присоединения (соединения)

После перечисления разновидностей рассматриваемого процесса стоит узнать на практике некоторые примеры реакции соединения.

В качестве иллюстрации гидрирования можно обратить внимание на уравнение взаимодействия пропена с водородом, в результате которого возникнет пропан: (С 3 Н 6 ) СН 3 —СН=СН 2 + Н 2 → (С 3 Н 8 ) СН 3 —СН 2 —СН 3 .

В органической химии реакция соединения (присоединения) может происходить между соляной кислотой и этиленом с формированием хлорэтана: (С 2 Н 4 ) СН 2 = СН 2 + HCl → CH 3 — CH 2 —Cl (C 2 H 5 Cl). Представленное уравнение является примером гидрогалогенирования.

Что касается галогенирования, то его можно иллюстрировать реакцией между дихлором и этиленом, ведущей к образованию 1,2-дихлорэтана: (С 2 Н 4 ) СН 2 = СН 2 + Cl 2 → (C₂H₄Cl₂) ClCH 2 -CH 2 Cl.

Множество полезных веществ образовывается благодаря органической химии. Реакция соединения (присоединения) молекул этилена с радикальным инициатором полимеризации под воздействием ультрафиолета — тому подтверждение: n СН 2 = СН 2 (R и УФ-свет) → (-СН 2 -СН 2 -)n. Образованное таким способом вещество хорошо известно каждому человеку под именем полиэтилена.

Из этого материала изготавливаются различные виды упаковок, пакеты, посуда, трубы, утепляющие вещества и многое другое. Особенностью данного вещества является и возможность его вторичной переработки. Своей популярностью полиэтилен обязан тому, что не разлагается, из-за чего экологи негативно относятся к нему. Однако в последние годы был найден способ безопасной утилизации изделий из полиэтилена. Для этого материал обрабатывается азотной кислотой (HNO 3). После чего отдельные виды бактерий способны разлагать это вещество на безопасные составляющие.

Реакция соединения (присоединения) играет важную роль в природе и жизни человека. Помимо этого, она часто используется учеными в лабораториях, чтобы синтезировать новые вещества для различных важных исследований.

Химические реакции. Введение в общую химию

Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции.

Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы , называется гомогенной химической реакцией . Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией . В многостадийной химической реакции некоторые стадии могут быть гомогенными, а другие — гетерогенными. Такие реакции называются гомогенно-гетерогенными .

В зависимости числа фаз, которые образуют исходные вещества и продукты реакции, химические процессы могут быть гомофазными (исходные вещества и продукты находятся в пределах одной фазы) и гетерофазными (исходные вещества и продукты образуют несколько фаз). Гомо- и гетерофазность реакции не связана с тем, является ли реакция гомо- или гетерогенной . Поэтому можно выделить четыре типа процессов:

Пример окислительно-восстановительной реакции — горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды :

Пример реакции конпропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония:

N H 4 N O 3 → N 2 O + 2 H 2 O (

Не относятся к окислительно-восстановительным реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например:

B a C l 2 + N a 2 S O 4 → B a S O 4 ↓ + 2 N a C l {\displaystyle \mathrm {BaCl_{2}+Na_{2}SO_{4}\rightarrow BaSO_{4}\downarrow +2NaCl} }

3.По тепловому эффекту реакции

Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия , которая в основном идёт на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить:

  • экзотермические реакции , которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода
  • эндотермические реакции в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.

Тепловой эффект реакции (энтальпию реакции, Δ r H), часто имеющий очень важное значение, можно вычислить по закону Гесса , если известны энтальпии образования реагентов и продуктов. Когда сумма энтальпий продуктов меньше суммы энтальпий реагентов (Δ r H выделение тепла , в противном случае (Δ r H > 0) — поглощение .

4.По типу превращений реагирующих частиц

Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами: поглощением или выделением энергии , изменением окраски реакционной смеси и др. Именно по этим физическим эффектам часто судят о протекании химических реакций.

Реакция соединения -химическая реакция, в результате которой из двух или большего числа исходных веществ образуется только одно новое. В такие реакции могут вступать как простые, так и сложные вещества.

Реакция разложения -химическая реакция, в результате которой из одного вещества образуется несколько новых веществ. В реакции данного типа вступают только сложные соединения, а их продуктами могут быть как сложные, так и простые вещества

Реакция замещения -химическая реакция,в результате которой атомы одного элемента, входящие в состав простого вещества, замещают атомы другого элемента в его сложном соединении. Как следует из определения, в таких реакциях одно из исходных веществ должно быть простым, а другое сложным.

Реакции обмена — реакция, в результате которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями

5.По признаку направления протекания химические реакции делятся на необратимые и обратимые

Необратимыми называют химические реакции, протекающие лишь в одном направлении(«слева направо «), в результате чего исходные вещества превращаются в продукты реакции. О таких химических процессах говорят, что они протекают «до конца».К ним относят реакции горения , а также реакции, сопровождающиеся образованием малорастворимых или газообразных веществ Обратимыми называются химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях(«слева направо» и «справа налево»).В уравнениях таких реакций знак равенства заменяется двумя противоположно направленными стрелками.Среди двух одновременно протекающих реакций различают прямую(протекает «слева направо») и обратную (протекает «справа налево»).Поскольку в ходе обратимой реакции исходные вещества одновременно и расходуются и образуются, они не полностью превращаются в продукты реакции.Поэтому об обратимых реакциях говорят, что они протекают «не до конца». В результате всегда образуется смесь исходных веществ и продуктов взаимодействия.

6. По признаку участия катализаторов химические реакции делятся на каталитические и некаталитические

Каталитическими называют реакции, протекающие в присутствии катализаторов. В уравнениях таких реакций химическую формулу катализатора указывают над знаком равенства или обратимости, иногда вместе с обозначением условий протекания(температура t, давление p).К реакциям данного типа относятся многие реакции разложения и соединения.

Реакции разложения играют большую роль в жизни планеты. Ведь именно они способствуют уничтожению отходов жизнедеятельности всех биологических организмов. Кроме того, этот процесс ежедневно помогает человеческому телу усваивать различные сложные соединения путем расщепления их на простые (катаболизм). Помимо всего перечисленного, данная реакция способствует образованию простых органических и неорганических веществ из сложных. Давайте узнаем больше об этом процессе, а также рассмотрим практические примеры химической реакции разложения.

Что называется реакциями в химии, какие виды их бывают и от чего они зависят

Прежде чем изучить информацию о разложении, стоит узнать о в целом. Под этим названием подразумевается способность молекул одних веществ взаимодействовать с другими и образовывать таким способом новые соединения.

К примеру, если между собою провзаимодействуют кислород и две в результате получится две молекулы оксида гидрогена, который мы все знаем под названием вода. Данный процесс можно записать с помощью такого химического уравнения: 2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О.

Хотя существуют разные критерии, по которым различают химические реакции (тепловой эффект, катализаторы, наличие/отсутствие границ раздела фаз, изменение степеней окисления реагентов, обратимость/необратимость), чаще всего их классифицируют по типу превращения взаимодействующих веществ.

Таким образом, выделяется четыре вида химических процессов.

  • Соединение.
  • Разложение.
  • Обмен.
  • Замещение.

Все вышеперечисленные реакции графически записываются с помощью уравнений. Общая их схема выглядит таким образом: А → Б.

В левой части этой формулы находятся исходные реагенты, а в правой — вещества, образующиеся вследствие реакции. Как правило, для ее начала необходимо воздействие температурой, электричеством или использование катализирующих добавок. Их наличие также должно указываться в химическом уравнении.

разложения (расщепления)

Для этого вида химического процесса характерно образование двух и больше новых соединений из молекул одного вещества.

Говоря более простым языком, реакцию разложения можно сравнить с домиком из конструктора. Решив построить машинку и кораблик, ребенок разбирает начальное строение и из его деталей сооружает желаемое. При этом структура самих элементов конструктора не меняется, так же как это происходит с атомами вещества, участвующего в расщеплении.

Как выглядит уравнение рассматриваемой реакции

Несмотря на то, что на разъединение на более простые составляющие способны сотни соединений, все подобные процессы происходят по одному принципу. Изобразить его можно с помощью схематической формулы: АБВ → А+Б+В.

В ней АБВ — это начальное соединение, подвергшееся расщеплению. А, Б и В — это вещества, образованные из атомов АБВ в процессе реакции разложения.

Виды реакций расщепления

Как уже было сказано выше, чтобы начать какой-то химический процесс, часто необходимо оказать определенное воздействие на реагенты. В зависимости от типа подобной стимуляции, выделяют несколько видов разложения:


Реакция разложения перманганата калия (KMnO4)

Разобравшись с теорией, стоит рассмотреть практические примеры процесса расщепления веществ.

Первым из них станет распад KMnO 4 (в простонародье именуется марганцовкой) вследствие нагревания. Уравнение реакции выглядит таким образом: 2KMnO 4 (t 200°С) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Из представленной химической формулы видно, что для активации процесса необходимо нагреть исходный реагент до 200 градусов по Цельсию. Для лучшего протекания реакции марганцовку помещают в вакуумный сосуд. Из этого можно сделать вывод, что данный процесс является пиролизом.

В лабораториях и на производстве он проводится для получения чистого и контролируемого кислорода.

Термолиз хлората калия (KClO3)

Реакция разложения бертолетовой соли — это еще один пример классического термолиза в чистом виде.

Проходит упоминаемый процесс в два этапа и выглядит таким образом:

  • 2 KClO 3 (t 400 °С) → 3KClO 4 + KCl.
  • KClO 4 (t от 550 °С) → KCl + 2О2

Также термолиз хлората калия можно провести и при более низких температурах (до 200 °С) в один этап, но для этого нужно, чтобы в реакции приняли участие катализирующие вещества — оксиды различных металлов (купрум, ферум, манган и т. п.).

Уравнение такого рода будет выглядеть таким образом: 2KClO 3 (t 150 °С, MnO 2) → KCl + 2О 2 .

Как и перманганат калия, бертолетова соль используется в лабораториях и промышленности для получения чистого кислорода.

Электролиз и радиолиз воды (Н20)

Еще одним интересным практическим примером рассматриваемой реакции будет разложение воды. Его можно произвести двумя способами:

  • Под воздействием на оксид гидрогена электрического тока: Н 2 О → Н 2 + О 2 . Рассматриваемый способ получения кислорода используют подводники на своих субмаринах. Также в будущем его планируют употреблять для получения водорода в больших количествах. Главным препятствием для этого сегодня являются огромные энергетические затраты, необходимые для стимуляции реакции. Когда будет найден способ их минимизировать, электролиз воды станет основным способом производства не только водорода, но и кислорода.
  • Расщепить воду можно и при воздействии на нее альфа-излучением: Н 2 О → Н 2 О + +е — . В результате этого молекула оксида гидрогена теряет один электрон, ионизируясь. В таком виде Н2О + снова вступает в реакцию с другими нейтральными молекулами воды, образуя высокореактивный гидроксид-радикал: Н2О+ Н2О + → Н2О + ОН. Потерянный электрон, в свою очередь, также параллельно реагирует с нейтральными молекулами оксида гидрогена, способствуя их распаду на радикалы Н и ОН: Н 2 О + е — → Н + ОН.

Расщепление алканов: метан

Рассматривая различные способы разъединения сложных веществ, стоит уделить особое внимание реакции разложения алканов.

Под этим названием скрываются предельные углеводороды с общей формулой С Х Н 2Х+2. В молекулах рассматриваемых веществ все атомы карбона соединены одинарными связями.

Представители этого ряда встречаются в природе во всех трех агрегатных состояниях (газ, жидкость, твердое тело).

Все алканы (реакция разложения представителей этого ряда — ниже) легче воды и не растворяются в ней. При этом они сами являются отличными растворителями для других соединений.

Среди основных химических свойств таких веществ (горение, замещение, галогенирование, дегидрирование) — и способность расщепляться. Однако данный процесс может происходить как полностью, так и частично.

Вышеупомянутое свойство можно рассмотреть на примере реакции разложения метана (первый член алканового ряда). Этот термолиз происходит при 1000 °С: СН 4 → С+2Н 2 .

Однако если проводить реакцию разложения метана при более высокой температуре (1500 °С), а потом резко снизить ее, этот газ расщепится не полностью, образуя этилен и водород: 2СН 4 → C 2 H 4 + 3H 2 .

Разложение этана

Второй член рассматриваемого алканового ряда — это С 2 Н 4 (этан). Реакция разложения его происходит также под воздействием высокой температуры (50 °С) и при полном отсутствии кислорода или других окислителей. Выглядит она следующим образом: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

Представленное выше уравнение реакции разложения этана до водорода и этилена нельзя считать пиролизом в чистом виде. Дело в том, что данный процесс происходит с присутствием катализатора (например, металла никеля Ni или водяного пара), а это противоречит определению пиролиза. Поэтому о представленном выше примере расщепления корректно говорить как о процессе разложения, происходящем при пиролизе.

Стоит отметить, что рассмотренная реакция в промышленности широко используется для получения самого производимого органического соединение в мире — газа этилена. Однако из-за взрывоопасности C 2 H 6 чаще этот простейший алкен синтезируют из других веществ.

Рассмотрев определения, уравнение, виды и различные примеры реакции разложения, можно сделать вывод, что она играет очень большую роль не только для человеческого организма и природы, но и для промышленности. Также с ее помощью в лабораториях удается синтезировать многие полезные вещества, что помогает ученым проводить важных

В современной науке различают химические и ядерные реакции, протекающие в результате взаимодействия исходных веществ, которые принято называть реагентами. В результате образуются другие химические вещества, которые называются продуктами. Все взаимодействия происходят при определенных условиях (температура, излучение, присутствие катализаторов и прочее). Ядра атомов реагентов химических реакций не меняются. В ядерных превращениях образуются новые ядра и частицы. Существует несколько различных признаков, по которым определяют типы химических реакций.

За основу классификации можно взять число исходных и образующихся веществ. В этом случае все типы химических реакций делятся на пять групп:

  1. Разложения (несколько новых получается из одного вещества), например, разложение при нагревании на хлористый калий и кислород: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
  2. Соединения (два или несколько соединений образуют одно новое), взаимодействуя с водой, окись кальция превращается в гидроокись кальция: h3O + CaO → Ca(OH)2;
  3. Замещения (число продуктов равно числу исходных веществ, в которых замещена одна составляющая часть на другую), железо в сульфате меди, замещая медь, образует сульфат двухвалентного железа: Fe + CuSO4 → FeSO4 +Cu.
  4. Двойного обмена (молекулы двух веществ обмениваются оставляющими их частями), металлы в и обмениваются анионами, образуя выпадающий в осадок йодид серебра и азотнокислый кадий: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
  5. Полиморфного превращения (происходит переход вещества из одной кристаллической формы в другую), йодид цвета при нагревании переходит в йодид ртути желтого цвета: HgI2 (красный) ↔ HgI2 (желтый).

