Соединительная реакция химия. Условия протекания реакции в неорганических соединениях

Во время химических реакций из одних веществ получаются другие (не путать с ядерными реакциями, в которых один химический элемент превращается в другой).

Любая химическая реакция описывается химическим уравнением :

Реагенты → Продукты реакции

Стрелка указывает направление протекания реакции.

Например:

В данной реакции метан (СН 4) реагирует с кислородом (О 2), в результате чего образуется диоксид углерода (СО 2) и вода (Н 2 О), а точнее - водяной пар. Именно такая реакция происходит на вашей кухне, когда вы поджигаете газовую конфорку. Читать уравнение следует так: одна молекула газообразного метана вступает в реакцию с двумя молекулами газообразного кислорода, в результате получается одна молекула диоксида углерода и две молекулы воды (водяного пара).

Числа, расположенные перед компонентами химической реакции, называются коэффициентами реакции .

Химические реакции бывают эндотермическими (с поглощением энергии) и экзотермические (с выделением энергии). Горение метана - типичный пример экзотермической реакции.

Существует несколько видов химических реакций. Самые распространенные:

• реакции соединения;
• реакции разложения;
• реакции одинарного замещения;
• реакции двойного замещения;
• реакции окисления;
• окислительно-восстановительные реакции.

Реакции соединения

В реакциях соединения хотя бы два элемента образуют один продукт:

2Na (т) + Cl 2 (г) → 2NaCl (т) - образование поваренной соли.

Следует обратить внимание на существенный нюанс реакций соединения: в зависимости от условий протекания реакции или пропорций реагентов, вступающих в реакцию, - ее результатом могут быть разные продукты. Например, при нормальных условиях сгорания каменного угля получается углекислый газ:
C (т) + O 2 (г) → CO 2 (г)

Если же количество кислорода недостаточно, то образуется смертельно опасный угарный газ:
2C (т) + O 2 (г) → 2CO (г)

Реакции разложения

Эти реакции являются, как бы, противоположными по сути, реакциям соединения. В результате реакции разложения вещество распадается на два (3, 4...) более простых элемента (соединения):

• 2H 2 O (ж) → 2H 2 (г) + O 2 (г) - разложение воды
• 2H 2 O 2 (ж) → 2H 2 (г) O + O 2 (г) - разложение перекиси водорда

Реакции одинарного замещения

В результате реакций одинарного замещения, более активный элемент замещает в соединении менее активный:

Zn (т) + CuSO 4 (р-р) → ZnSO 4 (р-р) + Cu (т)

Цинк в растворе сульфата меди вытесняет менее активную медь, в результате чего образуется раствор сульфата цинка.

Степень активности металлов по возрастанию активности:

• Наиболее активными являются щелочные и щелочноземельные металлы

Ионное уравнение вышеприведенной реакции будет иметь вид:

Zn (т) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (т)

Ионная связь CuSO 4 при растворении в воде распадается на катион меди (заряд 2+) и анион сульфата (заряд 2-). В результате реакции замещения образуется катион цинка (который имеет такой же заряд, как и катион меди: 2-). Обратите внимание, что анион сульфата присутствует в обеих частях уравнения, т.е., по всем правилам математики его можно сократить. В итоге получится ионно-молекулярное уравнение:

Zn (т) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (т)

Реакции двойного замещения

В реакциях двойного замещения происходит замещение уже двух электронов. Такие реакции еще называют реакциями обмена . Такие реакции проходят в растворе с образованием:

• нерастворимого твердого вещества (реакции осаждения);
• воды (реакции нейтрализации).

Реакции осаждения

При смешивании раствора нитрата серебра (соль) с раствором хлорида натрия образуется хлорид серебра:

Молекулярное уравнение: KCl (р-р) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (т) + KNO 3 (p-p)

Ионное уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (т) + K + + NO 3 -

Молекулярно-ионное уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (т)

Если соединение растворимое, оно будет находиться в растворе в ионном виде. Если соединение нерастворимое, оно будет осаждаться, образовывая твердое вещество.

Реакции нейтрализации

Это реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются молекулы воды.

