2. Типы химических реакций

1. Хими́ческая реа́кция. Типы реакций: - окислительно-восстановительные реакции ОВР и не ОВР;реакции присоединения (ассоциации, агрегации), разложения (отщепления), обмена и замещения, перегруппировки; - нейтрализации, необратимые; обратимые;, эндотермические; реакции. комплексообразования; простые, сложные; - гомогенные, гетерогенные.

2. Окислителыные, восстановительные реакции. реакции диспропорционирования, Вещества окислители и восстановители.

3. Реакции нейтрализации. Ионнообменная реакция. В каких случаях идёт ионообменная реакция. Электрохимическая реакция. Электроды. Анод. 

4. Основные закономерности электрохимического процесса.

5. ЕДС гальванического элемента.

2.1. Хими́ческая реа́кция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества.

2.2. Различают типы реакций: - окислительно-восстановительные реакции ОВР и не ОВР;

- реакции присоединения (ассоциации, агрегации) АВ + С → АВС, разложения (отщепления) АВС → АВ + С, обмена и замещения (число частиц в правой и левой части одинаково) В + С → АС + В, перегруппировки АВС → АСВ;

- нейтрализации, необратимые – реакции, протекающие только в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ; обратимые – процессы, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная; экзотермические – проходящие с выделением тепла, эндотермические – с поглощением тепла;

- реакции комплексообразования (переноса электронных пар): Fe+3€€€€€€ + 6 :СN- ® [ Fe (СN )₆]^-3 ,

кислота (по-Льюису) акцептор основание

(по-Льюису)

- простые – реакции протекающие в одну стадию, сложные – реакции протекающие в несколько стадий, каждая из которых является простой. Скорость сложной реакции определяется скоростью наиболее медленной лимитирующей стадии;

- гомогенные – реакции характеризующиеся отсутствием поверхности разделе между реагентами, поэтому их взаимодействие протекает по всему объёму, гетерогенные – реакции, характеризующиеся наличием поверхности раздела, где и протекает взаимодействие и другие типы.

2.3. Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления. Окислитель + е ® восстановитель (реакция восстановления). Восстановитель – е ® окислитель (реакция окисления)

Пример окислительно-восстановительной реакции— горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:2H₂ + O₂ = 2H₂O. Пример реакции диспропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония: NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O (до 250 °C).

2.4. Реакции нейтрализации – взаимодействие между веществами кислого и основного характера, с образованием нейтральных веществ (соли, воды): Na₂O + CO₂ → Na₂CO_3; ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O.

2.5. Ионнообменная реакция - обмен ионами между веществами, с образованием осадка (смотреть таблицу растворимости), газа, или слабого электролита (например, воды): Молекулярное уравнение Zn(OH)₂ + Na₂S → NaOH + Zn S↓

Полное ионное уравнение Zn⁺² +2OH^- + Na⁺ + S^-2 → Na⁺+ OH^- + Zn S↓ Краткое ионное уравнение Zn⁺² + S^-2 → Zn S↓

2.6. Электрохимическая реакция – ОВР в электрическом поле, создаваемом электродами с выделением на электродах веществ. Электроды — проводники, соединённые с полюсами источника электрической энергии.  Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный. Положительные ионы — катионы — ионы металлов,  водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательные ионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

2.7. Основные закономерности электрохимического процесса: 1. Восстанавливаются на катоде металлы, стоящие в Электрохимическом ряду активности http://ru.wikipedia.org/wiki/ (ряд напряжений, стандартных электродных потенциалов) металлов до Тi: только из расплавов. Для менее активных металлов от Тi (включительно) до Pb- конкурирующие реакции, выделение водорода, и выделение металла в чистом виде одновременно. Не активные металлы, стоящие правее водорода легко разряжаются и восстанавливается только металл. 2. На аноде легко окисляются OH⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, S²⁻. Тяжело окисляются (только из расплавов) PO₄³⁻, CO₃²⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, NO₂⁻, ClO₄⁻, F⁻. В водном растворе электролизу подвергается вода с выделением кислорода.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Тi→Mn→Zn→Cr→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Раствор соли активного металла и бескислородной кислотыNaCl ↔ Na+ + Cl−K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−A(+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2 Вывод: 2NaCl + 2H2O(электролиз) → H2 + Cl2 +2NaOH Раствор соли менее активного металла и бескислородной кислоты ZnCl2 ↔ Zn2+ + 2Cl−K"катод"(-): Zn2+ + 2e = Zn0 A"анод"(+): 2Cl− — 2e = 2Cl0 Вывод: ZnCl2 (электролиз) → Zn + Cl2 Раствор соли активного металла и кислородсодержащей кислоты Na2SO4↔2Na++SO42−K(-): 2H2O + 2e = H2 + 2OH−A(+): 2H2O — 4e = O2 + 4H+ Вывод: 2H2O (электролиз) → 2H2 + O2

Расплав соли активного металла и бескислородной кислоты NaCl ↔ Na+ + Cl− K(-): Na+ + 1e = Na0 A(+): Cl− — 1e = Cl0; Cl0+Cl0=Cl2 Вывод: 2NaCl → (электролиз) 2Na + Cl2 Расплав гидроксида: активный металл и гидроксид-ион NaOH ↔ Na+ + OH− K(-): Na+ +1e =Na0 A(+): 4OH− −4e =2H2O + O2 Вывод: 4NaOH → (электролиз) 4Na + 2H2O + O2 Расплав соли активного металла и кислородосодержащей кислотыNa2SO4↔2Na++SO42−K(-): 2Na+ +2e =2Na0 A(+): 2SO42− −4e =2SO3+O2 Вывод: 2Na2SO4 → (электролиз) 4Na + 2SO3 + O2

ЕДС гальванического элемента ΔE = E_катода - E_анода; E = E₀ + [RT/(z*F)]*ln[C], где E₀ – стандартный электродный потенциал, R = 8,31 Дж моль К, z – число электронов ОВР; F = 96485,34 Кл∙моль^-1 С – молярная концентр., http://www.xumuk.ru/galvanopara/