Если химические превращения рассматривать по признаку изменения в реагирующих веществах степени окисления элементов, то тогда типы химических реакций могут делиться на группы:

  1. С изменением степени окисления — реакции окислительно-восстановительные (ОВР). В качестве примера можно рассмотреть взаимодействие железа с соляной кислотой: Fe + HCL → FeCl2 + h3, в результате степень окисления железа (восстановитель, отдающий электроны) изменилась с 0 до -2, а водорода (окислитель, принимающий электроны) с +1 до 0.
  2. Без изменения степени окисления (т. е. не ОВР). Например, реакции кислотно-щелочного взаимодействия бромистого водорода с гидроокисью натрия: HBr + NaOH → NaBr + h3O, в результате таких реакций образуются соль и вода, а степени окисления химических элементов, входящих в исходные вещества, не меняются.

Если рассматривать и скорость протекания в прямом и обратном направлении, то все типы химических реакций могут делиться также на две группы:

  1. Обратимые — те, что одновременно протекают в двух направлениях. Большинство реакций являются обратимыми. В качестве примера можно привести растворение в воде двуокиси углерода с образованием нестойкой угольной кислоты, которая разлагается на исходные вещества: h3O + CO2 ↔ h3CO3.
  2. Необратимые — протекают только в прямом направлении, после полного расходования одного из исходных веществ завершаются, после чего присутствуют только продукты и исходное вещество, взятое в избытке. Обычно один из продуктов является или выпавшим в осадок нерастворимым веществом или выделившимся газом. Например, при взаимодействии серной кислоты и хлористого бария: h3SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl в осадок выпадает нерастворимый

Типы химических реакций в органической химии можно разделить на четыре группы:

  1. Замещение (происходит замена одних атомов или групп атомов на другие), например, при взаимодействии хлорэтана с гидроокисью натрия образуется этанол и хлорид натрия: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, то есть атом хлора замещается на атом водорода.
  2. Присоединение (две молекулы реагируют и образовывают одну), например, бром присоединяется в месте разрыва двойной связи в молекуле этилена: Br2 + Ch3=Ch3 → BrCh3—Ch3Br.
  3. Отщепление (молекула разлагается на две и более молекулы), например, при определенных условиях этанол разлагается на этилен и воду: C2H5OH → Ch3=Ch3 + h3O.
  4. Перегруппировка (изомеризация, когда одна молекула превращается в другую, но качественный и количественный состав атомов в ней не меняется), например, 3-хлорутен-1 (C4H7CL) превращается в 1 хлорбутен-2 (C4H7CL). Здесь атом хлора перешел от третьего углеродного атома в углеводородной цепочке к первому, а двойная связь соединяла первый и второй атомы углерода, а затем стала соединять второй и третьи атомы.

Известны и другие виды химических реакций:

  1. По протекающие с поглощением (эндотермические) или выделением тепла (экзотермические).
  2. По типу взаимодействующих реагентов или образующихся продуктов. Взаимодействие с водой — гидролиз, с водородом — гидрирование, с кислородом — окисление или горение. Отщепление воды — дегидратация, водорода — дегидрирование и так далее.
  3. По условиям взаимодействия: в присутствии под действием низкой или высокой температуры, при изменении давления, на свету и прочее.
  4. По механизму протекания реакции: ионные, радикально-цепные или цепные реакции.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.

Наиболее часто под химическими реакциями понимают процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. Согласно закону сохранения массы, число атомов каждого элемента в левой и правой частях химического уравнения одинаково. Обычно формулы исходных веществ записывают в левой части уравнения, а формулы продуктов – в правой. Равенство числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения достигается расстановкой перед формулами веществ целочисленных стехиометрических коэффициентов.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: температура, давление, излучение и т.д., что указывается соответствующим символом над (или «под») знаком равенства.

Все химические реакции могут быть сгруппированы в несколько классов, которым присущи определенные признаки.

Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ

Согласно этой классификации, химические реакции подразделяются на реакции соединения, разложения, замещения, обмена.

В результате реакций соединения из двух или более (сложных или простых) веществ образуется одно новое вещество. В общем виде уравнение такой химической реакции будет выглядеть следующим образом:

Например:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3

Реакции соединения в большинстве случаев экзотермические, т.е. протекают с выделением тепла. Если в реакции участвуют простые вещества, то такие реакции чаще всего являются окислительно-восстановительными (ОВР), т.е. протекают с изменением степеней окисления элементов. Однозначно сказать будет ли реакция соединения между сложными веществами относиться к ОВР нельзя.

Реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько других новых веществ (сложных или простых) относят к реакциям разложения . В общем виде уравнение химической реакции разложения будет выглядеть следующим образом:

Например:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O =2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)

Большинство реакций разложения протекает при нагревании (1,4,5). Возможно разложение под действием электрического тока (2). Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований и солей кислородсодержащих кислот (1, 3, 4, 5, 7) протекает без изменения степеней окисления элементов, т.е. эти реакции не относятся к ОВР. К ОВР реакциям разложения относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления (6).

Реакции разложения встречаются и в органической химии, но под другими названиями — крекинг (8), дегидрирование (9):

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

При реакциях замещения простое вещество взаимодействует со сложным, образуя новое простое и новое сложное вещество. В общем виде уравнение химической реакции замещения будет выглядеть следующим образом:

Например:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 (1)

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (2)

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 (3)

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 (5)

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 (6)

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl (7)

Реакции замещения в своем большинстве являются окислительно-восстановительными (1 – 4, 7). Примеры реакций разложения, в которых не происходит изменения степеней окисления немногочисленны (5, 6).

Реакциями обмена называют реакции, протекающие между сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями. Обычно этот термин применяют для реакций с участием ионов, находящихся в водном растворе. В общем виде уравнение химической реакции обмена будет выглядеть следующим образом:

АВ + СD = АD + СВ

Например:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 (3)

AgNО 3 + КВr = АgВr ↓ + КNО 3 (4)

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 ↓+ ЗNаСl (5)

Реакции обмена не являются окислительно-восстановительными. Частный случай этих реакций обмена -реакции нейтрализации (реакции взаимодействия кислот со щелочами) (2). Реакции обмена протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного вещества (3), осадка (4, 5) или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды (1, 2).

Классификация химических реакций по изменениям степеней окисления

В зависимости от изменения степеней окисления элементов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции все химические реакции подразделяются на окислительно-восстановительные (1, 2) и, протекающие без изменения степени окисления (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (восстановитель)

С 4+ + 4e = C 0 (окислитель)

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (восстановитель)

N 5+ +3e = N 2+ (окислитель)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Классификация химических реакций по тепловому эффекту

В зависимости от того, выделяется ли или поглощается тепло (энергия) в ходе реакции, все химические реакции условно разделяют на экзо – (1, 2) и эндотермические (3), соответственно. Количество тепла (энергии), выделившееся или поглотившееся в ходе реакции называют тепловым эффектом реакции. Если в уравнении указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, то такие уравнения называются термохимическими.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 кДж (1)

2Mg + O 2 = 2MgO + 602, 5 кДж (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 кДж (3)

Классификация химических реакций по направлению протекания реакции

По направлению протекания реакции различают обратимые (химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ) и необратимые (химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ).

Для обратимых реакций уравнение в общем виде принято записывать следующим образом:

А + В ↔ АВ

Например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН↔ Н 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О

Примерами необратимых реакций может служить следующие реакции:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О

Свидетельством необратимости реакции может служить выделение в качестве продуктов реакции газообразного вещества, осадка или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды.

Классификация химических реакций по наличию катализатора

С этой точи зрения выделяют каталитические и некаталитические реакции.

Катализатором называют вещество, ускоряющее ход химической реакции. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими. Протекание некоторых реакций вообще невозможно без присутствия катализатора:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию (автокаталитические реакции):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, где Ме – металл.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Соединительная реакция химия. Классификация химических реакций по изменениям степеней окисления. Классификация химических реакций по направлению протекания реакции

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.

Наиболее часто под химическими реакциями понимают процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. Согласно закону сохранения массы, число атомов каждого элемента в левой и правой частях химического уравнения одинаково. Обычно формулы исходных веществ записывают в левой части уравнения, а формулы продуктов – в правой. Равенство числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения достигается расстановкой перед формулами веществ целочисленных стехиометрических коэффициентов.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: температура, давление, излучение и т.д., что указывается соответствующим символом над (или «под») знаком равенства.

Все химические реакции могут быть сгруппированы в несколько классов, которым присущи определенные признаки.

Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ

Согласно этой классификации, химические реакции подразделяются на реакции соединения, разложения, замещения, обмена.

В результате реакций соединения из двух или более (сложных или простых) веществ образуется одно новое вещество. В общем виде уравнение такой химической реакции будет выглядеть следующим образом:

Например:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3

Реакции соединения в большинстве случаев экзотермические, т.е. протекают с выделением тепла. Если в реакции участвуют простые вещества, то такие реакции чаще всего являются окислительно-восстановительными (ОВР), т.е. протекают с изменением степеней окисления элементов. Однозначно сказать будет ли реакция соединения между сложными веществами относиться к ОВР нельзя.

Реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько других новых веществ (сложных или простых) относят к реакциям разложения . В общем виде уравнение химической реакции разложения будет выглядеть следующим образом:

Например:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O =2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)

Большинство реакций разложения протекает при нагревании (1,4,5). Возможно разложение под действием электрического тока (2). Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований и солей кислородсодержащих кислот (1, 3, 4, 5, 7) протекает без изменения степеней окисления элементов, т.е. эти реакции не относятся к ОВР. К ОВР реакциям разложения относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления (6).

Реакции разложения встречаются и в органической химии, но под другими названиями — крекинг (8), дегидрирование (9):

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

При реакциях замещения простое вещество взаимодействует со сложным, образуя новое простое и новое сложное вещество. В общем виде уравнение химической реакции замещения будет выглядеть следующим образом:

Например:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 (1)

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (2)

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 (3)

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 (5)

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 (6)

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl (7)

Реакции замещения в своем большинстве являются окислительно-восстановительными (1 – 4, 7). Примеры реакций разложения, в которых не происходит изменения степеней окисления немногочисленны (5, 6).

Реакциями обмена называют реакции, протекающие между сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями. Обычно этот термин применяют для реакций с участием ионов, находящихся в водном растворе. В общем виде уравнение химической реакции обмена будет выглядеть следующим образом:

АВ + СD = АD + СВ

Например:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 (3)

AgNО 3 + КВr = АgВr ↓ + КNО 3 (4)

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 ↓+ ЗNаСl (5)

Реакции обмена не являются окислительно-восстановительными. Частный случай этих реакций обмена -реакции нейтрализации (реакции взаимодействия кислот со щелочами) (2). Реакции обмена протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного вещества (3), осадка (4, 5) или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды (1, 2).

Классификация химических реакций по изменениям степеней окисления

В зависимости от изменения степеней окисления элементов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции все химические реакции подразделяются на окислительно-восстановительные (1, 2) и, протекающие без изменения степени окисления (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (восстановитель)

С 4+ + 4e = C 0 (окислитель)

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (восстановитель)

N 5+ +3e = N 2+ (окислитель)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Классификация химических реакций по тепловому эффекту

В зависимости от того, выделяется ли или поглощается тепло (энергия) в ходе реакции, все химические реакции условно разделяют на экзо – (1, 2) и эндотермические (3), соответственно. Количество тепла (энергии), выделившееся или поглотившееся в ходе реакции называют тепловым эффектом реакции. Если в уравнении указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, то такие уравнения называются термохимическими.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 кДж (1)

2Mg + O 2 = 2MgO + 602, 5 кДж (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 кДж (3)

Классификация химических реакций по направлению протекания реакции

По направлению протекания реакции различают обратимые (химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ) и необратимые (химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ).

Для обратимых реакций уравнение в общем виде принято записывать следующим образом:

А + В ↔ АВ

Например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН↔ Н 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О

Примерами необратимых реакций может служить следующие реакции:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О

Свидетельством необратимости реакции может служить выделение в качестве продуктов реакции газообразного вещества, осадка или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды.

Классификация химических реакций по наличию катализатора

С этой точи зрения выделяют каталитические и некаталитические реакции.

Катализатором называют вещество, ускоряющее ход химической реакции. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими. Протекание некоторых реакций вообще невозможно без присутствия катализатора:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию (автокаталитические реакции):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, где Ме – металл.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Реакции соединения (образование одного сложного вещества из нескольких простых или сложных веществ) А + В = АВ


Реакции разложения (разложение одного сложного вещества на несколько простых или сложных веществ) АВ = А + В



Реакции замещения (между простыми и сложными веществами, в которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе) : АВ + С = АС + В


Реакции обмена (между двумя сложными веществами, в которых вещества обмениваются своими составными частями) АВ + СД = АД + СВ


1.

Укажите правильное определение реакции соединения:
  • А. Реакция образования нескольких веществ из одного простого вещества;

  • Б. Реакция, в которой из нескольких простых или сложных веществ, образуется одно сложное вещество.

  • В. Реакция, в которой вещества обмениваются своими составными частями.


2. Укажите правильное определение реакции замещения:

  • А. Реакция между основанием и кислотой;

  • Б. Реакция взаимодействия двух простых веществ;

  • В. Реакция между веществами, в которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.


3. Укажите правильное определение реакции разложения:

  • А. Реакция, при которой из одного сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ;

  • Б. Реакция, в которой вещества обмениваются своими составными частями;

  • В. Реакция с образованием молекул кислорода и водорода.


4. Укажите признаки протекания реакции обмена:

  • А. Образование воды;

  • Б. Только образование газа;

  • В. Только выпадение осадка;

  • Г. Выпадение осадка, образование газа или образование слабого электролита.


5. К какому типу реакций относится взаимодействие кислотных оксидов с основными оксидами:

  • А. Реакция обмена;

  • Б. Реакция соединения;

  • В. Реакция разложения;

  • Г. Реакция замещения.


6. К какому типу реакций относится взаимодействие солей с кислотами или с основаниями:

  • А. Реакции замещения;

  • Б. Реакции разложения;

  • В. Реакции обмена;

  • Г. Реакции соединения.


  • 7. Вещества, формулы которых KNO3 FeCl2, Na2SO4, называют:
  • А) солями; Б) основаниями; В) кислотами; Г) оксидами.

  • 8 . Вещества, формулы которых HNO3, HCl, h3SO4, называют:
  • 9 . Вещества, формулы которых KOH, Fe(OH)2, NaOH, называют:
  • А) солями; Б) кислотами; В) основаниями; Г) оксидами.

    10 . Вещества, формулы которых NO2, Fe2O3, Na2O, называют:
  • А) солями; Б) кислотами; В) основаниями; Г) оксидами.

  • 11 . Укажите металлы, образующие щелочи:
  • Cu, Fe, Na, K, Zn, Li.


Ответы:


Химические свойства веществ выявляются в разнообразных химических реакциях.

