Главная > Разные рефераты > Химические реакции  



 

 

Химические реакции

 
Содержание.
1. Химические реакции.
2. Окислительно-восстановительные реакции.
3. Реакции в растворах электролитов.
4. Представление о кислотах и основаниях.
5. Гидролиз солей.
перечень литературы.

1. Химические реакции
Химические характеристики веществ выявляются в химических реакциях. Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании остальных связей. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением
aA + bB = cC + dD,
где вещества A и B, вступившие в реакцию, называют реагентами (либо исходными веществами), а новейшие вещества C и D, образующиеся в итоге протекания реакции, - продуктами (либо конечными веществами). Целочисленные характеристики a, b, c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.
Химические реакции классифицируются различными методами:
1) По типу взаимодействия:
реакции разложения 2HgO = 2Hg + O2
реакции соединения 2Na + Cl2 = 2NaCl
реакции замещения CuO + H2 = H2O + Cu
реакции двойного обмена CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
Указанные типы часто совмещаются в более сложных реакциях. К примеру:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2? + H2O.
Эта реакция – сразу и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H2CO3 неустойчива и разлагается на CO2 и H2O.
2) По тепловому эффекту:
экзотермические реакции, протекающие с экзо-эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+Q):
C + O2 = CO2 + Q,
эндотермические реакции, протекающие с эндо-эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (-Q):
N2 + O2 = 2NO – Q.
3) По направлению протекания процесса реакции разделяются на необратимые, которые протекают лишь в прямом направлении и завершаются полным перевоплощением реагентов в продукты:
AgNO3 + NaCl = AgCl? + NaNO3,
и обратимые реакции, которые протекают сразу в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты преобразуются в продукты только частично (т.Е. Реакции не идут до конца слева направо):
2SO2 + O2 ? 2SO3.
Необратимость химической реакции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) меж формулами реагентов и формулами товаров, а обратимость реакции – особым знаком – противоположно направленными стрелками (?).
4) По изменению степеней окисления реакции разделяются на:
протекающие без конфигурации степеней окисления всех частей, входящих в исходные вещества, к примеру
NaOH + HCl = NaCl + H2O,
и окислительно-восстановительные реакции, протекающие с конфигурацией степеней окисления всех либо неких (либо даже хотя бы одного!) Частей, к примеру:
2Cu0 + O0 = 2Cu2+O2-,
Cu2+O2- + H0 = Cu0 + H1+O2-,
Cl0 + 2Na1+O2-H1+ = Na1+Cl1- + Na1+Cl1+O2- + H1+O2-.
2. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с конфигурацией степени окисления частей, входящих в состав реагирующих веществ.
Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой либо ионом. Если атом отдаёт свои электроны, то он приобретает положительный заряд, к примеру:
Zn0 – 2e = Zn2+.
Если отрицательно заряженный ион (заряд –1), к примеру Cl-, отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:
Cl- - 1e = Cl0.
Если положительно заряженный ион либо атом отдаёт электроны, то величина его положительного заряда возрастает соответственно числу отданных электронов:
Fe2+ - 1e = Fe3+.
Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой либо ионом. Если атом присоединяет электроны, то он преобразуется в отрицательно заряженный ион:
S0 + 2e = S2-.
Если положительно заряженный ион воспринимает электроны, то величина его заряда миниатюризируется, к примеру:
Mn7+ + 5e = Mn2+,
либо он может перейти в нейтральный атом:
H+ + 1e = H0,
Al3+ + 3e = Al0.
Окислителем является атом, молекула либо ион, принимающий электроны. Восстановителем является атом, молекула либо ион, отдающий электроны.
Окислитель в процессе реакции восстанавливается, а восстановитель - окисляется.
Следует держать в голове, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (и принятия) электронов атомами либо ионами не постоянно отражает истинное положение, так как во многих вариантах происходит не полный перенос электронов, а лишь смещение электронного облака от одного атома к другому.
3. Реакции в растворах электролитов
Электролиты – это вещества, растворы которых владеют ионной проводимостью.
Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций частенько употребляют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не меж молекулами, а меж ионами.
С точки зрения теории диссоциации при реакциях меж ионами в растворах электролитов возможны два исхода:
1. Образующиеся вещества – сильнейшие электролиты, отлично растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.
2. Одно (либо несколько) из образующихся веществ – газ, осадок либо слабый электролит (отлично растворимый в воде).
к примеру, можно разглядеть две реакции:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2?, (1)
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2?. (2)
В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:
2Al + 2Na+ + 2OH- + 6 H2O = 2Na+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2?, (3)
2Al + 2K+ + 2OH- + 6 H2O = 2K+ + 2[Al(OH)4]- + 3H2?, (4)
В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является совсем слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода фактически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Однообразные ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно уменьшить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:
2Al + 2OH- + 6H2O = 2[Al(OH)4]- + 3H2?. (5)
разумеется, что при содействии алюминия с хоть какой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в различие от молекулярного, относится не к одной какой-нибудь реакции меж конкретными веществами, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его крупная практическая ценность и значение, к примеру благодаря этому обширно употребляются качественные реакции на разные ионы.
Так, при помощи ионов серебра Ag+ можно найти присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно найти ионы серебра; при помощи ионов бария Ba2+ можно найти ионы SO2- и напротив.
С учётом вышеизложенного можно сконструировать правило, которым комфортно управляться при исследовании действий, протекающих в растворах электролитов.
Реакции меж ионами в растворах электролитов идут фактически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.
Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в согласовании с законом работающих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов товаров. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции миниатюризируется.
4. Представление о кислотах и основаниях
Определения кислот и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом.
Кислотой именуется соединение, образующее при диссоциации в аква растворе из положительных ионов лишь ионы водорода H+. В согласовании с этим определением к кислотам относятся, к примеру, HCl, H2SO4, HNO3, H2S.
Основанием именуется соединение, образующее при диссоциации в аква растворе из отрицательных ионов лишь гидроксид-ионы OH-. По современной номенклатуре основания принято именовать гидроксидами частей с указанием степени окисления: NaOH – гидроксид натрия, KOH – гидроксид калия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция, Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II), Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III).
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными сплавами) и нерастворимые в воде. Основное различие меж ними заключается в том, что концентрация ионов OH- в растворах щелочей довольно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и традиционно совсем мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона OH- даже в растворах нерастворимых оснований определяют характеристики этого класса соединений.
После Аррениуса было показано, что определение кислот и оснований в определениях теории электролитической диссоциации не обхватывает всего обилия кислотно-главных параметров веществ. Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований.
Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное воспринимать протоны. Неважно какая реакция отщепления протона выражается уравнением
кислота ? основание + H+.
На базе таковых представлений понятными стают главные характеристики аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно воспринимает протон при содействии с кислотами, образуя за счёт донорно-акцепторной связи ион аммония:
HNO3 + NH3 ? NH+ + NO-.
может быть и ещё более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-главные взаимодействия совершенно необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится роли электронных пар в химическом содействии.
Катионы, анионы либо нейтральные молекулы, способные принять одну либо несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.
Так, к примеру, фторид алюминия AlF3 – кислота, способная воспринимать электронную пару при содействии с аммиаком:
AlF3 + :NH3 ? [AlF3]:[NH3].
Катионы, анионы либо нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В лишь что рассмотренном примере аммиак является основанием.
Определение Г. Льюиса обхватывает все кислотно-главные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями.

