- •Российский национальный исследовательский медицинский университет имени н.И. Пирогова
- •Содержание
- •Строение атома
- •Заряд атома нейтральный!
- •Заполнение орбиталей
- •Виды атомных орбиталей
- •Главные характеристики атома
- •Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •Физический смысл Периодического закона (на примере )
- •Закономерности изменения свойств элементов
- •Семейства химических элементов
- •Характер оксидов и гидроксидов I-VII групп
- •Химическая связь
- •Механизмы образования ковалентной связи
- •Способы перекрывания электронных облаков
- •Свойства ковалентной связи
- •Типы гибридизации
- •Кристаллические решетки
- •Сравнительная характеристика кристаллических решеток
- •Валентность и степень окисления
- •Правила определения степени окисления элемента в соединении
- •Химические реакции и закономерности их протекания Классификация химических реакций
- •Методы расстановки коэффициентов в уравнениях овр
- •Обратимые химические реакции. Химическое равновесие
- •Растворы. Электролитическая диссоциация
- •Способы выражения состава раствора
- •Теория электролитической диссоциации (1887 г., Сванте Аррениус)
- •Реакции ионного обмена
- •Гидролиз
- •Случаи гидролиза солей
- •Важнейшие классы неорганических соединений
- •Металлы
- •Неметаллы
- •Основные положения теории химического строения органических веществ а.М. Бутлерова
- •Классификация органических соединений
- •I. Классификация по наличию функциональных групп
- •II. Типы изомерии
- •Углеводороды
Химические реакции и закономерности их протекания Классификация химических реакций
№ |
Основа классификации |
Типы реакций |
1 |
Число и состав исходных и полученных веществ |
Реакции соединения |
Реакции разложения | ||
Реакции замещения | ||
Реакции обмена | ||
Реакции, идущие без изменения состава вещества | ||
2 |
Агрегатное состояние исходных и полученных веществ |
Гомогенные |
Гетерогенные | ||
3 |
Направление протекания реакции |
Необратимые |
Обратимые | ||
4 |
Участие катализатора |
Каталитические |
Некаталитические | ||
5 |
Тепловой эффект |
Экзотермические |
Эндотермические | ||
6 |
Изменение степени окисления элементов |
Реакции без изменения степени окисления |
Окислительно-восстановительные реакции |
Типы окислительно-восстановительных реакций | ||
Межмолекулярные |
Внутримолекулярные |
Реакции диспропорционирования (самоокисление-самовосстановление) |
Н2S + Cl2 → S + 2HCl |
2H2O → 2H2 + O2 |
Cl2 + H2O → HClO + HCl |
Методы расстановки коэффициентов в уравнениях овр
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо знать химические формулы исходных веществ и продуктов реакции. Формулы продуктов устанавливаются экспериментально или на основании известных химических свойств веществ. Правильно записанная реакция является выражением закона сохранения массы веществ (Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате её). Это значит, что в правой и левой частях уравнения должно быть одинаковое число атомов.
Метод электронного баланса
Используют его, как правило, для составления уравнений простых окислительно-восстановительных реакций. В основе лежит положение о том, что общее число электронов, отданных восстановителем должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем. Подсчет числа перешедших электронов лежит в основе составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции:
FeCl3 + H2S → FeCl2 + S + HCl;
Определим, какое вещество является окислителем, а какое восстановителем и их степени окисления до и после реакции. Хлорид железа (III) выполняет роль окислителя, так как содержит положительно заряженный ион железа с относительно высоким зарядом, способный восстанавливаться до промежуточной степени окисления. Сероводород является восстановителем, так как в его состав входит бескислородный анион S2-, содержащий избыточные электроны:
Fe+3Cl3 + H2S-2 → Fe +2Cl2 + S0 + HCl
Составим электронные уравнения, выражающие процессы окисления и восстановления. По изменению степеней окисления определим число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем:
Fe+3 +1e= Fe+2 |
2 |
восстановление, окислитель |
S-2 – 2e = S0 |
1 |
окисление, восстановитель |
Множители электронного баланса запишем в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты:
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + HCl
Подберем стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции, перейдем от схемы к уравнению реакции (ставим знак равенства вместо стрелки):
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
Проверим правильность написания путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения реакции.
Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)
Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных
реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.
Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:
записывают формулы реагентов данной реакции:
K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S
устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K2Cr2O7 − окислитель, H2S – восстановитель, H2SO4 − кислая среда).
записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr2O72− ), среды (Н+) и восстановителя (H2S):
Cr2O72− + H+ + H2S
определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно в условии задачи (так, здесь дихромат-ион переходит в катионы хрома (III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:
Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O |
1 |
восстановление, окислитель |
H2S − 2e− = S(т) + 2H+ |
3 |
окисление, восстановитель |
суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись:
Cr2O72− + 8H+ + 3H2S = 2Cr3+ + 7H2O + 3S(т)
на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись, причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K2SO4):
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3S(т) + K2SO4
проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).
окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr2O72− и Cr3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н+/Н2О (для кислой среды) и ОН−/Н2О (для щелочной среды).
Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислой среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислой среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):
кислая среда [O2−] + 2H+ = H2O щелочная среда [O2−] + H2О = 2 ОН−
Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислой среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):
кислая среда H2O = [O2−] + 2H+ щелочная среда 2 ОН−= [O2−] + H2О
Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н+ и ОН−.
Для кислой среды: |
избыток nО + 2nH+ → nH2O недостаток nО + nH2O → 2nH+ |
Для щелочной среды: |
избыток nО + nH2O → 2nОH- недостаток nО + 2nОH- → nH2O |
Для нейтральной среды: |
избыток nО + nH2O → 2nОH- недостаток nО + nH2O → 2nH+ |
Скорость химической реакции Для гомогенных реакций:
Для гетерогенных реакций:
где - изменение количества вещества одного из исходных веществ или одного из продуктов реакции; – интервал времени (t2-t1); V – объем газа или раствора; = с1 – с2 – изменение концентрации вещества; S – площадь поверхности соприкосновения веществ.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции:
Природа реагирующих веществ
Концентрация веществ
Температура
Присутствие катализатора или ингибитора
Давление
Площадь соприкосновения
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.
mA + nB = pC + qD – общий вид реакции
–кинетическое уравнение реакции
где - скорость химической реакции; сА – молярная концентрация вещества «А»; сВ – молярная концентрация вещества «В»; m и n – коэффициенты в уравнении реакции.
Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10оС скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза.
–математическое выражение правила
где- скорость химической реакции приt1; - скорость химической реакции приt2; - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10оС.
Катализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся.
Ингибиторы – это вещества, замедляющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся. Обратное действие катализаторов.