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями . Часто встречается и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

В левой части уравнения пишутся формулы исходных веществ (реагентов), в правой части — веществ, получаемых в результате протекания химической реакции (продуктов реакции, конечных веществ). Знак равенства, связывающий левую и правую часть, указывает, что общее количество атомов веществ, участвующих в реакции, остается постоянным. Это достигается расстановкой перед формулами целочисленных стехиометрических коэффициентов, показывающих количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции. Если химическая реакция протекает под влиянием внешних воздействий (температура, давление, излучение и т.д.), это указывается соответствующим символом, как правило, над (или «под») знаком равенства.

Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.

В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Природа переносимых частиц.

5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

6. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом — выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H

С +О 2 = СО 2 + Q

и эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом — поглощением энергии в форме теплоты (Q0):

N 2 +О 2 = 2NО — Q.

Такие реакции относят к термохимическим .

Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.

Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ

1. Реакции соединения

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т. е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .

2. Реакции разложения

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

t o
4HNO 3 = 2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,
(NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга :

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 ,

или дегидрирования

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 .

3. Реакции замещения

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 ,

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 ,

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 .

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 ,

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 ,

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена :

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl.

4. Реакции обмена

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,

AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3 ,

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации :

НСl + КОН = КСl + Н 2 О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 ,

Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О,

СН 3 СООNа + Н 3 РО 4 = СН 3 СООН + NаН 2 РО 4 .

5. Реакции переноса.

При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой:

АВ + ВС = А + В 2 С,

А 2 В + 2СВ 2 = АСВ 2 +АСВ 3 .

Например:

2AgCl + SnCl 2 = 2Ag + SnCl 4 ,

H 2 O + 2NO 2 = HNO 2 + HNO 3 .

Классификация реакций по фазовым признакам

В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:

1. Газовые реакции

2. Реакции в растворах

NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н 2 О(ж)

3. Реакции между твердыми веществами

t o
СаО(тв) +SiO 2 (тв) = СаSiO 3 (тв)

Классификация реакций по числу фаз.

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:

1.Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.

2.Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции

CO 2 (г) + NaOH(p-p) = NaHCO 3 (p-p).

газотвердофазные реакции

СO 2 (г) + СаО(тв) = СаСO 3 (тв).

жидкотвердофазные реакции

Na 2 SO 4 (р-р) + ВаСl 3 (р-р) = ВаSО 4 (тв)↓ + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО 3) 2 (р-р) + Н 2 SО 4 (р-р) = СО 2 (r) +Н 2 О(ж) + СаSО 4 (тв)↓.

Классификация реакций по типу переносимых частиц

1. Протолитические реакции.

К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.

В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:

К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Zn + 2H + → Zn 2 + + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.

3. Лиганднообменные реакции.

К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2 ,

Fe + 5CO = ,

Al(OH) 3 + NaOH = .

Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.

4. Реакции атомно-молекулярного обмена.

К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О.

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2 ,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О.

Многие процессы, без которых невозможно представить нашу жизнь (такие как дыхание, пищеварение, фотосинтез и подобные им), связаны с различными химическими реакциями органических соединений (и неорганических). Давайте рассмотрим основные их виды и более детально остановимся на процессе под названием соединение (присоединение).

Что называется химической реакцией

Прежде всего стоит дать общее определение этому явлению. Под рассматриваемым словосочетанием подразумеваются различные реакции веществ разной сложности, в результате которых образуются отличные от исходных продукты. Участвующие в этом процессе вещества именуются «реагенты».

На письме химическая реакция органических соединений (и неорганических) записывается при помощи специализированных уравнений. Внешне они немного напоминают математические примеры по сложению. Однако вместо знака равно («=») используются стрелки («→» или «⇆»). Помимо этого в правой части уравнения иногда может быть больше веществ, нежели в левой. Все, что находится до стрелки, — это вещества до начала реакции (левая часть формулы). Все, что после нее (правая часть), — соединения, образовавшиеся в результате произошедшего химического процесса.

В качестве примера химического уравнения можно рассмотреть воды на водород и кислород под действием электрического тока: 2Н 2 О → 2Н 2 + О 2 . Вода — это исходный реагент, а кислород с водородом — продукты.

В качестве еще одного, но уже более сложного примера химической реакции соединений можно рассмотреть явление, знакомое каждой хозяйке, хоть раз выпекавшей сладости. Речь идет о гашении пищевой соды с помощью столового уксуса. Происходящее действие иллюстрируется при помощи такого уравнения: NaHCO 3 +2 СН 3 СООН → 2CH 3 COONa + СО 2 + Н 2 О. Из него ясно, что в процессе взаимодействия гидрокарбоната натрия и уксуса образуется натриевая соль уксусной кислоты, вода и углекислый газ.

По свой природе занимает промежуточное место между физическими и ядерными.

В отличие от первых, участвующие в химических реакциях соединения способны менять свой состав. То есть из атомов одного вещества можно образовать несколько других, как в вышеупомянутом уравнении разложения воды.

В отличие от ядерных реакций химические не затрагивает ядра атомов взаимодействующих веществ.

Какие бывают виды химических процессов

Распределение реакций соединений по видам происходит по разным критериям:

  • Обратимость/необратимость.
  • Наличие/отсутствие катализирующих веществ и процессов.
  • По поглощению/выделению тепла (эндотермическая/экзотермическая реакции).
  • По количеству фаз: гомогенные/гетерогенные и две гибридные их разновидности.
  • По изменению степеней окисления взаимодействующих веществ.

Виды химических процессов в неорганической химии по способу взаимодействия

Этот критерий является особым. С его помощью выделяют четыре разновидности реакций: соединение, замещение, разложение (расщепление) и обмен.

Название каждой из них соответствует процессу, который она описывает. То есть в объединяются, в замещении — меняются на другие группы, в разложении из одного реагента образуется несколько, а в обмене участники реакции меняются между собой атомами.

Виды процессов по способу взаимодействия в органической химии

Несмотря на большую сложность, реакции органических соединений происходят по тому же принципу, что и неорганические. Однако они имеют несколько отличные названия.

Так, реакции соединения и разложения именуются «присоединение», а также «отщепление» (элимирование) и непосредственно органическое разложение (в этом разделе химии присутствуют два типа процессов расщепления).

Другие реакции органических соединений — это замещение (название не меняется), перегруппировка (обмен) и окислительно-восстановительные процессы. Несмотря на схожесть механизмов их протекания, в органике они более многогранны.

Химическая реакция соединения

Рассмотрев различные виды процессов, в которые вступают вещества в органической и неорганической химии, стоит остановиться более подробно именно на соединении.

Данная реакция отличается от всех остальных тем, что, независимо от количества реагентов в ее начале, в финале они все соединяются в одно.

В качестве примера можно вспомнить процесс гашения извести: СаО + Н 2 О → Са(ОН) 2 . В данном случае происходит реакция соединения оксида кальция (негашеной извести) с оксидом гидрогена (водой). В результате образуется гидроксид кальция (гашеная известь) и выделяется теплый пар. Кстати, это означает, что данный процесс действительно экзотермический.

Уравнение реакции соединения

Схематически рассматриваемый процесс можно изобразить следующим образом: А+БВ → АБВ. В данной формуле АБВ — это новообразованное А — простой реагент, а БВ — вариант сложного соединения.

Стоит отметить, что эта формула характерна и для процесса присоединения и соединения.

Примеры реакции рассматриваемой — это взаимодействие оксида натрия и углекислого газа (NaO 2 + СО 2 (t 450-550 °С) → Na 2 CO 3), а также оксида серы с кислородом (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).

Также между собой способны реагировать несколько сложных соединений: АБ + ВГ → АБВГ. Например, все тот же оксид натрия и оксид гидрогена: NaO 2 +Н 2 О → 2NaOH.

Условия протекания реакции в неорганических соединениях

Как было показано в предыдущем уравнении, в рассматриваемое взаимодействие способны вступать вещества разной степени сложности.

При этом для простых реагентов неорганического происхождения возможны окислительно-восстановительные реакции соединения (А + В → АБ).

В качестве примера можно рассмотреть процесс получения трехвалентного Для этого проводится реакция соединения между хлором и ферумом (железом): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.

В случае если речь идет о взаимодействии сложных неорганических веществ (АБ + ВГ → АБВГ), процессы в них способны происходить, как влияя, так и не влияя на их валентность.

Как иллюстрацию к этому стоит рассмотреть пример образования гидрокарбоната кальция из углекислого газа, оксида гидрогена (воды) и белого пищевого красителя Е170 (карбоната кальция): СО 2 + Н 2 О +СаСО 3 → Са(СО 3) 2. В данном случае имеет место классическая реакция соединения. При ее осуществлении валентность реагентов не меняется.

Чуть более совершенное (нежели первое) химическое уравнение 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 является примером окислительно-восстановительного процесса при взаимодействии простого и сложного неорганических реагентов: газа (хлора) и соли (хлорида железа).

Виды реакций присоединения в органической химии

Как уже было указано в четвертом пункте, в веществах органического происхождения рассматриваемая реакция именуется «присоединением». Как правило, в ней принимают участие сложные вещества с двойной (или тройной) связью.

Например, реакция между дибромом и этиленом, ведущая к образованию 1,2-дибромэтана: (С 2 Н 4) СН 2 = СН 2 + Br 2 → (C₂H₄Br₂) BrCH 2 — CH 2 Br. Кстати, знаки похожие на равно и минус («=» и «-«), в данном уравнении показывают связи между атомами сложного вещества. Это особенность записи формул органических веществ.

В зависимости от того, какие из соединений выступают в роли реагентов, выделяются несколько разновидностей рассматриваемого процесса присоединения:

  • Гидрирование (добавляются молекулы гидрогена Н по кратной связи).
  • Гидрогалогенирование (присоединяется галогеноводород).
  • Галогенирование (добавление галогенов Br 2 , Cl 2 и подобных).
  • Полимеризация (образование из нескольких низкомолекулярных соединений веществ с высокой молекулярной массой).

Примеры реакции присоединения (соединения)

После перечисления разновидностей рассматриваемого процесса стоит узнать на практике некоторые примеры реакции соединения.

В качестве иллюстрации гидрирования можно обратить внимание на уравнение взаимодействия пропена с водородом, в результате которого возникнет пропан: (С 3 Н 6 ) СН 3 —СН=СН 2 + Н 2 → (С 3 Н 8 ) СН 3 —СН 2 —СН 3 .

В органической химии реакция соединения (присоединения) может происходить между соляной кислотой и этиленом с формированием хлорэтана: (С 2 Н 4 ) СН 2 = СН 2 + HCl → CH 3 — CH 2 —Cl (C 2 H 5 Cl). Представленное уравнение является примером гидрогалогенирования.

Что касается галогенирования, то его можно иллюстрировать реакцией между дихлором и этиленом, ведущей к образованию 1,2-дихлорэтана: (С 2 Н 4 ) СН 2 = СН 2 + Cl 2 → (C₂H₄Cl₂) ClCH 2 -CH 2 Cl.

Множество полезных веществ образовывается благодаря органической химии. Реакция соединения (присоединения) молекул этилена с радикальным инициатором полимеризации под воздействием ультрафиолета — тому подтверждение: n СН 2 = СН 2 (R и УФ-свет) → (-СН 2 -СН 2 -)n. Образованное таким способом вещество хорошо известно каждому человеку под именем полиэтилена.

Из этого материала изготавливаются различные виды упаковок, пакеты, посуда, трубы, утепляющие вещества и многое другое. Особенностью данного вещества является и возможность его вторичной переработки. Своей популярностью полиэтилен обязан тому, что не разлагается, из-за чего экологи негативно относятся к нему. Однако в последние годы был найден способ безопасной утилизации изделий из полиэтилена. Для этого материал обрабатывается азотной кислотой (HNO 3). После чего отдельные виды бактерий способны разлагать это вещество на безопасные составляющие.

Реакция соединения (присоединения) играет важную роль в природе и жизни человека. Помимо этого, она часто используется учеными в лабораториях, чтобы синтезировать новые вещества для различных важных исследований.

1. Реакции соединения. Д.И.Менделеев определял соединение как реакцию, «при которой из двух веществ происходит одно. Итак, при реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава

A + B + C = D

К реакциям соединения относят процессы горения простых веществ (серы, фосфора, углерода) на воздухе. Например, углерод горит на воздухе С+О2=СО2 (конечно эта реакция протекает постепенно, сначала образуется угарный газ СО). Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений — являются экзотермическими.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са (НСО3)2

так и относиться к числу окислительно-восстановительных

2FеСl2 + Сl2 = 2FеСl3.

2. Реакции разложения. Химические реакции разложения, по Менделееву, «составляют случаи, обратные соединению, то есть такие, при которых одно вещество даёт два, или, вообще, данное число веществ — большее их число.

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества

А = В + С + D

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества. Примером реакции разложение может служить химическая реакция разложения мела (или известняка под воздействием температуры): СаСО3=СаО+СО2. Для проведения реакции разложения, как правило, требуется нагревание. Такие процессы — эндотермические, т.е. протекают с поглощением теплоты. Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот

CuSO4 5h3O = CuSO4 + 5h3O,

Cu(OH)2 = CuO + h3O,

h3SiO3 = SiO2 + h3O.

К реакциям разложения окислительно-восстановительного характера относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления

2SO3 = 2SO2 + O2,

4HNO3 = 2h3O + 4NO2O + O2O,

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,

(Nh5) 2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4h3O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии, в отличие от реакций разложения в неорганической химии, имеют свою специфику. Их можно рассматривать как процессы, обратные присоединению, поскольку в результате чаще всего образуются кратные связи или циклы.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга

С18h48 = С9h28 + С9h30

или дегидрирования C4h20 = C4H6 + 2h3.

В реакциях двух других типов число реагентов равно числу продуктов.

3. Реакции замещения. Их отличительный признак — взаимодействие простого вещества со сложным. Такие реакции есть и в органической химии. Однако понятие «замещение» в органике шире, чем в неорганической химии. Если в молекуле исходного вещества какой-либо атом или функциональная группа заменяются на другой атом или группу, это тоже реакции замещения, хотя с точки зрения неорганической химии процесс выглядит как реакция обмена.

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное А + ВС = АВ + С

Например, опустив стальной гвоздь в раствор медного купороса получаем железный купорос (железо вытеснило медь из её соли) Fe+CuSO4= FeSO4+Cu.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным

2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3,

Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,

2КВr + Сl2 = 2КСl + Вr2,

2КСlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2.

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны.

Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды

СаСО3+ SiO2 = СаSiO3 + СО2,

Са3(РО4)2 + ЗSiO2 = ЗСаSiO3 + Р2О5.

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена

СН4 + Сl2 = СН3Сl + НСl.

4. Реакции обмена (в том числе и нейтрализации). Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями

АВ + СD = АD + СВ

Большое их число протекает в водных растворах. Примером химической реакции обмена может служить нейтрализация кислоты щёлочью

NaOH+HCl=NaCl+Н2О.

Здесь в реагентах (веществах, стоящих слева) ион водорода из соединения HCl обменивается с ионом натрия из соединения NaOH, в результате чего образуется раствор поваренной соли в воде.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями

ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

AgNО3 + КВr = АgВr + КNО3,

СrСl3 + ЗNаОН = Сr(ОН)3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации

НСl + КОН = КСl + Н2О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения

NаНСО3 + НСl = NаСl + Н2О + СО2,

Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О,

СН3СООNа + Н3РО4 = СН3СООН + NаН2РО4.

