Реакції без зміни ступенів окислення атомів. Реакції без і з зміною ступеня окислення. III. Типи хімічних реакцій у напрямку

Хімічною реакцією називають процес, в результаті якого вихідні речовини перетворюються в продукти реакції. Речовини, отримані після закінчення реакції, називають продуктами. Від вихідних вони можуть відрізнятися будовою, складом або і тим, і іншим.

За зміною складу виділяють такі типи хімічних реакцій:

• зі зміною складу (таких більшість);
• без зміни складу (ізомеризація і перетворення однієї аллотропной модифікації в іншу).

Якщо склад речовини в результаті реакції не змінюється, то обов'язково змінюється його будова, наприклад: Cграфіт↔Cалмаз

Розглянемо докладніше класифікацію хімічних реакцій, що протікають зі зміною складу.

I. За кількістю і складом речовин

реакції з'єднання

В результаті таких хімічних процесів з кількох речовин утворюється одна: А + В + ... \u003d С

З'єднуватися можуть:

• прості речовини: 2Na + S \u003d Na2S;
• прості зі складними: 2SO2 + O2 \u003d 2SO3;
• два складних: CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2.
• більше двох речовин: 4Fe + 3O2 + 6H2O \u003d 4Fe (OH) 3

реакції розкладу

Одне речовина в таких реакціях розкладається на кілька інших: А \u003d В + С + ...

Продуктами в цьому випадку можуть бути:

• прості речовини: 2NaCl \u003d 2Na + Cl2
• просте і складне: 2KNO3 \u003d 2KNO2 + O2
• два складних: CaCO3 \u003d CaO + CO2
• більше двох продуктів: 2AgNO3 \u003d 2Ag + O2 + 2NO2

реакції заміщення

Такі реакції в яких реагують між собою просте і складне речовини, причому атоми простої речовини заміщають атоми одного з елементів в складному, і називають реакціями заміщення. Схематично процес заміщення атомів можна показати так: А + ВС \u003d В + АС.

Наприклад, CuSO4 + Fe \u003d FeSO4 + Cu

реакції обміну

У цю групу відносять реакції, в ході яких два складних речовини міняються своїми частинами: АВ + СD \u003d AD + CB. Згідно з правилом Бертолле, необоротне протікання таких реакцій можливо в тому випадку, якщо хоча б один з продуктів:

• осад (нерозчинний речовина): 2NaOH + CuSO4 \u003d Cu (OH) 2 + Na2SO4;
• малодиссоциирующие речовина: NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O;
• газ: NaOH + NH4Cl \u003d NaCl + NH3 + H2O (спочатку утворюється гідроксид амонію NH3 H2O, який при отриманні тут же розкладається на аміак і воду).

II. За тепловим ефектом

1. екзотермічні - процеси, що протікають з виділенням тепла:
   C + O2 \u003d CO2 + Q
2. Ендотермічна - реакції, в яких тепло поглинається:
   Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O - Q

III. Типи хімічних реакцій у напрямку

1. оборотними називають реакції, що протікають в один і той же момент часу як в прямому, так і в зворотному напрямку: N2 + O2 ↔ 2NO
2. необоротні процеси протікають до кінця, тобто до тих пір, поки хоча б одне з реагуючих речовин не витратиться повністю. Приклади необоротних реакцій обміну були розглянуті вище.

IV. За наявності каталізатора

V. По агрегатному стані речовин

1. Якщо все реагують речовини перебувають в однакових агрегатних станах, Реакцію називають гомогенної . Протікають такі процеси у всьому обсязі. Наприклад: NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O
2. гетерогенними називають реакції між речовинами, що знаходяться в різних агрегатних станах, що протікають на поверхні розділу фаз. Наприклад: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2

VI. Типи хімічних реакцій зі зміни ступеня окислення реагуючих речовин

1. Окислювально-відновні (ОВР) - реакції, в яких змінюються ступені окислення реагуючих речовин.
2. Реакції, що протікають без зміни ступенів окислення реагентів (БІСО).

Завжди окислювально-відновні є процеси горіння і заміщення. Реакції обміну протікають без зміни ступенів окислення речовин. Всі інші процеси можуть бути як ОВР, так і БІСО.

