Химические реакции

Содержание. стр. 3. Реакции в растворах электролитов. 4. Представление о кислотах и основаниях. Список литературы. 2 3 4 5 7 9 1. Химические реакции химических реакциях . Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением aA + bB = cC + dD, где вещества A и B, вступившие в реакцию, называют реагентами (или ), а новые вещества C и D, образующиеся в результате протекания реакции, - конечными веществами ). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами. Химические реакции классифицируются различными способами: 1) По типу взаимодействия: реакции 2HgO = 2Hg + O2 2Na + Cl2 = 2NaCl реакции замещения CuO + H22 O + Cu двойного обмена CaO + 2HCl = CaCl2 + H2 O Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакциях. Например: Na2 CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 ­ + H2 O. Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H2 CO3 неустойчива и разлагается на CO2 и H2 O. 2) По тепловому эффекту: экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+Q): C + O2 = CO2 эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (-Q): N22 3) По направлению протекания процесса реакции подразделяются на необратимые , которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным AgNO3 + NaCl = AgCl¯ + NaNO3 , и обратимые реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (т. е. реакции не идут до конца слева направо): 2SO2 + O2 « 2SO3 . Необратимость химической реакции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) между формулами реагентов и формулами продуктов, а обратимость реакции – специальным знаком – противоположно направленными стрелками («). 4) По изменению степеней окисления реакции подразделяются на: протекающие без изменения степеней окисления всех элементов, входящих в исходные вещества, например 2 O, и окислительно-восстановительные реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже хотя бы одного!) элементов, например: 2Cu00 = 2Cu2+ O2- , Cu2+ O2- + H0 = Cu0 + H1+ O2- , Cl0 + 2Na1+ O2- H1+ = Na1+ Cl1-1+ Cl1+ O2- + H1+ O2- . Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдаёт свои электроны, то он приобретает положительный заряд, например: Zn0 – 2e = Zn2+ . - , отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом: Cl- - 1e = Cl0 . Fe2+ - 1e = Fe3+ . Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион: S0 + 2e = S2- . Mn7+ + 5e = Mn2+ , или он может перейти в нейтральный атом: H+ + 1e = H0 , Al3+ + 3e = Al0 . Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны . является атом, молекула или ион, отдающий электроны . Окислитель в процессе реакции восстанавливается , а восстановитель - окисляется . Следует помнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (и принятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение, так как во многих случаях происходит не полный перенос электронов, а только смещение электронного облака от одного атома к другому. 3. Реакции в растворах электролитов Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью. Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами. С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода : 1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы. 2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде). 2Al + 2NaOH + 6H2 O = 2Na[Al(OH)42 ­, (1) 2Al + 2KOH + 6H2 O = 2K[Al(OH)4 ] + 3H2 ­. (2) В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом: 2Al + 2Na+ + 2OH- + 6 H2 O = 2Na+ + 2[Al(OH)4 ]- + 3H2 ­, (3) 2Al + 2K+ + 2OH- + 6 H2 O = 2K+ + 2[Al(OH)4 ]- + 3H2 ­, (4) в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами: 2Al + 2OH- + 6H24 ]- + 3H2 ионное уравнение, в отличие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценность и значение, например благодаря этому широко используются на различные ионы. Так, при помощи ионов серебра Ag+2+ можно обнаружить ионы SO2- и наоборот. С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов. Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается. 4. Представление о кислотах и основаниях Определения кислот и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом. называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H+ . В соответствии с этим определением к кислотам относятся, например, HCl, H2 SO4 , HNO3 , H2 S. Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы OH- . По современной номенклатуре основания принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: NaOH – гидроксид натрия, KOH – гидроксид калия, Ca(OH)22 – гидроксид хрома (II), Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III). Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов OH- в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона OH- После Аррениуса было показано, что определение кислот и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств веществ. Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований. Согласно протонной называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением кислота ® основание + H+ . На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счёт донорно-акцепторной связи ион аммония: HNO3 + NH3 « NH+ + NO- . необязательно происходят с переносом протона . В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса. Так, например, фторид алюминия AlF3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком: AlF3 + :NH3 « [AlF3 ]:[NH3 ]. Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса . В только что рассмотренном примере аммиак является основанием. Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями. Солямиионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков , а иногда кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы, например: Na2 SO4+ + SO2- , NaHSO4 « Na+ + HSO- « Na++ + SO2- , + + Cl-2+ + OH- + Cl- . В соответствии с данным определением соли делятся на средние (Na2 SO4 ), кислые4 ) и основные (Mg(OH)Cl). Общеизвестно, что реакция чистой воды является нейтральной (pH = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (pH < 7) и щелочную (pH > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию – причиной этого является гидролиз солей . Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей. Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы H+ и OH- , но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов: 1. Соли сильного основания и при растворении в воде (например, NaCl, CaCl2 , K2 SO4 ) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию. 2. Соли сильного основания и слабой кислоты2 CO3 , CH32 S, K2 SiO3 . Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия: CH3 COONa + H2 O « CH3 COOH + NaOH. CH3 COO- + H2 O « CH3 COOH + OH- . Следовательно, раствор CH3 COONa будет проявлять щелочную реакцию. При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например: Na22 O « NaHS + NaOH S2-2 O « HS-- . (6) Процесс (6) отражает гидролиз Na2 HS- + H2 O « H2 S + OH- . Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза. 3. Соли слабого основания и сильной кислоты , например Al2 (SO4 )32 , CuBr2 , NH4 Cl. Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II): FeCl2 + H2 O « Fe(OH)Cl + HCl. (7) Fe2+ + H2 O « Fe(OH)+ + H+ . (8) По второй ступени гидролиз протекает следующим образом: Fe(OH)+22+ . (9) Из реакций (7)-(9) ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию. 4. Соли слабого основания и слабой кислоты , например Al2 S3 , Cr2 S3 , CH34 , (NH4 )2 CO3 . При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание: CH3 COONH42 O « CH3 COOH + NH4 OH или в ионном виде: CH3 COO- + NH+ + H23 COOH + NH4 OH. Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Так, при гидролизе CH34 реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (K = 6,3 * 10-5 ) больше константы диссоциации уксусной кислоты (K = 1,75 * 10-5 ). Список литературы 1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: В 2 т. М.: 1-я Федерат. книготорг. компания, 1998. 3. Фримантл М. Химия в действии: В 2 ч. М.: Мир, 1991.