Однако очень многие реакции не укладываются в приведённую простую схему. Например, химическая реакция между перманганатом калия (марганцовкой) и иодидом натрия не может быть отнесена ни к одному из указанных типов. Такие реакции, обычно, называют окислительно- восстановительные, например

2KMnO4+10NaI+8h3SO4=2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+5I2+8h3O.

К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. В более обобщенном варианте (уже с учетом и органической химии), все реакции с участием простых веществ. И, наоборот, к реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.

2. Классификация реакций по фазовым признакам

В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:

1. Газовые реакции:

2. Реакции в растворах:

NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н2О(ж).

3. Реакции между твердыми веществами:

СаО(тв) +SiO2(тв) = СаSiO3(тв).

3. Классификация реакций по числу фаз

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции


Процесс открытия: окисление и Сокращение

Первый шаг к теории химических реакций сделал Георг Эрнст Шталь в 1697 г., когда он предложил теорию флогистона , основанную на следующем наблюдения.

  • Металлы имеют много общих свойств.
  • Металлы часто образуют накипь при нагревании.(Термин calx определяется как рассыпчатый остаток, остающийся после обжига минерала или металла.)
  • Эти окалины не такие плотные, как металлы, из которых они изготовлены.
  • Некоторые из этих отложений образуют металлы при нагревании с древесным углем.
  • За редким исключением известняк встречается в природе, а не в металле.

Эти наблюдения привели Шталя к следующим выводам.

  • Флогистон (от греческого phlogistos , «сжигать») выделяется всякий раз, когда что-то горит.
  • Древесина и древесный уголь особенно богаты флогистоном, потому что они оставляют очень мало золы. когда они горят. (Свечи должны быть почти из чистого флогистона, потому что не оставляют пепла.)
  • Поскольку они встречаются в природе, известняки должны быть проще, чем металлы.
  • Металлы образуют накипь, выделяя флогистон.

Известняк металлический + флогистон

  • Металлы могут быть получены добавлением флогистона к извести.

Калкс + флогистон металлический

  • Поскольку древесный уголь богат флогистоном, нагревание извести в присутствии древесного угля иногда производит металлы.

Эта модель оказалась очень успешной. Это объясняло, почему металлы имеют схожие свойства: все они содержат флогистон. Это объяснил связь между металлами и их осадками, они были связаны приобретением или потерей флогистона. Это даже объяснил, почему свеча гаснет, когда ее помещают в стеклянный колпак, а воздух со временем насыщается флогистоном.

С теорией флогистона была только одна проблема. Еще в 1630 году Жан Рей отметил что олово набирает вес, когда образует накипь.(Известь примерно на 25% тяжелее, чем металла.) С нашей точки зрения, это кажется фатальным недостатком: если флогистон выделяется когда металл образует окалину, почему окалина весит больше, чем металл? Это наблюдение не беспокоил сторонников теории флогистона. Шталь объяснил это, предположив, что вес увеличился, потому что воздух попал в металл, чтобы заполнить вакуум, оставшийся после флогистон сбежал.

Теория флогистона была основой исследований в области химии на протяжении большей части XVIII века. век.Только в 1772 году Антуан Лавуазье заметил, что неметаллы приобретают большие массы при сгорании на воздухе. (Вес фосфора, например, увеличивается на примерно в 2,3 раза.) Величина этого изменения привела Лавуазье к выводу, что фосфор должен соединиться с чем-то в воздухе, когда он горит. Этот вывод был подкрепляется наблюдением, что объем воздуха уменьшается в 1/5 раза, когда фосфор горит в ограниченном количестве воздуха.

Лавуазье предложил название оксиген (буквально «кислотообразователь») для вещество, поглощаемое из воздуха при горении соединения.Он выбрал это имя, потому что продукты сгорания неметаллов, таких как фосфор, являются кислотами, когда они растворяются в вода.

P 4 ( с ) + 5 O 2 ( г ) P 4 O 10 ( 9 с)
P 4 O 10 ( S ) + 6 H 2 O ( л ) 4 H 3 PO 4 ( AQ )

Кислородная теория горения Лавуазье была в конце концов принята, и химики начали описать любую реакцию между элементом или соединением и кислородом как окисление . Например, реакция между металлическим магнием и кислородом включает окисление магний.

2 Mg( с ) + O 2 ( г ) 2 MgO( с )

На рубеже 20-го века казалось, что все реакции окисления имеют одну особенность при обычном окислении всегда по-видимому, связано с потерей электронов. Поэтому химики разработали модель для этих реакции, направленные на перенос электронов. Металлический магний, например, был Считается, что он теряет электроны с образованием ионов Mg 2+ при реакции с кислородом.К Согласно соглашению, элемент или соединение, получившее эти электроны, подвергается восстановлению . В этом случае говорят, что молекулы O 2 восстанавливаются с образованием ионов O 2-.

Классическая демонстрация окислительно-восстановительных реакций включает помещение куска медной проволоки в водный раствор иона Ag + . В реакции участвуют суммарный перенос электронов от металлической меди к ионам Ag + с образованием вискеров металлического серебра, которые вырастают из медной проволоки и ионов Cu 2+ .

Cu( s ) + 2 Ag + ( водный раствор ) Cu 2+ ( водный раствор ) + 2 Ag( с )

Образующиеся в этой реакции ионы Cu 2+ ответственны за голубой цвет раствора. Их наличие можно подтвердить, добавив к этому раствору нашатырный спирт. с образованием темно-синего комплексного иона Cu(NH 3 ) 4 2+ .

В конце концов химики поняли, что окислительно-восстановительные реакции не всегда включают перенос электронов.Количество валентных электронов не изменяется ни на одном из атомы при реакции CO 2 с H 2 , например,

CO 2 ( г ) + H 2 ( г ) CO( г ) + H 2 O( г )

, как показано следующими структурами Льюиса:

Поэтому

Химики разработали концепцию степени окисления , чтобы расширить идея окисления и восстановления к реакциям, в которых электроны на самом деле не приобретаются или потерял. Наиболее мощная модель окислительно-восстановительных реакций основана на следующие определения.

Окисление включает увеличение степени окисления атома.

Восстановление происходит, когда степень окисления атома уменьшается .

Согласно этой модели, CO 2 восстанавливается при реакции с водородом, потому что степень окисления углерода уменьшается с +4 до +2. Водород окисляется в этом реакции, потому что его степень окисления увеличивается от 0 до +1.


Окислительно-восстановительные реакции

Мы находим примеры окислительно-восстановительных или окислительно-восстановительных реакций почти каждый раз, когда мы анализируем реакции, используемые как источники либо тепла, либо работы. Когда естественно горит газ, например, происходит окислительно-восстановительная реакция, выделяющая более 800 кДж/моль энергии.

CH 4 ( г ) + 2 O 2 ( г ) CO 2 ( г ) + 2 H 2 O( г )

В нашем организме последовательность окислительно-восстановительных реакций используется для сжигания сахаров, такие как глюкоза (C 6 H 12 O 6 ) и жирные кислоты в жирах мы едим.

C 6 H 12 O 6 ( водный ) + 6 O 2 ( г г) 9090 2 6 CO 2 + 6 Н 2 О( л )
CH 3 (CH 2 ) 16 CO 2 H( aq ) + 26 O 2 ( г) 18 CO 2 ( г ) + 18 Н 2 О( л )

Мы не должны ограничиваться реакциями, которые могут быть использованы в качестве источника энергии, однако, чтобы найти примеры окислительно-восстановительных реакций. Серебряный металл, для например, окисляется при контакте со следовыми количествами H 2 S или SO 2 в атмосфере или пищевых продуктах, таких как яйца, богатые серой соединения.

4 Ag( s ) + 2 H 2 S( г ) + O 2 ( г ) 2 Ag 2 S( с ) + 2 H 2 O( г )

К счастью, пленка Ag 2 S, собирающаяся на поверхности металла, образует защитное покрытие, замедляющее дальнейшее окисление металлического серебра.

Потускнение серебра — лишь один из примеров широкого класса окислительно-восстановительных процессов. реакции, подпадающие под общую позицию коррозия . Другая Примером может служить ряд реакций, происходящих при ржавчине железа или стали. При нагревании гладить реагирует с кислородом с образованием смеси оксидов железа (II) и железа (III).

2 Fe( s ) + O 2 ( г ) 2 FeO( s )
2 Fe( s ) + 3 O 2 ( г ) 2 Fe 2 O 3 ( s )

Расплавленное железо реагирует даже с водой с образованием водного раствора ионов Fe 2+ и H 2 газ.

Fe( l ) + 2 H 2 O( l ) Fe 2+ ( aq ) + 2 OH ( водный раствор ) + H 2 ( г )

Однако при комнатной температуре все три реакции настолько медленны, что их можно игнорируется.

Железо подвергается коррозии только при комнатной температуре в присутствии кислорода и воды. в В ходе этой реакции железо окисляется с образованием гидратированной формы оксида железа (II).

2 Fe( s ) + O 2 ( aq ) + 2 H 2 O( l ) 2 FeO H 2 O( с )

Поскольку это соединение имеет ту же эмпирическую формулу, что и Fe(OH) 2 , часто ошибочно называют гидроксидом железа (II) или двухвалентного железа. FeO H 2 O образовался в эта реакция далее окисляется O 2 , растворенным в воде, с получением гидратированного форма оксида железа (III) или трехвалентного железа.

4 FeO H 2 O( s ) + O 2 ( aq ) + 2 H 2 O( l ) 2 Fe 2 О 3 3 Н 2 О( с )

Чтобы еще больше усложнить ситуацию, FeO H 2 O образовался на поверхности металла. соединяется с Fe 2 O 3 3 H 2 O с образованием гидратированной формы магнитный оксид железа (Fe 3 O 4 ).

FeO H 2 O( s ) + Fe 2 O 3 3 H 2 O( s ) Fe 3 O 4 n H 2 O( s )

Поскольку эти реакции происходят только в присутствии воды и кислорода, автомобили, как правило, ржаветь там, где скапливается вода.Кроме того, поскольку простейший способ предотвращения образования железа от ржавчины — покрыть металл так, чтобы он не соприкасался с водой, автомобили были изначально красил только по одной причине замедлить образование ржавчины.


Присвоение номеров окисления

Ключом к идентификации окислительно-восстановительных реакций является распознавание того, когда химическое реакция приводит к изменению степени окисления одного или нескольких атомов.Следовательно, это Хорошая идея еще раз взглянуть на правила присвоения степеней окисления. К определение, степень окисления атома равна заряду, который будет присутствовать на атом, если соединение состоит из ионов. Если предположить, что CH 4 содержит ионы С 4- и Н + , например, степени окисления атомы углерода и водорода были бы -4 и +1.

Обратите внимание, что не имеет значения, действительно ли соединение содержит ионы.окисление число — это заряд атома, который был бы у атома, если бы соединение было ионным. Концепция чего-либо Степень окисления — это не более чем система учета, используемая для отслеживания электронов. в химических реакциях. Эта система основана на ряде правил, обобщенных в таблице. ниже.

Правила присвоения номеров окисления
  • Степень окисления атома равна нулю в нейтральном веществе, содержащем атомы только один элемент.Таким образом, атомы в O 2 , O 3 , P 4 , S 8 , и металлический алюминий имеют степень окисления 0,
  • .
  • Степень окисления одноатомных ионов равна заряду иона. окисление число натрия в ионе Na + равно +1, например, а степень окисления хлор в ионе Cl равен -1.
  • Степень окисления водорода равна +1, когда он соединяется с неметаллом .Таким образом, водород находится в степени окисления +1 в CH 4 , NH 3 , H 2 O, и HCl.
  • Степень окисления водорода равна -1 в сочетании с металлом . Таким образом, водород находится в степени окисления -1 в LiH, NaH, CaH 2 и LiAlH 4 .
  • Металлы группы IA образуют соединения (такие как Li 3 N и Na 2 S) в атом металла находится в степени окисления +1.
  • Элементы группы IIA образуют соединения (такие как Mg 3 N 2 и CaCO 3 ) в котором атом металла находится в степени окисления +2.
  • Кислород обычно имеет степень окисления -2. Исключение составляют молекулы и многоатомные ионы, содержащие связи O-O, такие как O 2 , O 3 , H 2 O 2 , и ион O 2 2-.
  • Неметаллы группы VIIA часто образуют соединения (такие как AlF 3 , HCl и ZnBr 2 ) в котором неметалл находится в степени окисления -1.
  • Сумма степеней окисления атомов в молекуле равна заряду на молекула.
  • Самый электроотрицательный элемент в соединении имеет отрицательную степень окисления.

Любой свод правил, каким бы хорошим он ни был, поможет вам только до определенного момента. Тогда вам придется полагаться на сочетании здравого смысла и предварительных знаний. Вопросы, на которые стоит обратить внимание при присвоение степеней окисления включает следующее: Есть ли в молекуле какие-либо узнаваемые ионы? Имеет ли значение степень окисления в с точки зрения известной электронной конфигурации атома?


Распознавание окисления-восстановления Реакции

Химические реакции часто делят на две категории: окислительно-восстановительные или реакции метатезиса. Реакции метатезиса включают кислотно-щелочные реакции которые включают перенос иона H + от кислоты Бренстеда к кислоте Бренстеда основание.

CH 3 CO 2 H( aq ) + ОН ( водный ) CH 3 CO 2 ( aq ) + Н 2 О( л )
Кислота Бренстеда База Брнстеда База Брнстеда Кислота Бренстеда

Они также могут включать совместное использование пары электронов донором электронной пары. (основание Льюиса) и акцептор электронной пары (кислота Льюиса).

Co 3+ ( водный ) + 6 НЕТ 2 ( водный номер ) Co(NO 2 ) 6 3- ( aq )
Кислота Льюиса Основание Льюиса

Окислительно-восстановительные реакции или окислительно-восстановительные реакции может связаны с переносом одного или нескольких электронов.

Cu( s ) + 2 Ag + ( водный раствор ) Cu 2+ ( водный раствор ) + 2 Ag( с )

Они также могут возникать при переносе атомов кислорода, водорода или галогена.

CO 2 ( г ) + H 2 ( г ) CO( г ) + H 2 O( г

9 )

SF 4 ( г ) + F 2 ( г ) SF 6 ( г )

К счастью, существует практически надежный метод различения метатезиса и окислительно-восстановительные реакции.Реакции, в которых ни один из атомов не претерпевает изменения при окислении число метатезиса реакций. Окисление не изменилось. число любого атома в любой из реакций метатезиса, например.

Слово метатезис буквально означает «обмен» или «транспозиция», и он используется для описания изменений, которые происходят в порядке буквы или звуки в слове по мере развития языка. Метатезис произошел, например, когда Староанглийское слово brid стало birds .В химии используется метатезис. для описания реакций обмена атомами или группами атомов между молекулами.