Одним з основних понять НЕ органічної хімії є поняття про ступінь окислення (СО).

Ступенем окислення елемента в з'єднанні називається формальний заряд атома елемента, обчислений з припущення, що валентні електрони переходять до атомам з більшою відносною електронегативні (ОЕО) і всі зв'язки в молекулі сполуки є іонними.

Ступінь окислювання елемента Е вказують вгорі над символом елемента зі знаком «+» або «-» перед цифрою.

Ступінь окислювання іонів, реально існуючих в розчині або кристалах, збігається з їх зарядовим числом і позначається аналогічно зі знаком «+» або «» після цифри, наприклад, Са 2+.

Застосовують також метод Штока позначення ступеня окислення римськими цифрами після символу елемента: Mn (VII), Fe (III).

Питання про знак ступеня окислення атомів в молекулі вирішується на підставі зіставлення електроотріцательностей пов'язаних між собою атомів, які утворюють молекулу. При цьому атом з меншою електронегативність має позитивну ступінь окислення, а з більшою електронегативність негативну.

Слід зазначити, що не можна ототожнювати ступінь окислення з валентністю елемента. Валентність, яка визначається як число хімічних зв'язків, Якими даний атом з'єднаний з іншими атомами, не може дорівнювати нулю і не має знака «+» або «». Ступінь окислювання може мати як позитивний, так і негативне значення, а також приймати нульове і навіть дробове значення. Так, в молекулі СО2 ступінь окислення С дорівнює +4, а в молекулі СН4 ступінь окислення С дорівнює 4. Валентність ж вуглецю і в тому, і в іншому з'єднанні дорівнює IV.

Незважаючи на зазначені вище недоліки, використання поняття ступеня окислення зручно при класифікації хімічних сполук і складанні рівнянь окисно-відновних реакцій.

При окисно-відновних реакціях протікають два взаємопов'язані процеси: Окислення і відновлення.

окисленням називається процес втрати електронів. відновленням процес приєднання електронів.

Речовини, атоми або іони яких віддають електрони, називаються восстановителями. Речовини, атоми або іони яких приєднують електрони (або відтягують до себе загальну пару електронів), називаються окислювачами.

При окисленні елемента ступінь окислення збільшується, інакше кажучи, відновник при реакції підвищує ступінь окислення.

Навпаки, при відновленні елемента ступінь окислення знижується, т. Е. При реакції окислювач зменшує ступінь окислення.

Таким чином, можна дати і таке формулювання окислювально-відновних реакцій: окисно-відновними реакціями називаються реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення атомів елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Окислювачі і відновники

Для прогнозу продуктів і напрямки окислювально-відновних реакцій корисно пам'ятати, що типовими окислювачами є прості речовини, атоми яких мають велику ОЕО\u003e 3,0 (елементи VIA і VIIAгрупп). З них найбільш сильні окислювачі фтор (ОЕО \u003d 4,0), кисень (ОЕО \u003d 3,0), хлор (ОЕО \u003d 3,5). До важливих окислювача відносяться PbO 2, KMnO 4, Cа (SO 4) 2, К 2 Сr 2 O 7 , HClO, HClO 3, КСIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (конц), HNO 3 (конц), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, КСIO 3, H 2 O 2 і інші речовини , які містять атоми з вищої або високою СО.

До типових відновників відносяться прості речовини, атоми яких мають малу ОЕО< 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H 2 S, NH 3 , HI, KI, SnCl 2 , FeSO 4 , C, H 2 , CO, H 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , CuCl, Na 2 S 2 O 3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

При складанні рівнянь окисно-відновних реакцій можна застосовувати два методи: метод електронного балансу та іонно-електронний метод (метод напівреакцій). Більш правильне уявлення про окисно-відновних процесах в розчинах дає іонно-електронний метод. За допомогою цього методу прогнозують зміни, які зазнають реально існуючі в розчині іони і молекули.

Крім прогнозування продуктів реакції, іонні рівняння напівреакцій необхідні для розуміння окисно-відновних процесів, що протікають при електролізі і в гальванічних елементах. Цей метод відображає роль середовища як учасника процесу. І нарешті, при використанні цього методу необов'язково заздалегідь знати всі утворюються речовини, так як багато хто з них виходять при складанні рівняння окисно-відновних реакцій.