Например, реакция смешивания раствора серной кислоты и раствора гидроксида натрия (щелока):

Молекулярное уравнение: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (ж)

Ионное уравнение: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (ж)

Молекулярно-ионное уравнение:2H + + 2OH - → 2H 2 O (ж) или H + + OH - → H 2 O (ж)

Реакции окисления

Это реакции взаимодействия веществ с газообразным кислородом, находящимся в воздухе, при которых, как правило, выделяется большое количество энергии в виде тепла и света. Типичная реакция окисления - это горение. В самом начале данной страницы приведена реакция взаимодействия метана с кислородом:

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

Метан относится к углеводородам (соединения из углерода и водорода). При реакции углеводорода с кислородом выделяется много тепловой энергии.

Окислительно-восстановительные реакции

Это реакции при которых происходит обмен электронами между атомами реагентов. Рассмотренные выше реакции, также являются окислительно-восстановительными реакциями:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакция соединения
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакция окисления
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - реакция одинарного замещения

Максимально подробно окислительно-восстановительные реакции с большим количеством примеров решения уравнений методом электронного баланса и методом полуреакций описаны в разделе

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 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 (неорганическое вещество) 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.

7.1. Основные типы химических реакций

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и свойств, называются химическими реакциями или химическими взаимодействиями. При химических реакциях не происходит изменения состава ядер атомов.

Явления, при которых изменяется форма или физическое состояние веществ или изменяется состав ядер атомов, называются физическими. Примером физических явлений является термическая обработка металлов, при которой происходит изменение их формы (ковка), плавление металла, возгонка иода, превращение воды в лед или пар и т.д., а также ядерные реакции, в результате которых из атомов одних элементов образуются атомы других элементов.

Химические явления могут сопровождаются физическими превращениями. Например, в результате протекания химических реакций в гальваническом элементе возникает электрический ток.

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

1. По знаку теплового эффекта все реакции делятся на эндотермические (протекающие с поглощением теплоты) и экзотермические (протекающие с выделением теплоты) (см. § 6.1).

2. По агрегатному состоянию исходных веществ и продуктов реакции различают:

гомогенные реакции , в которых все вещества находятся в одной фазе:

2 KOH (p-p) + H 2 SO 4(p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (ж) ,

CO (г) + Cl 2(г) = COCl 2(г) ,

SiO 2(к) + 2 Mg (к) = Si (к) + 2 MgO (к) .

гетерогенные реакции , вещества в которых находятся в различных фазах:

СаО (к) + СО 2(г) = СаCO 3(к) ,

CuSO 4(р-р) + 2 NaOH (р-р) = Cu(OH) 2(к) + Na 2 SO 4(р-р) ,

Na 2 SO 3(р-р) + 2HCl (р-р) = 2 NaCl (р-р) + SO 2(г) + H 2 O (ж) .

3. По способности протекать только в прямом направлении, а также в прямом и обратном направлении различают необратимые и обратимые химические реакции (см. § 6.5).

4. По наличию или отсутствую катализаторов различают каталитические и некаталитические реакции (см. § 6.5).

5. По механизму протекания химические реакции делятся на ионные , радикальные и др. (механизм химических реакций, протекающих с участием органических соединений, рассматривается в курсе органической химии).

6. По состоянию степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ различают реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, и с изменением степени окисления атомов (окислительно–восстановительные реакции ) (см. § 7.2) .

7. По изменению состава исходных веществ и продуктов реакции различают реакции соединения, разложения, замещения и обмена . Эти реакции могут протекать как с изменением, так и без изменения степеней окисления элементов, табл . 7.1.