Когда хотя бы один атом претерпевает изменение степени окисления, реакция представляет собой окислительно-восстановительная реакция. Таким образом, каждая из реакций на рисунке ниже является Пример окислительно-восстановительной реакции.

Криптон — информация об элементе, свойства и использование

Стенограмма:

Химия в ее стихии: криптон

(Промо)

Вы слушаете Химию в ее стихии, представленную вам Chemistry World , журналом Королевского химического общества.

(Конец промо)

Крис Смит

Привет, на этой неделе появляется Супермен, и мы не говорим о довольно безвкусном танце 1980-х, мы говорим о Криптоне. Это Ангелос Михаэлидис из UCL.

Ангелос Михаэлидис

Криптон — вымышленная планета во вселенной DC Comics, родной мир супергероев Супермена и, в некоторых рассказах, Супергёрл и Крипто, «суперсобаки».Криптон постоянно изображается как разрушенный сразу после полета Супермена с планеты, причем точные детали его разрушения зависят от периода времени, писателей и франшизы.

Вот вам и попытка поиска в «википедии» этого «скрытого» элемента!

История его открытия, однако, раскрывает личность викторианского ученого, которого, по-своему, можно назвать супергероем. Родившийся в Глазго в 1852 году, Уильям Рамзи уже зарекомендовал себя как один из ведущих химиков своего времени, когда в 1887 году он занял свое место в Университетском колледже Лондона. Кафедра, которую он сменил, была занята лидерами научного прогресса, и почти сразу после вступления в свои новые обязанности он был избран членом Королевского общества. Поэтому о нем возлагали большие надежды, но никто не мог предвидеть открытий, которые произошли так быстро.

Коллеги Рамзи этого периода описывают его как «очаровательного, остроумного и щедрого» — черты, которые, без сомнения, сделали его человеком, с которым было легко сотрудничать. Таким образом, лорду Рэлею, самому выдающемуся физику, повезло больше, чем тому, что Рамзи ответил на его письмо в Nature в сентябре 1892 года.В нем лорд Рэлей выразил недоумение по поводу того, почему атмосферный азот имеет большую плотность, чем азот, полученный из химических источников, и задался вопросом, не захочет ли какой-нибудь химик обратить свое внимание на эту аномалию. Похоже, что никто, кроме профессора Рамзи, не пытался экспериментально решить этот вопрос.

Переписка между двумя мужчинами свидетельствует об энтузиазме, с которым Рамзи взялся за эту задачу, и подробно описывает кропотливую и кропотливую работу, сначала по выделению достаточного количества атмосферного азота, а затем по его проверке с помощью фракционной перегонки на наличие примесей — всего, что не было т азота. Таким образом, Рамзи писал Рэлею: «Мы можем открыть новый элемент». На самом деле они открыли аргон, а Рамзи открыл совершенно новый класс газов. В 1904 году ему была присуждена Нобелевская премия по химии за открытие аргона, неона, ксенона и, конечно же, криптона.

Как и его собратья, криптон представляет собой бесцветный благородный газ без запаха и вкуса, который в следовых количествах встречается в атмосфере. Как и другие благородные газы, он также используется в освещении и фотографии, а его высокая светоотдача в плазме позволяет ему играть важную роль во многих мощных лазерах.В отличие от своих более легких собратьев, он достаточно реактивен, чтобы образовывать химические соединения: основным примером является фторид криптона, что привело к разработке лазера на фториде криптона. Лазер невидимого света, разработанный в 1980-х годах Лос-Аламосской национальной лабораторией, который нашел применение в термоядерных исследованиях и литографии. Самый тяжелый стабильный изотоп криптона, криптон 86, стал известен во второй половине прошлого века, когда в качестве официального расстояния в метр использовалось чуть более полутора миллионов длин волн его оранжево-красной спектральной линии.

Но потенциальное применение и практическое использование криптона, возможно, не имеет значения в истории его открытия. Суть работы Рамзи заключалась не в том, чтобы использовать свои знания для каких-то утилитарных целей, а в том, чтобы открывать. Возможно, о научных усилиях слишком часто судят по тому, являются ли их результаты «полезными». Но открытия и знания иногда являются самоцелью. Пурист знает радость открытия того, что до сих пор было неизвестно.

Сэр Уильям Рэмзи был пуристом — человеком с ненасытным стремлением лучше понять мир.Он путешествовал по Канаде, Соединенным Штатам, Финляндии, Индии и Турции со своей женой леди Рамзи. Он был человеком, открытым для новых идей, всегда старался в своих путешествиях изучать местные языки и обычаи и всегда был готов к новому опыту. Один анекдот, рассказанный попутчиком по Исландии, описывает его, стоящего на месте гейзера с маленькой стеклянной банкой, улавливающей газы, когда они извергаются из-под ног. Изображение безошибочно свидетельствует о детском увлечении природой человека, чья преданность исследованиям не знала границ.

В своей биографии Рамзи 1918 года сэр Уильям Тилден описывает его как человека, «всегда наполненного той божественной любознательностью, которая побуждает первооткрывателя двигаться вперед», который наслаждался удовлетворением от осознания того, что он чего-то достиг. Действительно, в мемориальной лекции для своего покойного друга Анри Муассана в 1912 году Рамзи процитировал следующие слова:

«Но чего я не могу передать на следующих страницах, так это острого удовольствия, которое я испытал в погоне за этими открытиями. новую борозду; иметь полный простор для следования своей склонности; видеть со всех сторон новые предметы изучения, обрушивающиеся на меня, пробуждающие истинную радость, которую могут испытать только те, кто сам вкусил прелести исследования»

Что осталось Таким образом, это радость от нахождения того, что скрыто, факт, отраженный в самом названии этого элемента, Криптон, взятом от «крипто», что по-гречески означает «скрытый».И ничего общего с SuperDog.

Крис Смит

Скрытый элемент, который, как подозревал лорд Рэли, мог быть там, и который действительно обнаружил Уильям Рамзи. Большое спасибо Ангелосу Михаэлидесу. Он базируется в Университетском колледже Лондона. На следующей неделе к одному из тех элементов, химический символ которых, по-видимому, не имеет абсолютно никакого отношения к названию самого вещества. Почему?

Кэтрин Холт

Много веков назад среднеевропейские оловянщики заметили, что когда в оловянной руде присутствует определенный минерал, их выход олова значительно снижается.Они назвали этот минерал «волчьей пеной», потому что, по их словам, он пожирал олово так же, как волк пожирает овцу!

Крис Смит

А Кэтрин Холт расскажет нам историю буквы W в периодической таблице вольфрама в выпуске «Химия в ее элементах» на следующей неделе, надеюсь, вы сможете присоединиться к нам. Я Крис Смит, спасибо за внимание и до свидания.

(Акция)

(Конец акции)

Реакция окисления-восстановления – обзор

20.2.2.3 Окислительно-восстановительные процессы

Окислительно-восстановительные реакции влияют на степень окисления, биодоступность и подвижность As(III) и As(V). Эти реакции могут протекать абиотически, например, окисление As(III) оксидом марганца (Oscarson et al., 1981; Brannon and Patrick, 1987; Chiu and Hering, 2000; Manning et al., 2002) и грин ржавчина (Jönsson и Шерман, 2008 г.; Су и Пульс, 2004 г.). Однако многие важные окислительно-восстановительные реакции, влияющие на As, опосредованы микроорганизмами (Santini and Ward, 2018; Cullen and Reimer, 1989; Ahmann et al., 1994; Инскип и др., 2002 г.; Ньюман и др., 1998; Оремланд и Штольц, 2003, 2005; Штольц и Оремланд, 1999 г.; Сантини и др., 2002). Бактерии могут восстанавливать As(V), окислять As(III) и метилировать As для детоксикации и выработки энергии. Эти организмы филогенетически разнообразны и могут быть обнаружены в самых разных местообитаниях (Santini, Ward, 2018; Oremland, Stolz, 2003). Поскольку As(III) и As(V) обладают разными адсорбционными характеристиками (Dixit and Hering, 2003), восстановление или окисление As может повлиять на способность соединений As либо оставаться прикрепленными к минеральным поверхностям, либо мобилизоваться с них (Zobrist et al., 2000; Лангнер и Инскип, 2000).

Организмы, восстанавливающие Fe и S, также могут влиять на подвижность As. Fe-редуцирующие бактерии восстановительно растворяют ГФО, на которых адсорбирован мышьяк. Важность Fe-редуцирующих бактерий в процессе мобилизации As в Бангладеш и Западной Бенгалии была признана в начале 2000-х годов (Islam et al., 2004; McArthur et al., 2001; Nickson et al., 1998, 2000; и др., 2004 и многие другие). Некоторые бактерии могут восстанавливать как Fe(III), так и As(V) как в виде отдельных штаммов, так и в виде сообществ (Campbell et al., 2006). Восстановительное растворение ГФО также может изменить площадь поверхности и свойства минерала, что приведет к изменению механизмов сорбции/десорбции (например, Tadanier et al., 2005). Кроме того, на скорость восстановительного растворения влияет минералогический состав Fe и накопление продуктов реакции, в том числе соединений Fe(II) и As, на поверхности (Ford, 2002; Hansel et al., 2004; Roden, Urrutia, 2002). Бактериальное восстановление сульфатов также может влиять на подвижность мышьяка, так как в этом процессе образуется сульфид, который может связываться как с железом, так и с мышьяком, удаляя мышьяк из воды (Kirk et al., 2004; Сан и др., 2016; Мур и др., 1988; Риттл и др., 1995; Кеймовиц и др., 2007).

Реакции в водном растворе | Encyclopedia.com

ПОНЯТИЕ

Большинство людей в тот или иной момент слышали термин «окисление», и, судя по звучанию этого слова, у них могло сложиться впечатление, что оно как-то связано с кислородом. Действительно, так оно и есть, потому что кислород имеет тенденцию притягивать к себе электроны. Эта тенденция, а не присутствие самого кислорода, на самом деле является тем, что идентифицирует окисление, определяемое как процесс, в котором вещество теряет электроны.Окисление одного вещества всегда сопровождается восстановлением или присоединением электронов со стороны другого вещества — отсюда и термин «окислительно-восстановительная реакция», иногда называемая окислительно-восстановительной реакцией. Мир полон примеров этой чрезвычайно важной формы химической реакции. Одним из таких примеров является горение или даже более быстрая форма горения, взрыв. Точно так же метаболизм пищи, как и другие биологические процессы, включает реакции окисления и восстановления. Так же и ряд процессов, происходящих на поверхности металлов: при ржавчине железа; когда медь зеленеет; или когда алюминий образует покрытие из оксида алюминия, которое предотвращает его ржавление.Окислительно-восстановительные реакции также играют важную роль в электрохимии, которая имеет очень полезное применение в повседневной жизни в виде батарей.

КАК ЭТО РАБОТАЕТ

Химические реакции

Химическая реакция – это процесс, при котором химические свойства вещества изменяются путем перегруппировки его атомов. Изменение, производимое химической реакцией, совершенно отличается от чисто физического изменения, которое не затрагивает основных свойств самого вещества.Кусок меди можно нагревать, плавить, придавать ему различные формы и так далее, но при всех этих изменениях он остается чистой медью, элементом семейства переходных металлов.

Но предположим, что медная крыша подвергается воздействию стихии в течение многих лет. Медь славится своей высокой коррозионной стойкостью, и это, в сочетании с ее красотой, сделало ее предпочтительным материалом для использования на крышах внушительных зданий. (Поскольку это относительно дорого, немногие представители среднего класса сегодня могут позволить себе крышу, полностью сделанную из меди, но иногда она используется в качестве декоративного элемента, например, над входом в дом. ) В конце концов, однако, медь начинает подвергаться коррозии при длительном воздействии воздуха.

С годами на незащищенной меди образуется тонкий слой черного оксида меди, и со временем следы углекислого газа в воздухе способствуют образованию зеленоватого карбоната меди. Это объясняет, почему Статуя Свободы, покрытая листами меди, имеет зеленый цвет, а не красновато-золотистый оттенок новой, не проржавевшей меди.

ВНЕШНИЙ ПРОТИВ. ВНУТРЕННИЕ ИЗМЕНЕНИЯ.

В предыдущих абзацах описываются два совершенно разных явления.Первым было физическое изменение, при котором химические свойства вещества — меди — оставались неизменными. Второе, с другой стороны, включало химическое изменение на поверхности меди, когда атомы меди связывались с атомами углерода и кислорода в воздухе, образуя что-то отличное от меди. Разницу между этими двумя типами изменений можно уподобить разновидностям изменений в жизни человека — внешнему изменению с одной стороны, и глубоко укоренившиеся изменения с другой.

Человек может переехать в другой дом, на работу, в школу или в другой город, но человек останется прежним.Многие поговорки в английском языке выражают этот факт: например, «Куда бы ты ни пошел, ты там» или «Можно вывезти мальчика из деревни, но нельзя вывезти страну из мальчика». Переезд — это просто физическое изменение. С другой стороны, если человек меняет систему верований, преодолевает старые чувства (или поддается новым), коренным образом меняет образ жизни или каким-либо другим образом меняет свое мнение о чем-то важном — это аналогично химическому отравлению. изменять. В этих случаях человек, как и описанная выше поверхность меди, изменился не только по внешним свойствам, но и по внутреннему составу.

«LEO Лев говорит ‘GER'»

Химические реакции подробно рассматриваются в эссе, посвященном этому предмету, в котором, среди прочего, обсуждаются многие способы классификации химических реакций. Эти разновидности химической реакции не все являются взаимоисключающими, поскольку они относятся к разным аспектам реакции. Как отмечалось в обзоре различных типов реакций, одним из наиболее значимых является окислительно-восстановительная реакция (иногда называемая окислительно-восстановительной реакцией), включающая перенос электронов.

Как следует из названия, окислительно-восстановительная реакция состоит из двух процессов: окисления, при котором электроны теряются, и восстановления, при котором электроны приобретаются. Хотя они определены здесь отдельно, они не встречаются независимо друг от друга; следовательно, более крупная реакция, частью которой является каждый из них, называется реакцией окисления-восстановления. Чтобы не спутать эти два понятия, учителя химии давно разработали полезный, хотя и бессмысленный, мнемонический прием: «Лев ЛЕО говорит «ГЕР». LEO означает «Потеря электронов, окисление», а «GER» означает «Поступление электронов, восстановление».

Во многих, хотя и не во всех, окислительно-восстановительных реакциях участвует кислород. Кислород легко соединяется с другими элементами и при этом имеет тенденцию захватывать электроны у атомов этих других элементов. В результате атом кислорода становится ионом (атом с электрическим зарядом) – анион или отрицательно заряженный ион

При взаимодействии с другим элементом кислород восстанавливается, а другой элемент окисляется, становясь катионом или положительно заряженным ионом. тоже легко запомнить: сам кислород, очевидно, не может окисляться, значит, он должен восстанавливаться.Но поскольку не во всех окислительно-восстановительных реакциях участвует кислород, возможно, лучше запомнить это следующим образом. Электроны заряжены отрицательно, и элемент, который принимает их в окислительно-восстановительной реакции, восстанавливается — так же, как человек, который думает, что негативные мысли «редуцируются», если эти негативные мысли побеждают позитивные.