5. Гидролиз солей
Солями именуются соединения, образующие при диссоциации в аква растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а время от времени не считая них, ионы водорода и гидроксид-ионы, к примеру:
Na2SO4 ? 2Na+ + SO2-,
NaHSO4 ? Na+ + HSO- ? Na+ + H+ + SO2-,
Mg(OH)Cl ? Mg(OH)+ + Cl- ? Mg2+ + OH- + Cl-.
В согласовании с данным определением соли делятся на средние (Na2SO4), кислые (NaHSO4) и главные (Mg(OH)Cl).
Общеизвестно, что реакция незапятанной воды является нейтральной (pH = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют соответственно кислую (pH < 7) и щелочную (pH > 7) реакцию. Практика, но, указывает, что не лишь кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную либо кислую реакцию – предпосылкой этого является гидролиз солей.
Взаимодействие солей с водой, в итоге которого образуются кислота (либо кислая соль) и основание (либо основная соль), именуется гидролизом солей.
предпосылкой гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода некординально диссоциирует на ионы H+ и OH-, но в процессе гидролиза один либо оба из этих ионов могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциированные, летучие либо труднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих главных типов:
1. Соли мощного основания и сильной кислоты при растворении в воде (к примеру, NaCl, CaCl2, K2SO4) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.
2. Соли мощного основания и слабой кислоты, к примеру KClO, Na2CO3, CH3COONa, NaCN, Na2S, K2SiO3.
Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:
CH3COONa + H2O ? CH3COOH + NaOH.
В итоге реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:
CH3COO- + H2O ? CH3COOH + OH-.
Следовательно, раствор CH3COONa будет проявлять щелочную реакцию.
При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, к примеру:
Na2S + H2O ? NaHS + NaOH
либо в ионной форме
S2- + H2O ? HS- + OH-. (6)
Процесс (6) отражает гидролиз Na2S по первой ступени. Чтоб гидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:
HS- + H2O ? H2S + OH-.
таковым образом, при растворении в воде соли мощного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.
3. Соли слабого основания и сильной кислоты, к примеру Al2(SO4)3, FeCl2, CuBr2, NH4Cl.
Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):
FeCl2 + H2O ? Fe(OH)Cl + HCl. (7)
В ионном виде этот процесс можно записать так:
Fe2+ + H2O ? Fe(OH)+ + H+. (8)
По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:
Fe(OH)+ + H2O ? Fe(OH)2 + H+. (9)
Из реакций (7)-(9) ясно, что в итоге гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.
4. Соли слабого основания и слабой кислоты, к примеру Al2S3, Cr2S3, CH3COONH4, (NH4)2CO3. При растворении в воде таковых солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:
CH3COONH4 + H2O ? CH3COOH + NH4OH
либо в ионном виде:
CH3COO- + NH+ + H2O ? CH3COOH + NH4OH.
Реакция среды в растворах схожих солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таковых солей могут иметь нейтральную, кислую либо щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
Так, при гидролизе CH3COONH4 реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (K = 6,3 * 10-5) больше константы диссоциации уксусной кислоты (K = 1,75 * 10-5).