Таблица 7.1

Типы химических реакций

	Общая схема	Примеры реакций, протекающих без изменения степени окисления элементов	Примеры окислительно-восстановительных реакций
Соединения (из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество)		HCl + NH 3 = NH 4 Cl; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4	H 2 + Cl 2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
Разложения (из одного вещества образуется несколько новых веществ)	А = В + С + D	MgCO 3 MgO + CO 2 ; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O	2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2
Замещения (при взаимодействии веществ атомы одного вещества замещают в молекуле атомы другого вещества)	А + ВС = АВ + С	CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2	Pb(NO 3) 2 + Zn = Zn(NO 3) 2 + Pb; Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
(два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества)	АВ + СD = AD + CВ	AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 + 3NaCl; Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

7.2. Окислительно–восстановительные реакции

Как указывалось выше, все химические реакции подразделяются на две группы:

Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно–восстановительными.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом:

Na o – 1e = Na + ;

Fe 2+ – e = Fe 3+ ;

H 2 o – 2e = 2H + ;

2 Br – – 2e = Br 2 o .

Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом:

S o + 2e = S 2– ;

Cr 3+ + e = Cr 2+ ;

Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;

Mn 7+ + 5e =Mn 2+ .

Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны, называются окислителями . Восстановителями являются атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны.

Принимая электроны окислитель в процессе протекания реакции восстанавливается, а восстановитель – окисляется. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. Таким образом, число электронов, отдаваемых восстановителем, всегда равно числу электронов, принимаемых окислителем .

7.2.1. Степень окисления

Степень окисления – это условный (формальный) заряд атома в соединении, рассчитанный в предположении, что оно состоит только из ионов. Степень окисления принято обозначать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком “+” или “–” . Например, Al 3+ , S 2– .

Для нахождения степеней окисления руководствуются следующими правилами:

степень окисления атомов в простых веществах равна нулю;

алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона;

степень окисления атомов щелочных металлов всегда равна +1;

атом водорода в соединениях с неметаллами (CH 4 , NH 3 и т.д) проявляет степень окисления +1, а с активными металлами его степень окисления равна –1 (NaH, CaH 2 и др.);

атом фтора в соединениях всегда проявляет степень окисления –1;

степень окисления атома кислорода в соединениях обычно равна –2, кроме пероксидов (H 2 O 2 , Na 2 O 2), в которых степень окисления кислорода –1, и некоторых других веществ (надпероксидов, озонидов, фторидов кислорода).

Максимальная положительная степень окисления элементов в группе обычно равна номеру группы. Исключением являются фтор, кислород, поскольку их высшая степень окисления ниже номера группы, в которой они находятся. Элементы подгруппы меди образуют соединения, в которых их степень окисления превышает номер группы (CuO, AgF 5 , AuCl 3).

Максимальная отрицательная степень окисления элементов, находящихся в главных подгруппах периодической системы может быть определена вычитанием из восьми номера группы. Для углерода это 8 – 4 = 4, для фосфора – 8 – 5 = 3.

В главных подгруппах при переходе от элементов сверху вниз устойчивость высшей положительной степени окисления уменьшается, в побочных подгруппах, наоборот, сверху вниз увеличивается устойчивость более высоких степеней окисления.

Условность понятия степени окисления можно продемонстрировать на примере некоторых неорганических и органических соединений. В частности, в фосфиновой (фосфорноватистой) Н 3 РО 2 , фосфоновой (фосфористой) Н 3 РО 3 и фосфорной Н 3 РО 4 кислотах степени окисления фосфора соответственно равны +1, +3 и +5, в то время как во всех этих соединениях фосфор пятивалентен. Для углерода в метане СН 4 , метаноле СН 3 ОН, формальдегиде СН 2 O , муравьиной кислоте НСООН и оксиде углерода (IV) СO 2 степени окисления углерода составляют соответственно –4, –2, 0, +2 и +4, в то время как валентность атома углерода во всех этих соединениях равна четырем.

Несмотря на то, что степень окисления является условным понятием, она широко используется при составлении окислительно–восстановительных реакций.

7.2.2. Важнейшие окислители и восстановители

Типичными окислителями являются:

1. Простые вещества, атомы которых обладают большой электроотрицательностью. Это, в первую очередь, элементы главных подгрупп VI и VII групп периодической системы: кислород, галогены. Из простых веществ самый сильный окислитель – фтор.

2. Соединения, содержащие некоторые катионы металлов в высоких степенях окисления: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.

3. Соединения, содержащие некоторые сложные анионы, элементы в которых находятся в высоких положительных степенях окисления: 2– , – – и др.