Числа окисления

Степень окисления (иногда называемая степенью окисления) представляет собой целое число, присваиваемое каждому атому в реакции окисления-восстановления.Это облегчает отслеживание вовлеченных электронов и наблюдение за тем, как они меняют положение. Вот несколько правил определения степени окисления.

  • 1. Степень окисления атома элемента, не связанного с другими элементами в соединении, всегда равна нулю.
  • 2. Для иона любого элемента степень окисления равна его заряду. Так, ион натрия, который имеет заряд +1 и символически обозначается как Na + , имеет степень окисления +1.
  • 3. Определенные элементы или семейства образуют ионы предсказуемым образом:
  • a. Щелочные металлы, такие как натрий, всегда образуют ион +1; степень окисления = +1.
  • б. Щелочноземельные металлы, такие как магний, всегда образуют ион +2; степень окисления = +2.
  • в. Галогены, такие как фтор, образуют ионы -1; степень окисления = -1.
  • д. Другие элементы имеют предсказуемые способы образования ионов; но некоторые, такие как азот, могут иметь несколько степеней окисления.
  • 4.Степень окисления кислорода равна -2 для большинства соединений, содержащих ковалентные связи.
  • 5. Когда водород участвует в ковалентных связях с неметаллами, его степень окисления равна +1.
  • 6. В бинарных соединениях (соединениях с двумя элементами) элементу с большей электроотрицательностью присваивается отрицательная степень окисления, равная его заряду, когда он появляется в виде аниона в ионных соединениях.
  • 7. Когда соединение электрически нейтрально, сумма степеней окисления его элементов равна нулю.
  • 8. В ионном химическом веществе сумма степеней окисления составляющих его элементов должна равняться общему заряду.

Эти правила здесь обсуждаться не будут; скорее, они представлены, чтобы показать некоторые сложности, связанные с анализом окислительно-восстановительной реакции со структурной точки зрения, то есть с точки зрения атомных или молекулярных реакций. По большей части мы будем наблюдать за окислительно-восстановительными явлениями феноменологически или с точки зрения их внешних эффектов.Хороший учебник по химии должен содержать более подробный обзор этих правил, а также таблицу, показывающую степени окисления элементов и бинарных соединений.

Окислительно-восстановительные реакции легче понять, если их изучать так, как если бы они были двумя полуреакциями. Половина реакции включает в себя то, что происходит с веществами и электронами в окислительной части, тогда как другая половина реакции указывает на активность веществ и электронов в восстановительной части.

ПРИМЕНЕНИЕ В РЕАЛЬНОЙ ЖИЗНИ

Горение и взрывы

Как и при любом типе химической реакции, горение происходит при разрыве химических связей и образовании новых связей.Так случилось, что горение представляет собой особенно драматичный тип окислительно-восстановительной реакции: в то время как мы не можем наблюдать за ржавчиной железа, горение является заметным событием. Еще более драматичным является горение, которое происходит с такой скоростью, что приводит к взрыву.

Уголь — это почти чистый углерод, и его горение на воздухе — хрестоматийный пример окислительно-восстановительного процесса. Хотя азота в воздухе гораздо больше, чем кислорода (который представляет собой смесь, а не соединение), азот очень неактивен при низких температурах. По этой причине его можно использовать для очистки пустых топливных баков, ситуация, в которой присутствие чистого кислорода чрезвычайно опасно. В любом случае, когда вещество горит, оно реагирует с кислородом воздуха.

Как и следовало ожидать из того, что уже было сказано об окислительно-восстановительном, кислород восстанавливается, а углерод окисляется. Что касается степеней окисления, то степень окисления углерод прыгает от 0 до 4, а кислород уменьшается до -2. Когда они горят, эти два образуют двуокись углерода или CO 2 , в котором два заряда -2 атомов кислорода нейтрализуют заряд +4 атома углерода, образуя электрически нейтральное соединение.

ГОРЕНИЕ В ЧЕЛОВЕЧЕСКОМ ОПЫТЕ.

Возгорание стало важной частью человеческой жизни с тех пор, как наши доисторические предки научились использовать силу огня для приготовления пищи и освещения своих пещер. Мы склонны думать о досовременных временах — если использовать памятное название книги американского историка Уильяма Манчестера о Средневековье — как о мире 90 817, освещенном только огнем. На самом деле, наш современный век еще в большей степени основан на возгорании, чем у наших предков.

На протяжении веков сжигание животного жира — в факелах, лампах и, наконец, в свечах — давало людям свет.Дрова давали тепло, а также помогали готовить еду. Это были основные виды использования горения, помимо случайного использования огня в войне или для других целей (включая эту ужасную средневековую форму казни, сжигание на костре). Между прочим, одним заметным военным применением был «греческий огонь», созданный византийцами в седьмом веке нашей эры. Смесь нефти, нитрата калия и, возможно, негашеной извести, греческий огонь мог гореть на воде и использовался в морских сражениях для уничтожения вражеских кораблей.

Однако по большей части диапазон действий, в которых можно было применить горение, был довольно узким до появления паровой машины в период с конца семнадцатого до начала девятнадцатого века. Паровой двигатель использовал сжигание угля для производства тепла для кипячения воды, что, в свою очередь, обеспечивало мощность для работы машин. К началу двадцатого века сгорание нашло новое применение в двигателе внутреннего сгорания, используемом в автомобилях.

ВЗРЫВЧИВЫЕ ВЕЩЕСТВА.

Двигатель внутреннего сгорания не просто сжигает топливо; скорее, за счет комбинированного действия топливных форсунок (в современном автомобиле) вместе с поршнями, цилиндрами и свечами зажигания он фактически производит небольшие взрывы в молекулах бензина. Они производят выходную мощность, необходимую для вращения коленчатого вала и, в конечном итоге, колес.

Проще говоря, взрыв — это ускоренная форма горения. Первые взрывчатые вещества были изобретены китайцами в средние века, и к ним относились не только фейерверки и взрывные ракеты, но и порох.Однако по иронии судьбы Китай на протяжении многих веков отказывался от использования пороха в войне, в то время как европейцы восприняли его с энтузиазмом. Излишне говорить, что обладание европейцами огнестрельным оружием помогло им завоевать Америку, а также большую часть Африки, Азии и Тихого океана в период примерно с 1500 по 1900 год. новых взрывчатых веществ, таких как тротил или тринитротолуол, углеводород. Затем, в середине двадцатого века, появилось самое грозное взрывное устройство из всех: ядерная бомба.Ядерный взрыв сам по себе является результатом не окислительно-восстановительной реакции, а чего-то гораздо более сложного — либо расщепления атомов (деление), либо сближения атомных ядер (синтез).

Ядерные бомбы выделяют гораздо больше энергии, чем любое обычное взрывчатое вещество, но возникающий в результате взрыв также вызывает обильное обычное возгорание. Когда США сбросили атомные бомбы на Японские города Хиросима и Нагасаки в августе 1945 года, эти города пострадали не только от последствий непосредственного взрыва, но и от массовых пожаров, возникших в результате самого взрыва.

ЗАПРАВКА КОСМИЧЕСКОГО ШАТЛА.

Реакции окисления-восстановления также питают самый передовой вид транспорта, известный сегодня, космический шаттл. Фактический орбитальный аппарат относительно мал по сравнению с его внешним силовым агрегатом, который состоит из двух твердотопливных ракетных ускорителей с каждой стороны, а также внешнего топливного бака.

Внутри твердотопливных ракетных ускорителей находится перхлорат аммония (NH 4 ClO 4 ) и порошкообразный алюминий, которые подвергаются окислительно-восстановительной реакции, что придает шаттлу огромную дополнительную тягу.Что касается большего одинарного внешнего топливного бака, то он содержит газы, питающие ракету: водород и кислород.

Поскольку эти два вещества чрезвычайно взрывоопасны, их следует хранить в отдельных отсеках. Когда они реагируют, они, конечно, образуют воду, но при этом они также выделяют огромное количество энергии. Химическое уравнение для этого: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O + энергия.

28 января 1986 года что-то пошло не так с этой компоновкой на космическом шаттле «Челленджер». Холодная погода изнашивала уплотнительные кольца, герметизирующие водородный и кислородный отсеки, и газы попадали прямо в пламя позади самого шаттла. Это вызвало мощную и неконтролируемую окислительно-восстановительную реакцию, взрыв, унесший жизни всех семи астронавтов на борту шаттла.

Окружающая среда и здоровье человека

Сжигание может принести много пользы, но может и навредить. Это выходит за рамки очевидного: при сжигании ископаемого топлива или углеводородов избыток углерода (в виде двуокиси углерода и угарного газа) выбрасывается в атмосферу, оказывая вредное воздействие на окружающую среду.

На самом деле окислительно-восстановительные реакции тесно связаны с функционированием природной среды. Например, фотосинтез, преобразование света растениями в химическую энергию, представляет собой форму окислительно-восстановительной реакции, которая производит два основных элемента человеческой жизни: кислород и углеводы. Точно так же клеточное дыхание, которое наряду с фотосинтезом обсуждается в эссе об углероде, является окислительно-восстановительной реакцией, в которой живые существа расщепляют молекулы пищи для производства энергии, углекислого газа и воды.

Ферменты в организме человека регулируют окислительно-восстановительные реакции. Эти сложные белки, которых известно несколько сотен, действуют как катализаторы, ускоряя химические процессы в организме. Окислительно-восстановительные реакции также имеют место при метаболизме пищи для получения энергии, при этом вещества в пище расщепляются на компоненты, которые организм может использовать.

ОКИСЛЕНИЕ: ПОВРЕЖДЕНИЕ И СТАРЕНИЕ.

В то же время за порчу продуктов питания ответственны окислительно-восстановительные реакции, причем виновником здесь является окислительная часть реакции.Чтобы предотвратить порчу, производители продуктов питания часто добавляют консерванты, которые действуют как восстановители.

Окисление также может быть связано с последствиями старения человека, а также с другими состояниями, такими как рак, уплотнение артерий и ревматоидный артрит. Оказывается, молекулы кислорода и других окислителей, всегда жадные до электронов, извлекают их из мембран человеческих клеток. Со временем это может привести к постепенному ослаблению иммунной системы организма.

Чтобы предотвратить последствия окисления, некоторые врачи и ученые рекомендуют антиоксиданты — натуральные восстановители, такие как витамин С и витамин Е.Витамин С в лимонном соке можно использовать для предотвращения окисления на срезе яблока, чтобы оно не потемнело. Возможно, утверждают некоторые эксперты, природные восстановители также могут замедлять скорость окисления в организме человека.

Формирование новой поверхности на металле

Очевидно, что окисление может иметь коррозионный эффект, и нигде это не проявляется так очевидно, как при коррозии металлов под воздействием окислителей, прежде всего самого кислорода. Большинство металлов реагируют с O 2 и могли бы подвергнуться коррозии так быстро, что стали бы бесполезными, если бы не образование защитного покрытия — оксида.

Железо образует оксид, обычно известный как ржавчина, но на самом деле это мало защищает его от коррозии, поскольку оксид имеет тенденцию отслаиваться, подвергая свежие поверхности дальнейшему окислению. Каждый год предприятия и правительства выделяют миллионы долларов на защиту железа и стали от окисления с помощью покраски и других мер, таких как цинкование. Фактически, окислительно-восстановительные реакции практически определяют мир железа. Этот элемент, встречающийся в природе только в рудах, очищается путем нагревания руды с коксом (нечистым углеродом) в присутствии кислорода, так что кокс восстанавливает железо.

МЕТАЛЛЫ ДЛЯ ЧЕРЕЗ МЕТАЛЛЫ.

Медь, как мы видели, реагирует на окисление коррозией по-другому: не ржавлением, а изменением цвета. Аналогичный эффект наблюдается в серебре, которое тускнеет, образуя поверхность сульфида серебра, или Ag 2 S. Медь и серебро — два «металла для чеканки», названные так потому, что они часто использовались для чеканки монет. Они использовались для этой цели не только из-за их красоты, но и из-за их относительной устойчивости к коррозии.Это сопротивление, по сути, принесло им прозвище «благородные металлы».

Третьим членом этого мини-семейства является золото, которое практически не подвержено коррозии. Однако, каким бы замечательным ни было золото в этом отношении, вряд ли кто-то будет использовать его в качестве кровельного материала или для любого такого крупномасштабного применения, связанного с его устойчивостью к окислению. Помимо очевидных затрат, золото мягкое и не очень хорошо подходит для использования в строительстве, даже если бы оно было намного дешевле. И все же есть такой «чудо-металл»: он практически не подвержен коррозии, дешев и достаточно прочен в сплавах, чтобы его можно было использовать в конструкционных целях.Имя ему алюминий.

АЛЮМИНИЙ.

Было время, когда алюминий был даже дороже золота. Когда французский император Наполеон III хотел произвести впечатление на гостя, он распорядился, чтобы его обслуживали алюминиевой посудой, а менее знатным особам приходилось довольствоваться «обычными» золотом и серебром.

В 1855 году алюминий продавался по 100 000 долларов за фунт, тогда как в 1990 году текущая цена составляла около 0,74 доллара. Спрос не снизился — на самом деле, он увеличился в геометрической прогрессии, — а, скорее, увеличилось предложение благодаря развитию недорогого процесс восстановления алюминия. Два человека, один американец и один француз, открыли этот процесс одновременно: что интересно, их годы рождения и смерти совпадали.

Когда-то алюминий был драгоценным металлом, потому что его было чрезвычайно трудно отделить от кислорода. Процесс Холла-Эру решил эту проблему за счет применения электролиза — использования электрического тока для получения химического превращения — как способа восстановления ионов Al 3+ (имеющих высокое сродство к кислороду) до нейтральных атомов алюминия. В США сегодня 4.5% всей вырабатываемой электроэнергии используется для производства алюминия путем электролиза.

Приведенная выше статистика ошеломляет, учитывая, сколько электричества потребляют американцы, и указывает на важность этого когда-то драгоценного металла. На самом деле алюминий окисляется так же, как и любой другой металл, причем довольно быстро, образуя покрытие из оксида алюминия (Al 2 O 3 ). Но в отличие от ржавчины оксид алюминия невидим и действует как защитное покрытие. Хром, никель и олово реагируют на кислород аналогичным образом, но они не такие дешевые, как алюминий.

Электрохимия и батареи

Электрохимия — это наука о взаимосвязи между химической и электрической энергией. Среди его применений — создание аккумуляторов, использующих окислительно-восстановительные реакции для получения электрического тока.

Базовую батарею можно схематически изобразить в виде двух стаканов с раствором, соединенных проволокой. В одном растворе находится окислитель; в другом — восстановитель.Провод позволяет электронам проходить туда и обратно между двумя растворами, но чтобы гарантировать, что поток идет в обоих направлениях, два раствора также соединены «солевым мостом». Солевой мостик содержит гель или раствор, который позволяет ионам проходить вперед и назад, но пористая мембрана препятствует фактическому смешиванию растворов.