перечень литературы

1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в университеты: В 2 т. М.: 1-Я Федерат. Книготорг. Компания, 1998.
2. Хомченко Г. П. Химия для поступающих в университеты. М.: Высшая школа, 1988.
3. Фримантл М. Химия в действии: В 2 ч. М.: Мир, 1991.


- 8 -



Еще рефераты
Планирование рекламной деятельности
Введение Формирующийся в России рынок продуктов и услуг все настойчивее просит привлечения и использования рекламы. Реклама, с одной стороны, доводит до потребителей различные сведения, нужные для покупки и использования изделий. С другой, - сочетая свою информативность с...

Каменный уголь
Два десятилетия подряд уголь находился в тени нефтяного бума. Горы не находившего сбыт угля росли в небо. Закрывались бессчетные шахты, сотни тыщ горняков теряли свое рабочее место. Район Аппалачей США, когда- то цветущий угольный бассейн , превратился в один из более сумрачных районов...

Свободные экономические зоны и трудности их становления в Молдове
Министерство образования Республики Молдова Славянский институт, кафедра экономических дисциплин Курсовая работа по макроэкономике на тему: «Свободные экономические зоны: сущность, роль, способности и трудности становления». Курс: I - Бак Форма...

Разработка проведения горно-разведочных выработок
1 Обоснование формы и размеров поперечного сечения выработки. Исходя из того что выработка проходит по не устойчивым рудам, с коэффициентом крепости f=8, и в следствии этого выработку необходимо крепить выбираем трапециевидное сечение выработки. Площадь поперечного сечения в...

Учет начисления налогов и платежей в не бюджетные фонды
Принятые два федеральных закона вносят конфигурации и дополнения в Зкон РФ от 27 декабря 1991 г. № 2116-1 “О налоге на прибыль компаний и организаций”. Федеральный закон от 14 декабря 1996 г. № 151-ФЗ “О внесении конфигураций в Закон РФ “О налолге на прибыль компаний и...