К восстановителям относят:

1. Простые вещества, атомы которых обладают низкой электроотрицательностью – активные металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например, водород и углерод.

2. Некоторые соединения металлов, содержащие катионы (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления.

3. Некоторые соединения, содержащие такие простые ионы как, например I – , S 2– .

4. Соединения, содержащие сложные ионы (S 4+ O 3) 2– , (НР 3+ O 3) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители:

перманганат калия (KMnO 4);

дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7);

азотная кислота (HNO 3);

концентрированная серная кислота (H 2 SO 4);

пероксид водорода (H 2 O 2);

оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO 2 , PbO 2);

расплавленный нитрат калия (KNO 3) и расплавы некоторых других нитратов.

К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:

• магний (Mg), алюминий (Al) и другие активные металлы;
• водород (Н 2) и углерод (С);
• иодид калия (KI);
• сульфид натрия (Na 2 S) и сероводород (H 2 S);
• сульфит натрия (Na 2 SO 3);
• хлорид олова (SnCl 2).

7.2.3. Классификация окислительно–восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления).

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления атомов, которые находятся в различных молекулах. Например:

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

C + 4 HNO 3(конц) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.

К внутримолекулярным реакциям относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель входят в состав одной и той же молекулы, например:

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

2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .

В реакциях диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) атом (ион) одного и того же элемента является и окислителем, и восстановителем:

Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,

2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.

7.2.4. Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Составление окислительно-восстановительных реакций осуществляют согласно этапам, представленным в табл. 7.2.

Таблица 7.2

Этапы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

	Действие
	Определить окислитель и восстановитель.
	Установить продукты окислительно-восстановительной реакции.
	Составить баланс электронов и с его помощью расставить коэффициенты у веществ, изменяющих свои степени окисления.
	Расставить коэффициенты у других веществ, принимающих участие и образующихся в окислительно-восстановительной реакции.
	Проверить правильность расстановки коэффициентов путем подсчета количества вещества атомов (как правило, водорода и кислорода), находящихся в левой и правой частях уравнения реакции.

Правила составления окислительно-восстановительных реакций рассмотрим на примере взаимодействия сульфита калия с перманганатом калия в кислой среде:

1. Определение окислителя и восстановителя

Находящийся в высшей степени окисления марганец не может отдавать электроны. Mn 7+ будет принимать электроны, т.е. является окислителем.

Ион S 4+ может отдать два электрона и перейти в S 6+ , т.е. является восстановителем. Таким образом, в рассматриваемой реакции K 2 SO 3 – восстановитель, а KMnO 4 – окислитель.

2. Установление продуктов реакции

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 ?

Отдавая два электрона электрон, S 4+ переходит в S 6+ . Сульфит калия (K 2 SO 3), таким образом, переходит в сульфат (K 2 SO 4). В кислой среде Mn 7+ принимает 5 электронов и в растворе серной кислоты (среда) образует сульфат марганца (MnSO 4). В результате данной реакции образуются также дополнительные молекулы сульфата калия (за счет ионов калия, входящих в состав перманганата), а также молекулы воды. Таким образом рассматриваемая реакция запишется в виде:

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.

3. Составление баланса электронов

Для составления баланса электронов необходимо указать те степени окисления, которые изменяются в рассматриваемой реакции:

K 2 S 4+ O 3 + KMn 7+ O 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.

Mn 7+ + 5 е = Mn 2+ ;

S 4+ – 2 е = S 6+ .

Число электронов, отдаваемых восстановителем должно равняться числу электронов, принимаемых окислителем. Поэтому в реакции должно участвовать два Mn 7+ и пять S 4+ :

Mn 7+ + 5 е = Mn 2+ 2,

S 4+ – 2 е = S 6+ 5.

Таким образом, число электронов, отдаваемых восстановителем (10) будет равно числу электронов, принимаемых окислителем (10).