В свинцовой аккумуляторной батарее автомобиля сам свинец является восстановителем, а оксид свинца (IV) (PbO 2 ) действует как окислитель. Высокоэффективный тип батареи, способный выдерживать большие перепады температур, свинцовая аккумуляторная батарея используется с 1915 года.Попутно функции менялись, но основные принципы оставались неизменными — свидетельство надежности оригинальной конструкции.

Батареи, которые люди используют для питания всех видов портативных приборов, от фонариков до магнитофонов, называются сухими батареями. В отличие от описанной выше модели, использующей растворы, сухая ячейка (как следует из ее названия) не содержит жидких компонентов. Вместо этого он использует различные элементы в различных комбинациях, включая цинк, магний, ртуть, серебро, никель и кадмий.Последние два применяются в никель-кадмиевой батарее, которая особенно полезна, поскольку ее можно снова и снова перезаряжать внешним током. Ток превращает продукты химических реакций в батарее обратно в реагенты.

ГДЕ УЗНАТЬ БОЛЬШЕ

«Батарейки». Химический факультет Орегонского государственного университета (веб-сайт). (4 июня 2001 г.).

«Аккумуляторы и топливные элементы» (веб-сайт). (4 июня 2001 г.).

Бортон, Паула и Вики Кейв. Книга аккумуляторов и магнитов Усборна. Талса, Оклахома: EDC Publishing, 1995.

Craats, Rennay. Наука огня. Милуоки, Висконсин: Gareth Stevens Publishing, 2000.

Кнапп, Брайан Дж. Окисление и восстановление. Данбери, Коннектикут: Grolier Educational, 1998.

«Ссылки на восстановление окисления» (веб-сайт). (4 июня 2001 г.).

«Окислительно-восстановительные реакции». Общая химия (веб-сайт). (4 июня 2001 г.).

«Окислительно-восстановительные реакции: окислительно-восстановительные». UNC-Chapel Hill Chemistry Fundamentals (веб-сайт). (4 июня 2001 г. ).

Юнт, Лиза. Антуан Лавуазье: Основатель современной химии. Спрингфилд, Нью-Джерси: Enslow Publishers, 1997.

Zumdahl, Steven S. Введение в химию: основа, , четвертое издание. Boston: Houghton Mifflin, 2000.

КЛЮЧЕВЫЕ ТЕРМИНЫ

АНИОН:

Ион с отрицательным зарядом; произносится как «АН-т.е.-ун».

БИНАРНОЕ СОЕДИНЕНИЕ:

Соединение, состоящее из двух элементов.

ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ:

Процесс, при котором химические свойства вещества изменяются путем перегруппировки атомов в веществе.

ХИМИЧЕСКИЕ ВИДЫ:

Общий термин, используемый для любого вещества, изучаемого в химии, будь то элемент, соединение, смесь, атом, молекула, ион и так далее.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ:

Тип химической связи, при которой два атома имеют общие валентные электроны.

ЭЛЕКТРОХИМИЯ:

Изучение связи между химической и электрической энергией.

ЭЛЕКТРОЛИЗ:

Использование электрического тока для получения химических изменений.

ЭЛЕКТРОТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ:

Относительная способность атома притягивать валентные электроны.

КАТИОН:

Ион с положительным зарядом; произносится как «КАТ-т.е.-ун».»

ИОН:

Атом или группа атомов, которые приобрели электрический заряд вследствие потери или приобретения электронов.

ОКИСЛЕНИЕ:

Химическая реакция, при которой вещество теряет электроны. Она всегда сопровождается восстановлением ; отсюда и термин окислительно-восстановительная реакция.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ:

Химическая реакция с переносом электронов. .Всегда сопровождается окислением, отсюда и термин окислительно-восстановительная реакция.

Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.


Настройка браузера на прием файлов cookie

Существует множество причин, по которым файл cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее распространенные причины:

  • В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки браузера, чтобы принять файлы cookie, или спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
  • Ваш браузер спрашивает, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, нажмите кнопку «Назад» и примите файл cookie.
  • Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Попробуйте другой браузер, если вы подозреваете это.
  • Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы это исправить, установите правильное время и дату на своем компьютере.
  • Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Предоставить доступ без файлов cookie потребует от сайта создания нового сеанса для каждой посещаемой вами страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.


Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в файле cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файле cookie может храниться только та информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, если вы не решите ввести его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступ к остальной части вашего компьютера, и только сайт, создавший файл cookie, может его прочитать.

Реакции окисления-восстановления — Обзор химии (Видео)

Привет, и добро пожаловать в это видео о реакциях окисления-восстановления (или окислительно-восстановительных реакциях , для краткости).

Эти реакции включают перенос электронов между химическими веществами и широко распространены в природе и синтетической химии. Когда вы сжигаете пропан в своем барбекю, эта реакция горения является окислительно-восстановительной реакцией. Надоедливая ржавчина на вашем автомобиле также образуется в результате окислительно-восстановительной реакции.Даже ваши собственные клеток генерируют энергию посредством окислительно-восстановительных реакций. Так что, в буквальном смысле, вы окружены ими.

Начнем с терминологии. Окислительно-восстановительные реакции называются так потому, что во время реакции один химический элемент окисляется , а другой одновременно восстанавливается . Но что это значит?

Когда что-то окисляется , оно теряет электронов , а когда что-то восстанавливается , оно приобретает электроны.Простая мнемоника для запоминания: НЕФТЯНАЯ БУРОВАЯ ВЫСТАВКА: Окисленное теряется, восстанавливается.

Реакции окисления и восстановления всегда являются парными. Нет такой вещи, как просто реакция окисления. Когда химическое вещество окисляется, оно теряет электроны, и эти электроны должны куда-то деваться, поэтому они идут на восстановление другого химического вещества. Таким образом, частицы, которые были окислены, также называют восстановителем, потому что они обеспечивают электроны для восстановления. Точно так же частицы, которые восстанавливаются, называются окислителями, потому что для окисления им требуются электроны.Эта терминология часто может сбивать с толку, поэтому вам обязательно нужно с ней освоиться.

Давайте рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию со знакомым продуктом, хлоридом натрия, который может образовываться из металлического натрия и газообразного хлора.

Мы знаем, что хлорид натрия представляет собой ионное соединение , что означает, что натрий передал электрон хлору с образованием объемного Na плюс и Cl минус. Учитывая то, что мы только что узнали об окислительно-восстановительных реакциях, теперь мы можем сказать, что поскольку натрий теряет электрон, он окисляется, а поскольку хлор получает электрон, он восстанавливается.

В такой простой реакции легко отследить перенос 1 электрона. Однако в незнакомых и более сложных реакциях становится сложно следить за потоком электронов. Таким образом, химики присваивают каждому атому степень окисления (известную как «O.N.» или «степень окисления»), которая обычно отражает, насколько этот атом богат или беден электронами. Мы упрощаем процесс, предполагая, что все связи, даже ковалентные, являются ионными, что означает, что электроны передаются на 100%.Из-за этого предположения степени окисления не отражают фактический заряд атома. Но, отслеживая изменение степени окисления, мы можем проследить поток электронов в химической реакции.

Чтобы присвоить степени окисления, нам нужно выучить набор правил. Давайте начнем с изучения тех, которые необходимы для присвоения степени окисления для образования хлорида натрия.

Правило 1: Степень окисления любого свободного элемента равна 0. Итак, в нашем примере и наш металлический натрий, и газообразный хлор имеют степень окисления 0.

Правило 2: Степень окисления элемента группы 1А в соединении равна +1. Это правило применимо к натрию в хлориде натрия, поэтому мы можем присвоить натрию степень окисления +1.

Правило 3: Степень окисления элемента группы 7A(17) в соединении равна -1, если только он не соединен с атомом с большей электроотрицательностью , , в этом случае он принимает значение баланса заряд компаунда. В нашем случае хлор находится в паре с натрием, который имеет значительно меньшую электроотрицательность, поэтому хлор имеет степень окисления -1.

Теперь, когда мы присвоили степень окисления каждому элементу нашей реакции, давайте проведем окончательную проверку, чтобы убедиться в правильности присвоения, используя следующее правило:

Правило 4: Сумма степеней окисления для атомов внутри соединение должно равняться заряду соединения. В нашем примере единственным соединением является хлорид натрия, и его общий заряд равен 0, что подтверждается тем, что степени окисления для Na, +1 и Cl, -1 действительно в сумме дают 0.

. степени окисления для каждого вида, мы можем видеть, что атомы натрия были окислены, потому что их степень окисления увеличилась, тогда как атомы хлора были восстановлены, потому что их степень окисления уменьшилась.Мы также можем сказать, что натрий действует как восстановитель, а хлор действует как окислитель в этой реакции.

Теперь рассмотрим более сложную реакцию. Что произойдет, если к раствору азотнокислого серебра добавить раствор хлорида натрия? Хлорид натрия и нитрат серебра оба растворимы в воде, что означает, что они расщепляются на сольватированные ионы.

При смешивании двух растворов ионы серебра и хлорида находят друг друга и образуют хлорид серебра, нерастворимое в воде твердое вещество.Общая реакция может быть записана как хлорид натрия, который растворим в воде, плюс нитрат серебра, который также растворим в воде, реагирует с образованием нитрата натрия, который растворим в воде, плюс хлорид серебра, который является твердым.

Это окислительно-восстановительная реакция? Чтобы ответить на этот вопрос, нам нужно знать, передавались ли электроны между видами. Для этого присвоим степени окисления.

Мы можем начать с хлорида натрия, так как мы уже присвоили эти степени окисления.Натрий +1, хлор -1. Чтобы назначить нитрат серебра, нам нужно знать это правило:

Правило 5: Степень окисления кислорода равна -2, если только он не связан с фтором или другим кислородом.

В нитрат-ионе все три атома кислорода связаны с азотом, поэтому каждый кислород имеет степень окисления -2. С химической точки зрения это говорит о том, что хотя электроны в связи между азотом и кислородом являются общими, они проводят больше времени с кислородом, поэтому мы считаем их «принадлежащими» кислороду.

Чтобы присвоить азоту степень окисления, мы применяем четвертое правило, которое обсуждалось ранее. Поскольку мы знаем, что общий заряд нитрат-иона равен -1 и что сумма степеней окисления должна равняться заряду соединения, мы можем найти степень окисления азота: общий заряд равен троекратной степени окисления кислорода плюс степень окисления азота. Отрицательная единица равна трем отрицательным 2 плюс степень окисления азота. Положительные пять соответствуют степени окисления азота.

Теперь мы знаем, что степень окисления азота равна +5.

Далее давайте назначим степень окисления серебра в нитрате серебра, что приводит к нашему шестому правилу.

Правило 6: Степень окисления любого одноатомного иона – это заряд иона. Когда нитрат серебра растворяется в воде, он распадается на ион серебра и ион нитрата. Мы знаем, что ион серебра имеет заряд +1, следовательно, серебро также должно быть в степени окисления +1.

Мы присвоили степень окисления каждому элементу на стороне реагента, теперь давайте быстро займемся правой стороной.Нитрат натрия растворим в воде, поэтому он будет существовать в виде ионов натрия и нитрата. Натрий по-прежнему находится в степени окисления +1, а азот и кислород по-прежнему имеют +5 и -2 соответственно в нитрат-ионе.

И, наконец, согласно правилу 3, хлор в хлоре серебра равен -1, а поскольку соединение в целом нейтрально, серебро должно быть +1.

Обратите внимание, что степень окисления не изменилась ни для одного из элементов. Таким образом, электроны не передавались между видами, так что это не окислительно-восстановительная реакция!

Это был пример реакции двойного замещения или реакции метатезиса, которые не являются окислительно-восстановительными реакциями.Наряду с реакциями осаждения эта категория включает кислотно-щелочные реакции и принимает общую форму реакций AB плюс CD с образованием AD плюс CB.

Следовательно, если вы столкнулись с реакцией этой формы, вы можете быстро идентифицировать ее как НЕ окислительно-восстановительную реакцию, даже не присваивая степени окисления.

Наконец, давайте завершим еще одним примером: разложением хлората калия. Если хотите, поставьте видео на паузу и потратьте секунду, чтобы самостоятельно назначить степени окисления.

Хорошо, давайте попробуем вместе.

Используя правило 1, кислород на стороне продукта имеет степень окисления 0.

Используя правила 2 и 3, мы можем легко присвоить степени окисления +1 и -1 калию и хлору в хлориде калия на продукте сторона.

Поскольку из правила 2 нет исключений, мы также можем присвоить степень окисления +1 калию в хлорате калия.

Хлор связан с кислородом, который является более электроотрицательным атомом, что означает, что степень окисления Cl не равна -1, и вместо этого мы должны найти его.Зная, что кислород имеет степень окисления -2, мы можем составить следующее уравнение: Общий заряд хлората калия равен степени окисления калия плюс степень окисления хлора плюс тройная степень окисления кислорода. Ноль равен положительной единице плюс степень окисления хлора плюс три умноженных на минус 2. Положительная цифра 5 соответствует степени окисления хлора.

В хлорате калия хлор имеет степень окисления +5.

Теперь давайте посмотрим на общее движение электронов.

Степень окисления хлора уменьшилась с +5 до -1, поэтому хлор получил электроны и таким образом был восстановлен. Степень окисления кислорода увеличилась с -2 до 0, поэтому он потерял электроны и окислился. Обратите внимание, что в окислительно-восстановительной реакции разложения реагентом является окислитель и восстановитель.

Хлорид калия описывается как сильный окислитель, что означает, что он легко восстанавливается. Мы можем понять это, оценив степени окисления. Хлор, относительно электроотрицательный элемент, имеет степень окисления +5, потому что он связан с 3 атомами кислорода.Следовательно, хлорат калия легко принимает электроны, чтобы восстановить хлор.

Как правило, элементы в левой части таблицы Менделеева, такие как металлы 1 и 2 группы, легко окисляются, потому что они имеют низкую электроотрицательность. И наоборот, элементы в правой части, такие как семейство кислорода и галогены, легко восстанавливаются, потому что они имеют высокую электроотрицательность.

Но, как вы, наверное, заметили, часто бывают исключения из правил.

Например, водород обычно имеет степень окисления +1 в соединениях.Таким образом, в воде, H3O, соляной кислоте, HCl и метане, Ch5, и практически во всех других органических соединениях водород имеет степень окисления +1. Это потому, что в этих случаях водород связан с более электроотрицательным атомом. Однако водород может образовывать соединения с менее электроотрицательными атомами, и в этом случае его степень окисления равна -1! Например, в гидриде натрия NaH электроны проводят больше времени вокруг водорода, поэтому мы приписываем степень окисления -1 водороду и +1 натрию. Хотя такие соединения встречаются редко, они появляются в синтетической химии, поэтому хорошо знать о них.

Подводя итог, можно сказать, что лучший подход к решению окислительно-восстановительных реакций состоит в том, чтобы изучить правила присвоения степеней окисления, но всегда останавливаться и думать, имеют ли присвоения химический смысл. Помните, что степень окисления обычно должна отражать, является ли атом богатым или бедным электронами, поэтому обязательно посмотрите на каждую химическую связь и подумайте, где электроны проводят больше своего времени. Это должно помочь вам избежать ошибок при работе со степенями окисления и окислительно-восстановительными реакциями.