Слід мати на увазі, що хоча полуреакции відображають реальні процеси, що йдуть при окислювально-відновних реакціях, їх не можна ототожнювати з реальними стадіями (механізмом) окисно-відновних реакцій.

На характер і напрям окисно-відновних реакцій впливають багато факторів: природа реагуючих речовин, реакція середовища, концентрація, температура, каталізатори.

Біологічне значення окисно-відновних процесів

Важливими процесами в тварин організмах є реакції ферментативного окислення речовин-субстратів: вуглеводів, жирів, амінокислот. В результаті цих процесів організми отримують велика кількість енергії. Приблизно 90% всієї потреби дорослого чоловіка в енергії покривається за рахунок енергії, що виробляється в тканинах при окисленні вуглеводів і жирів. Іншу частину енергії ~ 10% дає окислительное розщеплення амінокислот.

Біологічне окислення протікає по складних механізмів за участю великого числа ферментів. В мітохондріях окислення відбувається в результаті переносу електронів від органічних субстратів. Як переносників електронів у дихальний ланцюг мітохондрій входять різні білки, що містять різноманітні функціональні групи, які призначені для перенесення електронів. У міру просування по ланцюга від одного интермедиата до іншого електрони втрачають вільну енергію. На кожну пару електронів, переданих по дихальної ланцюга кисню, синтезуються 3 молекули АТФ. Вільна енергія, що вивільняється при перенесенні 2 електронів на кисень, становить 220 кДж / моль.

На синтез 1 молекули АТФ в стандартних умовах витрачається 30,5 кДж. Звідси ясно, що досить значна частина вільної енергії, що виділяється при перенесенні однієї пари електронів, запасається в молекулах АТФ. З цих даних стає зрозумілою і роль многостадийной передачі електронів від вихідного відновника до кисню. Велика енергія (220 кДж), що виділяється при перенесенні однієї пари електронів до кисню, розбивається на ряд порцій, відповідних окремих стадіях окислення. На трьох таких стадіях кількість енергії, що виділяється приблизно відповідає енергії, необхідної для синтезу 1 молекули АТФ.

За ознакою зміни ступенів окислення атомів, що входять до складу реагуючих речовин, хімічні реакції поділяються на два типи.

1) Реакції, що протікають без зміни ступенів окислення атомів.

наприклад:

2 + 4-2 t +2 -2 +4 -2
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

У цій реакції ступінь окислення кожного з атомів залишилася без зміни.

2) Реакції, що протікають зі зміною ступенів окислення атомів.

наприклад:

0 +2 -1 0 +2 -1
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2

У цій реакції ступеня окислення атомів цинку і міді змінилися.

Окислювально-відновні реакції - найбільш поширені хімічні реакції.

На практиці окислювально-відновна реакція - це приєднання або віддача електронів. Одні атоми (іони, молекули) віддають іншим або приймають від них електрони.

Окислення.

Процес віддачі електронів атомом, іоном або молекулою називається окисленням.

При віддачі електронів ступінь окислення атома підвищується.

Речовина, чиї атоми, іони або молекули віддають електрони, називається відновником.

У нашому прикладі атоми в ступені окислення 0 перейшли в атоми зі ступенем окислення +2. Тобто відбувся процес окислення. При цьому атом цинку, який віддав два електрона, є відновником (він підвищив ступінь окислення з 0 до +2).

Процес окислення записують електронним рівнянням, в якому вказують зміна ступеня окислення атомів і число електронів, відданих відновником.

наприклад:

0 +2 0
Zn - 2 e - \u003d Zn (окислення, Zn - відновник).

Відновлення.

Процес приєднання електронів називають відновленням.

При приєднанні електронів ступінь окислення атома знижується.

Речовина, чиї атоми, іони або молекули приєднують електрони, називають окислювачем.

У нашому прикладі перехід атомів міді зі ступенем окислення +2 в атоми зі ступенем окислення 0 є процесом відновлення. При цьому атом міді зі ступенем окислення +2, приймаючи два електрони, знижує ступінь окислення від +2 до 0 і є окислювачем.

Процес окислення теж записують електронним рівнянням:

2 0 0
Cu + 2 e - \u003d Cu (відновлення, Cu - окислювач).