4. Расстановка коэффициентов в уравнении реакции

В соответствии с балансом электронов перед K 2 SO 3 необходимо поставить коэффициент 5, а перед KMnO 4 – 2. В правой части перед сульфатом калия ставим коэффициент 6, поскольку к пяти молекулам K 2 SO 4 , образующимся при окислении сульфита калия, добавляется одна молекула K 2 SO 4 в результате связывания ионов калия, входящих в состав перманганата. Поскольку в качестве окислителя в реакции участвуют две молекулы перманганата, в правой части образуются также две молекулы сульфата марганца. Для связывания продуктов реакции (ионов калия и марганца, входящих в состав перманганата) необходимо три молекулы серной кислоты, поэтому в результате реакции образуется три молекулы воды. Окончательно получаем:

5 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 3 H 2 O.

5. Проверка правильности расстановки коэффициентов в уравнении реакции

Число атомов кислорода в левой части уравнения реакции равно:

5 · 3 + 2 · 4 + 3 · 4 = 35.

В правой части это число составит:

6 · 4 + 2 · 4 + 3 · 1 = 35.

Число атомов водорода в левой части уравнения реакции равно шести и соответствует числу этих атомов в правой части уравнения реакции.

7.2.5. Примеры окислительно–восстановительных реакций с участием типичных окислителей и восстановителей

7.2.5.1. Межмолекулярные реакции окисления-восстановления

Ниже в качестве примеров рассматриваются окислительно-восстановительные реакции, протекающие с участием перманганата калия, дихромата калия, пероксида водорода, нитрита калия, иодида калия и сульфида калия. Окислительно-восстановительные реакции с участием других типичных окислителей и восстановителей рассматриваются во второй части пособия (“Неорганическая химия”).

Окислительно-восстановительные реакции с участием перманганата калия

В зависимости от среды (кислая, нейтральная, щелочная) перманганат калия, выступая в качестве окислителя, дает различные продукты восстановления, рис. 7.1.

Рис. 7.1. Образование продуктов восстановления перманганата калия в различных средах

Ниже приведены реакции KMnO 4 с сульфидом калия в качестве восстановителя в различных средах, иллюстрирующие схему, рис. 7.1. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является свободная сера. В щелочной среде молекулы КОН не принимают участие в реакции, а лишь определяют продукт восстановления перманганата калия.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O 2 MnO 2 + 3 S + 8 KOH,

K 2 S + 2 KMnO 4 – (KOH) 2 K 2 MnO 4 + S.

Окислительно-восстановительные реакции с участием дихромата калия

В кислой среде дихромат калия является сильным окислителем. Смесь K 2 Cr 2 O 7 и концентрированной H 2 SO 4 (хромпик) широко используется в лабораторной практике в качестве окислителя. Взаимодействуя с восстановителем одна молекула дихромата калия принимает шесть электронов, образуя соединения трехвалентного хрома:

6 FeSO 4 +K 2 Cr 2 O 7 +7 H 2 SO 4 = 3 Fe 2 (SO 4) 3 +Cr 2 (SO 4) 3 +K 2 SO 4 +7 H 2 O;

6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.

Окислительно-восстановительные реакции с участием пероксида водорода и нитрита калия

Пероксид водорода и нитрит калия проявляют преимущественно окислительные свойства:

H 2 S + H 2 O 2 = S + 2 H 2 O,

2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,

Однако, при взаимодействии с сильными окислителями (такими как, например, KMnO 4), пероксид водорода и нитрит калия выступают в качестве восстановитеей:

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

5 KNO 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 KNO 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O.

Необходимо отметить, что пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме, рис. 7.2.

Рис. 7.2. Возможные продукты восстановления пероксида водорода

При этом в результате реакций образуется вода или гидроксид-ионы:

2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,

2 KI + H 2 O 2 = I 2 + 2 KOH.

7.2.5.2 . Внутримолекулярные реакции окисления-восстановления

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции протекают, как правило, при нагревании веществ, в молекулах которых присутствуют восстановитель и окислитель. Примерами внутримолекулярных реакций восстановления-окисления являются процессы термического разложения нитратов и перманганата калия:

2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2 ,

2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2 ,

Hg(NO 3) 2 Hg + NO 2 + O 2 ,

2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

7.2.5.3 . Реакции диспропорционирования

Как выше отмечалось, в реакциях диспропорционирования один и тот же атом (ион) является одновременно окислителем и восстановителем. Рассмотрим процесс составления этого типа реакций на примере взаимодействия серы со щелочью.