Спасибо за просмотр и удачной учебы!

Oxidation Definition and Examples — Biology Online Dictionary

Oxidation
сущ., мн. Существует несколько определений процесса окисления. Окисление можно рассматривать как присоединение атома кислорода к соединению. Противоположность этому процессу называется восстановлением, при котором происходит удаление электрона.

Посмотрите на рисунок-1. Когда железная руда (Fe 2 O 3 ) реагирует с монооксидом углерода (CO), образуется железо (Fe) и газообразный диоксид углерода (CO 2 ).

Где добавляется кислород? Добавляется в CO для получения CO 2 . Таким образом, можно сказать, что СО окисляется. Какой окисленный CO? Fe 2 O 3 окисленный СО путем выделения кислорода; таким образом. Fe 2 O 3 называется «окислителем» .

Рисунок 1: Окисление CO до CO 2 . Предоставлено: Джим Кларк – Определения окисления и восстановления.

Что CO сделал с Fe 2 O 3 ?

CO восстановленный Fe 2 O 3 путем удаления из него кислорода . Таким образом, мы можем сказать, что CO является « восстановителем» , который восстанавливает Fe 2 O 3 до чистого Fe (железа).

Хорошо, добавление или удаление кислорода является одним из определений окисления и восстановления соответственно .

Биологическое определение:
Биологическое окисление
— это биологический процесс, который включает потерю электронов, в отличие от процесса восстановления, при котором электроны приобретаются. Окисление и восстановление, однако, связаны вместе как окислительно-восстановительная реакция , которая является реакцией с выработкой энергии внутри клетки.

Этимология: от французского, от «oxider», что означает «окислять», от оксида. Вариант: оксидирование. Сравните: сокращение.

Существует более четкое определение этих процессов:

Окисление определяется как процесс, при котором электрон удаляется из молекулы во время химической реакции.

Что происходит при окислении? При окислении происходит перенос электронов . Другими словами, при окислении происходит потеря электронов . Существует обратный процесс окисления, известный как восстановление, при котором происходит прирост электронов .

Давайте поймем химию окисления, наблюдая за приведенной ниже реакцией:

CuO + Mg → MgO + Cu

В приведенной выше реакции ион Mg теряет электроны с образованием оксида магния . Точно так же CuO получает электрон и становится чистой Cu ( медь ).

Окисление происходит, когда молекула, атом или ион повышают свою степень окисления. Обратный механизм известен как -восстановление , которое происходит по мере уменьшения количества электронов или степени окисления атома, молекулы или иона.

Еще одним хорошим примером является то, что фтористоводородная кислота образуется в результате реакции газообразного водорода и фтора:

h3 + F2 → 2HF

Вышеупомянутая реакция окисляет водород и восстанавливает фтор. Если описаны две полуреакции, реакцию можно лучше всего понять.

h3 → 2H+ + 2e-

F2 + 2e- → 2F-

Окисление с участием кислорода

Кислород был добавлен к соединению в качестве более старого метода окисления.Это произошло потому, что первым известным окислителем был газообразный кислород (O 2 ). Хотя кислород обычно добавляют к соединению в соответствии с потерей потребности в электронах и увеличением степени окисления, концепция окисления была расширена за счет включения дополнительных химических реакций.

Старая концепция окисления железа в сочетании с кислородом для получения оксида железа является классическим примером реакции окисления. Железо окислилось до ржавчины. Химическая реакция выглядит следующим образом:

2Fe + O 2 → Fe 2 O 3

Оксид железа, известный как ржавчина , образуется в результате окисления оксида железа.

Окисление с участием водорода

Окисление с участием кислорода — это современное значение термина окисление. Также есть другое описание водорода, которое можно использовать в органической химии. Это противоположно концепции кислорода и, таким образом, может создать путаницу. Все равно приятно помнить об этом. Окисление — это потеря водорода, согласно описанию, тогда как восстановление — присоединение водорода.

Примером этого является образование этанола путем окисления этанола.

CH 3 CH 2 OH → CH 3 CHO

Известно, что этанол окисляется при потере водорода. Путем обращения уравнения и добавления водорода к этанолу можно восстановить этанол.

Химия «Нефтяная вышка»

Нефтяная вышка может быть использована для понимания современной концепции окисления и восстановления. Он имеет дело только с электронами, а не с кислородом или водородом. Это простая техника, позволяющая распознать и запомнить, какой элемент окисляется, а какой восстанавливается. Нефтяная вышка означает O xidation I s L oss, R eduction i s g ain

7 o

e f
f.

Это удобное сокращение для обозначения потери или притока электронов. Атом становится ионом, если он получает или теряет электрон. Термин, используемый для объяснения этого механизма, зависит от того, потерял ли атом (окисление) или приобрел (восстановление) электрон.

Например, если атом водорода (H) теряет электрон, он становится положительно заряженным ионом (H+).Итак, можно сказать, что атом водорода окислился и произошла реакция окисления. И наоборот, если атом хлора (Cl) получает электрон, он становится отрицательно заряженным ионом (Cl ). Поэтому говорят, что атом хлора восстановился и произошла реакция восстановления.

Процесс окисления

Процессы окисления и восстановления происходят одновременно и не могут осуществляться независимо друг от друга. Отдельные реакции окисления и восстановления принимают за полуреакции, затем две полуреакции объединяются, образуя полную реакцию.Полученные или потерянные электроны явно используются, так что полуреакция с электрическим зарядом уравновешивается. Комбинация этих полуреакций, формирующая чистое химическое уравнение, имеет тенденцию уравновешивать электроны.

Окислители и восстановители

Восстановитель передает электроны окислителю во время окислительно-восстановительного процесса. Таким образом, в реакции электроны теряются и окисляются восстановителем, а восстанавливаются за счет приобретения электронов окислителем.

Окислители

Окислители – это вещества, которые могут терять электроны из другого вещества, считаются окислителями или окислителями и называются окислителями. Другими словами, окислитель отбирает электроны у другого материала и, таким образом, восстанавливается. Окислитель также можно назвать акцептором электронов , потому что он принимает электрон. Химикаты с высокой степенью окисления, такие как H 2 O 2 , MnO 4 , или элементы с высокой электроотрицательностью, такие как O 2 , F 2 , являются хорошими примерами окислителей.

Восстановители

Восстановители – это те вещества, которые обладают потенциалом восстанавливать другие вещества, заставляя их приобретать электроны, считаются восстановителями или восстановителями и называются «восстановителями» . Они окисляются и передают электроны другим веществам. Кроме того, восстановитель также известен как донор электронов , поскольку он отдает электрон другому веществу. Натрий, магний, железо, и т. д., , которые являются электроположительными металлами, являются хорошими примерами восстановителей.

Окислительно-восстановительные реакции (окислительно-восстановительные реакции)

Давайте теперь разберемся с концепцией окислительно-восстановительных реакций и их основных типов.

Что такое окислительно-восстановительная реакция?

Окислительно-восстановительная реакция , также известная как окислительно-восстановительная реакция , представляет собой реакцию, в которой изменяется степень окисления вовлеченных атомов. Понятие охватывает широкий спектр процессов. Многие реакции восстановления и окисления столь же естественны, как горение, ржавление и растворение металлов, потемнение фруктов и дыхание, а также фотосинтез, являющийся основным механизмом жизни.

Основные классификации

Окислительно-восстановительные процессы в основном требуют переноса атомов кислорода и водорода или электронов. Все три процесса имеют две общие черты: Во-первых, они связаны, что означает, что за реакцией окисления следует взаимная реакция восстановления. Во-вторых, речь идет о чистом химическом изменении, которое означает переход электрона или атома из одного вещества в другое.

В окислительно-восстановительных реакциях примеры трех типичных форм окислительно-восстановительных реакций приведены ниже, взаимность и результирующий сдвиг хорошо описаны.

Перенос атома кислорода

Происходит реакция между оксидами углерода и ртути с образованием диоксида углерода и металлической ртути. Связывающая способность оксида ртути считается равной +2, и изменение степени окисления можно увидеть ниже.

C + 2HgO → CO 2 + Hg

Углерод окисляется при получении кислорода; в ртути удаляется оксид-кислород и снижается комплементарность. Чистое изменение включает переход от звеньев оксида ртути с двумя атомами кислорода к атому углерода.

Перенос атома водорода

В следующей реакции происходит перенос атомов водорода на кислород из гидразина, соединения азота и водорода:

N 2 H 4 + O 2 → N 2 9 2H 2 O

Гидразин окисляется до молекулярного азота, теряет водород, тогда как кислород восстанавливается до воды, приобретая водород.

Электронный перенос

Металлический цинк и ион меди реагируют в водном растворе, образуя металлическую медь и водный ион цинка.

Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu[a]

Металлический цинк окисляется, когда два его электрона переходят и становятся водным ионом цинка. Кроме того, ион меди получил электроны и был восстановлен до металлической меди. Перенос двух электронов — это чистое изменение, которое потерял цинк и приобрел медь.

Стехиометрический базис

Никакая информация о механизме изменения не может быть получена, если окислительно-восстановительные процессы определяются, как указано выше. Общее объяснение известно как стехиометрия реакции, которая дает характерные пропорции сочетающихся элементов и соединений.Реакции известны как стехиометрические окислительно-восстановительные и неокислительно-восстановительные; стехиометрические группы включают атом кислорода, атом водорода и перенос электрона.

Изменение степени окисления

Новая теория молекулярной структуры сделала возможным полное описание процессов окисления и восстановления. Каждый атом содержит положительное ядро, окруженное отрицательными электронами, которые определяют характеристики связывания каждого элемента. Атомы отдают, приобретают или обменивают электроны при образовании химических связей. Это позволяет присвоить каждому атому степень окисления, определяющую количество электронов, которые могут образовывать связи с другими атомами.Тенденция связывания внутри молекулы определяется конкретными атомами в молекуле и ее конкретной связывающей способностью, и каждый атом следует рассматривать как находящийся в определенной степени окисления, описываемой как степень окисления.

Окислительно-восстановительные процессы характеризуются как реакции, за которыми следует изменение степени окисления: увеличение степени окисления атома коррелирует с окислением; уменьшаться, уменьшаться. Реакции, за которыми следуют изменения степени окисления, известны как окислительно-восстановительные процессы, в которых увеличение степени окисления атома соответствует окислению, а уменьшение степени окисления соответствует восстановлению.Примером степени окисления элемента является Fe3+, что означает железо в степени окисления +3.

Примеры окисления

Очень эффективным окислителем является молекулярный кислород, который непосредственно окисляет почти все металлы и многие неметаллы. Эти прямые окисления приводят к нормальным оксидам, таким как литий, цинк, фосфор и сера.

  • 4Li + O 2 → 2Li 2 → 2Li 2 o (литиевый оксид)
  • 2ZN + O 2 → 2ZNO (оксид цинка)
  • 4P + 5O 2 → P 4 O 10 (пентоксид фосфора)
  • S + O 2 → SO 2 (двуокись серы)

Что такое окисление в химии?

Хорошим примером окисления в химии является замещение металла.В соединении или растворе атом металла замещает другой атом металла. Медь, например, образуется при реакции металлического цинка в растворе сульфата меди (II):

Zn(т) + CuSO 4 (водн.) → ZnSO 4 (водн.) + Cu( s)

В приведенном выше примере окислительно-восстановительной реакции в растворе сульфата меди ион меди (II) замещается металлическим цинком и образуется свободная металлическая медь. Реакция протекает самопроизвольно и дает 213 кДж на 65 г цинка, поскольку по сравнению с цинком низкая энергия металлической меди обусловлена ​​​​связью через ее d-орбитали, которые частично заполнены.

Реакция для ионного уравнения:

Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu

Две полуреакции окисляют цинк:

Zn → Zn 2+

А медь восстановлена:

Cu 2+ + 2e → Cu

электрод, погруженный в раствор CuSO 4 .Кредит: Огайостандарт — схема гальванического элемента, CC BY-SA 4.0

Еще одним примером является восстановление нитратов до азота в присутствии кислоты, известное как денитрификация. Реакция может быть написана как:

2NO

3 + 10E — + 12H → N 2 + 6H 2 o

2 o

Углыгарное сгорание, такие как двигатели внутреннего сгорания, производит H 2 O, CO, некоторые частично окисленные источники CO 2 и тепловая энергия. Полное окисление углеродсодержащих материалов создает CO 2 .

Окисление углеводородов в органической химии кислородом приводит к образованию воды, а затем спирта, альдегида или карбоновой кислоты, кетона, а затем перекиси.

Что такое окисление в биологии?

Многочисленные важные процессы требуют окислительно-восстановительных реакций. Клеточное дыхание, например, в биологии — это окисление глюкозы до углекислого газа и кислорода до восстановления воды. Уравнение клеточного дыхания резюмируется следующим образом: g] 2 O[h]

Механизм клеточного дыхания также сильно зависит от восстановления НАД+ до НАДН и обратной реакции (окисление НАДН до НАД+).И фотосинтез, и клеточное дыхание связаны между собой; однако при клеточном дыхании фотосинтез не является обратным окислительно-восстановительной реакции.

6CO 2 + 6H 2 O + энергия света → C 6 H 12 O 6 + 6O 2

Рисунок 4: Цикл Кребса клеточного дыхания. Источник

Фотосинтез требует восстановления углекислого газа до сахаров, а также окисления воды молекулярным кислородом.Вода и CO 2 производятся путем окисления сахаров посредством обратной реакции дыхания. Молекулы восстановленного углерода используются в качестве промежуточных стадий для восстановления NAD+ (никотинамидадениндинуклеотида) до NADH, что затем помогает создать градиент протонов, который активирует синтез аденозинтрифосфата (АТФ) и сохраняет восстановление кислорода. Функции митохондрий сопоставимы.

 

Окисление в геологии

Окислительно-восстановительная реакция играет важную роль в геологии наряду с химией и биологией.Окислительно-восстановительный потенциал важен для добычи и мобилизации полезных ископаемых, а также важен при определенных условиях отложения. Как правило, цвет породы определяется окислительно-восстановительным состоянием большинства минералов. В окислительных условиях камень приобретает форму и окрашивается в красный цвет. Затем появляется зеленый или иногда белый цвет, когда через породу протекает восстановительная жидкость. Восстановленный флюид также может сопровождать минералы, содержащие уран. Месторождения урана и мрамор Моки являются известными примерами окислительно-восстановительных реакций, влияющих на геологические процессы.

Возможно, вам будет интересно узнать больше об окислении как крупном геологическом событии, сформировавшем Землю. Посмотрите видео ниже. Предоставлено: Европейский союз наук о Земле (EGU).

 

Попробуйте ответить на приведенный ниже тест и посмотреть, что вы уже узнали об окислении.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.

2015-2019 © Игровая комната «Волшебный лес», Челябинск
тел.:+7 351 724-05-51, +7 351 777-22-55 игровая комната челябинск, праздник детям челябинск