Процес відновлення і процес окислення нероздільні і протікають одночасно.

0 +2 0 +2
Zn + CuCl 2 \u003d Cu + ZnCl 2
відновник окислювач
окислюється відновлюється

Існує два типи хімічних реакцій:

A Реакції, в яких не змінюється ступінь окислення елементів:

реакції приєднання

SO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 SO 3

реакції розкладу

Cu (OH) 2 \u003d  CuO + H 2 O

реакції обміну

AgNO 3 + KCl \u003d AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O

B Реакції, в яких відбувається зміна ступенів окислення атомів елементів, що входять до складу реагуючих сполук і передача електронів від одних сполук до інших:

2Mg 0 + O 2 0 \u003d 2Mg +2 O -2

2KI -1 + Cl 2 0 \u003d 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 \u003d Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Такі реакції називаються окислювально - відновні.

Ступінь окислення - це умовний заряд атома в молекулі, обчислений в припущенні, що молекула складається з іонів і в цілому електронейтральна.

Найбільш електронегативні елементи в поєднанні мають негативні ступеня окислення, а атоми елементів з меншою електронегативність - позитивні.

Ступінь окислення - формальне поняття; в ряді випадків ступінь окислення не збігається з валентністю.

наприклад:

N 2 H 4 (гідразин)

ступінь окислення азоту - -2; валентність азоту - 3.

Розрахунок ступеня окислення

Для обчислення ступеня окислення елемента слід враховувати наступні положення:

1. Ступені окислення атомів в простих речовинах дорівнюють нулю (Na 0; H 2 0).

2. Алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів, що входять до складу молекули, завжди дорівнює нулю, а в складному йоні ця сума дорівнює заряду іона.

3. Постійну ступінь окислення в з'єднаннях з атомами інших елементів мають атоми: лужних металів (+1), лужноземельних металів (+2), фтору

(-1), водню (+1) (крім гідридів металів Na + H -, Ca 2+ H 2 - та ін., Де ступінь окислення водню -1), кисню (-2) (крім F 2 -1 O + 2 і пероксидів, що містять групу -O-O-, в якій ступінь окислення кисню -1).

4. Для елементів позитивна ступінь окислення не може перевищувати величину, що дорівнює номеру групи періодичної системи.

приклади:

V 2 +5 O 5 -2; Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2; K +1 Cl +7 O 4 -2; N -3 H 3 +1; K 2 +1 H +1 P +5 O 4 -2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Окислення, відновлення

В окисно-відновних реакціях електрони від одних атомів, молекул або іонів переходять до інших. Процес віддачі електронів - окислення. При окисленні ступінь окислення підвищується:

H 2 0 - 2ē \u003d 2H + + 1 / 2О 2

S -2 - 2ē \u003d S 0

Al 0 - 3ē \u003d Al +3

Fe +2 - ē \u003d Fe +3

2Br - - 2ē \u003d Br 2 0

Процес приєднання електронів - відновлення: При відновленні ступінь окислення знижується.

Mn +4 + 2ē \u003d Mn +2

S 0 + 2ē \u003d S -2

Cr +6 + 3ē \u003d Cr +3

Cl 2 0 + 2ē \u003d 2Cl -

O 2 0 + 4ē \u003d 2O -2

Атоми, молекули або іони, які в даній реакції приєднують електрони є окислювачами, а які віддають електрони - відновниками.

Окислювач в процесі реакції відновлюється, відновник - окислюється.

Окислювально-відновні властивості речовини і ступеня окислення входять до нього атомів

Сполуки, що містять атоми елементів з максимальним ступенем окислення, можуть бути тільки окислювачами за рахунок цих атомів, тому що вони вже віддали всі свої валентні електрони і здатні тільки приймати електрони. Максимальний ступінь окислення атома елемента дорівнює номеру групи в періодичній таблиці, до якої належить цей елемент. Сполуки, що містять атоми елементів з мінімальним ступенем окислення можуть служити тільки відновниками, оскільки вони здатні лише віддавати електрони, тому, що зовнішній енергетичний рівень у таких атомів завершено вісьмома електронами. Мінімальна ступінь окислення у атомів металів дорівнює 0, для неметалів - (n-8) (де n- номер групи в періодичної системі). Сполуки, що містять атоми елементів з проміжною ступенем окислення, можуть бути і окислювачами і відновниками, в залежності від партнера, з яким взаємодіють і від умов реакції.