Характерные степени окисления серы: – 2, 0, +4 и +6. Выступая в качестве восстановителя элементарная сера отдает 4 электрона:

S o – 4е = S 4+ .

Сера – окислитель принимает два электрона:

S o + 2е = S 2– .

Таким образом, в результате реакции диспропорционирования серы образуются соединения, степени окисления элемента в которых – 2 и справа +4:

3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.

При диспропорционировании оксида азота (IV) в щелочи получаются нитрит и нитрат – соединения, в которых степени окисления азота соответственно равны +3 и +5:

2 N 4+ O 2 + 2 КOH = КN 3+ O 2 + КN 5+ O 3 + H 2 O,

Диспропорционирование хлора в холодном растворе щелочи приводит к образованию гипохлорита, а в горячем – хлората:

Cl 0 2 + 2 KOH = KCl – + KCl + O + H 2 O,

Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl – + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.

7.3. Электролиз

Окислительно–восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах при пропускании через них постоянного электрического тока, называют электролизом. При этом на положительном электроде (аноде) происходит окисление анионов. На отрицательном электроде (катоде) восстанавливаются катионы.

2 Na 2 CO 3 4 Na + О 2 + 2CO 2 .

При электролизе водных растворов электролитов наряду с превращениями растворенного вещества могут протекать электрохимические процессы с участием ионов водорода и гидроксид-ионов воды:

катод (–): 2 Н + + 2е = Н 2 ,

анод (+): 4 ОН – – 4е = О 2 + 2 Н 2 О.

В этом случае восстановительный процесс на катоде происходит следующим образом:

1. Катионы активных металлов (до Al 3+ включительно) не восстанавливаются на катоде, вместо них восстанавливается водород.

2. Катионы металлов, расположенные в ряду стандартных электродных потенциалов (в ряду напряжений) правее водорода, при электролизе восстанавливаются на катоде до свободных металлов.

3. Катионы металлов, расположенные между Al 3+ и Н + , на катоде восстанавливаются одновременно с катионом водорода.

Процессы, протекающие в водных растворах на аноде, зависят от вещества, из которого сделан анод. Различают аноды нерастворимые (инертные ) и растворимые (активные ). В качестве материала инертных анодов используют графит или платину. Растворимые аноды изготавливают из меди, цинка и других металлов.

При электролизе растворов с инертным анодом могут образовываться следующие продукты:

1. При окислении галогенид-ионов выделяются свободные галогены.

2. При электролизе растворов, содержащих анионы SO 2 2– , NO 3 – , PO 4 3– выделяется кислород, т.е. на аноде окисляются не эти ионы, а молекулы воды.

Учитывая вышеизложенные правила, рассмотрим в качестве примера электролиз водных растворов NaCl, CuSO 4 и KOH с инертными электродами.

1). В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы.

Химические реакции, их свойства, типы, условия протекания и прочая, являются одним из краеугольных столпов интересной науки под названием химия. Попробуем же разобрать что такое химическая реакция, и какова ее роль. Итак, химической реакцией в химии принято считать превращение одного либо нескольких веществ, в другие вещества. При этом ядра у них не меняются (в отличие от реакций ядерных), зато происходит перераспределение электронов и ядер, и, разумеется, появляются новые химические элементы.

Химические реакции в природе и быту

Мы с вами окружены химическими реакциями, более того мы сами их регулярно осуществляем различными бытовыми действиями, когда например, зажигаем спичку. Особенно много химических реакций сами того не подозревая (а может и подозревая) делают повара, когда готовят еду.

Разумеется, и в природных условиях проходит множество химических реакций: извержение вулкана, листвы и деревьев, да что там говорить, практически любой биологический процесс можно отнести к примерам химических реакций.

Типы химических реакций

Все химические реакции можно условно разделить на простые и сложные. Простые химические реакции, в свою очередь, разделяются на:

• реакции соединения,
• реакции разложения,
• реакции замещения,
• реакции обмена.