Найважливіші відновники і окислювачі

Відновлювачі

Окис вуглецю (II) (CO).

Сірководень (H 2 S);

оксид сірки (IV) (SO 2);

сірчиста кислота H 2 SO 3 і її солі.

Галогеноводородних кислоти і їх солі.

Катіони металів в нижчих ступенях окислення: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.

азотистая кислота HNO 2;

аміак NH 3;

гідразин NH 2 NH 2;

оксид азоту (II) (NO).

Катод при електролізі.

окислювачі

Галогени.

Перманганат калію (KMnO 4);

манганат калію (K 2 MnO 4);

оксид марганцю (IV) (MnO 2).

Дихромат калію (K 2 Cr 2 O 7);

хромат калію (K 2 CrO 4).

Азотна кислота (HNO 3).

Сірчана кислота (H 2 SO 4) конц.

Оксид міді (II) (CuO);

оксид свинцю (IV) (PbO 2);

оксид срібла (Ag 2 O);

пероксид водню (H 2 O 2).

Хлорид заліза (III) (FeCl 3).

Бертоллетова сіль (KClO 3).

Анод при електролізі.

За цією ознакою розрізняють окислювально-відновні реакції і реакції, що протікають без зміни ступенів окислення хімічних елементів.

До них відноситься безліч реакцій, в тому числі всі реакції заміщення, а також ті реакції з'єднання і розкладання, в яких бере участь хоча б одне просте речовина, наприклад:

Як ви пам'ятаєте, коефіцієнти в складних окислювально-відновних реакціях розставляють, використовуючи метод електронного балансу:

У органічної хімії яскравим прикладом окислювально-відновних реакцій можуть служити властивості альдегідів.

1. Вони відновлюються до відповідних спирти:

2. Альдегіди окислюються до відповідних кислоти:

Сутність всіх наведених вище прикладів окислювально-відновних реакцій була представлена \u200b\u200bза допомогою добре відомого вам методу електронного балансу. Він заснований на порівнянні ступенів окислення атомів в реагентах і продуктах реакції і на балансуванні числа електронів в процесах окислення і відновлення. Цей метод застосовують для складання рівнянь реакцій, що протікають в будь-яких фазах. Цим він універсальний і зручний. Але в той же час він має серйозний недолік - при вираженні суті окислювально-відновних реакцій, що протікають в розчинах, вказуються частки, які реально не існують.

В цьому випадку зручніше використовувати інший метод - метод напівреакцій. Він заснований на складанні іонноелектронних рівнянь для процесів окислення і відновлення з урахуванням реально існуючих частинок і подальшому підсумовуванні їх в загальне рівняння. У цьому методі не використовують поняття «ступінь окислення», а продукти визначаються при виводі рівняння реакції.

Продемонструємо цей метод на прикладі: складемо рівняння окисно-відновної реакції цинку з концентрованою азотною кислотою.

1. Записуємо іонну схему процесу, яка включає тільки відновник і продукт його окиснення, окислювач і продукт його відновлення:

2. Складаємо іонно-електронний рівняння процесу окислення (це 1-я полуреакции):

3. Складаємо іонно-електронний рівняння процесу відновлення (це 2-я полуреакции):

Зверніть увагу: електронно-іонні рівняння складаються відповідно до закону збереження маси і заряду.

4. Записуємо рівняння напівреакцій так, щоб число електронів між відновлювачем і окислювачем було збалансовано:

5. Підсумовуємо почленно рівняння напівреакцій. складаємо загальне іонне рівняння реакції:

Перевіряємо правильність складання рівняння реакції в іонному вигляді:

• Дотримання рівності по числу атомів елементів і по числу зарядів
  1. Число атомів елементів має дорівнювати в лівій і правій частинах іонного рівняння реакції.
  2. Загальний заряд частинок в лівій і правій частинах іонного рівняння повинен бути однаковий.

6. Записуємо рівняння в молекулярній формі. Для цього додаємо до іонів, що входять в іонну рівняння, необхідне число іонів протилежного заряду.