Химическая реакция соединения

По весьма меткому определению великого химика Д. И. Менделеева реакция соединения имеет место быть когда «их двух веществ происходит одно». Примером химической реакции соединения может быть нагревание порошков железа и серы, при которой из них образуется сульфид железа — Fe+S=FeS. Другим ярким примеров этой реакции является горение простых веществ, таких как сера или фосфор на воздухе (пожалуй, подобную реакцию можно также назвать тепловой химической реакцией).

Химическая реакция разложения

Тут все просто, реакция разложения является противоположностью реакции соединения. При ней из одного вещества получается два или более веществ. Простым примером химической реакции разложения может быть реакция разложение мела, в ходе которой из собственно мела образуется негашеная известь и углекислый газ.

Химическая реакция замещения

Реакция замещения осуществляется при взаимодействии простого вещества со сложным. Приведем пример химической реакции замещения: если опустить стальной гвоздь в раствор с медным купоросом, то в ходе этого простого химического опыта мы получим железный купорос (железо вытеснит медь из соли). Уравнение такой химической реакции будет выглядеть так:

Fe+CuSO 4 → FeSO 4 +Cu

Химическая реакция обмена

Реакции обмена проходят исключительно между сложными химическими веществами, в ходе которых они меняются своими частями. Очень много таких реакций имеют место быть в различных растворах. Нейтрализация кислоты желчью – вот хороший пример химической реакции обмена.

NaOH+HCl→ NaCl+Н 2 О

Так выглядит химическое уравнение этой реакции, при ней ион водорода из соединения HCl обменивается ионом натрия из соединения NaOH. Следствием этой химической реакции является образование раствора поваренной соли.

Признаки химических реакций

По признакам протекания химических реакций можно судить прошла ли химическая реакция между реагентами или нет. Приведем примеры признаков химических реакций:

• Изменение цвета (светлое железо, к примеру, во влажном воздухе покрывается бурым налетом, как результат химической реакции взаимодействия железа и ).
• Выпадение осадка (если вдруг через известковый раствор пропустить углекислый газ, то получим выпадение белого нерастворимого осадка карбоната кальция).
• Выделение газа (если Вы капнете на пищевую соду лимонной кислотой, то получите выделение углекислого газа).
• Образование слабодиссоциированных веществ (все реакции, в результате которых образуется вода).
• Свечение раствора (примером тут могут служить реакции, происходящие с раствором люминола, излучающего при химических реакциях свет).

В целом, трудно выделить какие признаки химических реакций являются основными, для разных веществ и разных реакций характерны свои признаки.

Как определить признак химической реакции

Определить признак химической реакции можно визуально (при изменении цвета, свечении), или по результатам этой самой реакции.

Скорость химической реакции

Под скоростью химической реакции обычно понимают изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени. Притом, скорость химической реакции всегда положительная величина. В 1865 году химиком Н. Н. Бекетовым был сформулирован закон действия масс гласящий, что «скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам».

К факторам скорости химической реакции можно отнести:

• природу реагирующих веществ,
• наличие катализатора,
• температуру,
• давление,
• площадь поверхности реагирующих веществ.

Все они имеют самое прямое влияние на скорость протекания химической реакции.

Равновесие химической реакции

Химическим равновесием называют такое состояние химической системы, при котором протекает несколько химических реакций и скорости в каждой паре прямой и обратной реакции равны между собой. Таким образом, выделяется константа равновесия химической реакции – это та величина, которая определяет для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия. Зная константу равновесия можно определить направление протекания химической реакции.

Условия возникновения химических реакций

Чтобы положить начало химических реакций, необходимо для этого создать соответствующие условия:

• приведение веществ в тесное соприкосновение.
• нагревание веществ до определенной температуры (температура химической реакции должна быть подходящей).

Тепловой эффект химической реакции

Так называют изменение внутренней энергии системы как результат протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реактантов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции при следующих условиях:

• единственно возможной работой при этом есть только лишь работа против внешнего давления.
• исходные вещества и продукты, полученные в результате химической реакции, имеют одинаковую температуру.

Химические реакции, видео

И в завершение интересно видео про самые удивительные химические реакции.