Реферат: Химические реакции. Реакции в растворах электролитов

Содержание.

стр.

1. Химические реакции.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

3. Реакции в растворах электролитов.

4. Представление о кислотах и основаниях.

5. Гидролиз солей.

Список литературы.

1. Химические реакции

Химическиесвойства веществ выявляются в химических реакциях. Химическая реакциязаключается в разрыве одних и образовании других связей. Химическая реакцияизображается в общем виде уравнением

aA + bB = cC + dD,

где вещества A и B, вступившие в реакцию, называют реагентами (или исходнымивеществами), а новые вещества C и D, образующиесяв результате протекания реакции, — продуктами (или конечнымивеществами). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называютстехиометрическими коэффициентами.

Химическиереакции классифицируются различными способами:

1) По типу взаимодействия:

реакцииразложения 2HgO = 2Hg + O2

реакциисоединения 2Na + Cl2 = 2NaCl

реакции замещения CuO + H2 = H2O + Cu

реакции двойногообмена CaO + 2HCl= CaCl2 + H2O

Указанные типынередко совмещаются в более сложных реакциях. Например:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2

+ H2O.

Эта реакция – одновременно и реакция двойногообмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольнаякислота H2CO3 неустойчива иразлагается на CO2и H2O.

2) По тепловому эффекту:

экзотермическиереакции, протекающие с экзо-эффектом – выделением энергии в форметеплоты (+Q):

C + O2 = CO2 + Q,

эндотермическиереакции, протекающие с эндо-эффектом – поглощением энергии в форметеплоты (-Q):

N2 + O2 = 2NO – Q.

3) По направлению протекания процесса реакцииподразделяются на необратимые, которые протекают только в прямомнаправлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты:

AgNO3 + NaCl = AgCl¯

+ NaNO3,

и обратимые реакции, которые протекаютодновременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются впродукты лишь частично (т.е. реакции не идут до конца слева направо):

2SO2 + O2 «

2SO3.

Необратимостьхимической реакции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) междуформулами реагентов и формулами продуктов, а обратимость реакции – специальнымзнаком – противоположно направленными стрелками («

4) По изменению степеней окисления реакцииподразделяются на:

протекающиебез изменения степеней окисления всех элементов, входящих в исходные вещества,например

NaOH + HCl = NaCl + H2O,

и окислительно-восстановительные реакции,протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже хотя быодного!) элементов, например:

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-восстановительныереакции – это химические реакции, протекающие с изменением степениокисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окисление– это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атомотдаёт свои электроны, то он приобретает положительный заряд, например:

Zn0– 2e = Zn2+.

Если отрицательно заряженный ион (заряд –1),например Cl-,отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:

Cl- — 1e = Cl0.

Если положительно заряженный ион или атомотдаёт электроны, то величина его положительного заряда увеличиваетсясоответственно числу отданных электронов:

Fe2+ — 1e = Fe3+.

Восстановление– это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атомприсоединяет электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:

S0+ 2e = S2-.

Если положительно заряженный ион принимаетэлектроны, то величина его заряда уменьшается, например:

Mn7+ + 5e = Mn2+,

или он может перейти в нейтральный атом:

H+ + 1e = H0,

Al3+ + 3e = Al0.

Окислителемявляется атом, молекула или ион, принимающий электроны. Восстановителемявляется атом, молекула или ион, отдающий электроны.

Окислительв процессе реакции восстанавливается, а восстановитель - окисляется.

Следуетпомнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (ипринятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение,так как во многих случаях происходит не полный перенос электронов, а толькосмещение электронного облака от одного атома к другому.

3. Реакции в растворах электролитов

Электролиты– это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.

Посколькуэлектролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций частоиспользуют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионныхуравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворахпроисходят реакции не между молекулами, а между ионами.

Сточки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворахэлектролитов возможны два исхода:

1.

2.

Например, можно рассмотреть две реакции:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

, (1)

2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2

. (2)

Вионной 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)

Вданном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается внедиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом.Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются изсферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можносократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионноеуравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

2Al + 2OH- + 6H2O = 2[Al(OH)4]-+ 3H2

. (5)

Очевидно,что при взаимодействии алюминия с любой щелочью реакция будет описыватьсяуравнением (5). Следовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярного,относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществами, а кцелой группе аналогичных реакций. В этом его большая практическая ценностьи значение, например благодаря этому широко используются качественныереакции на различные ионы.

Так,при помощи ионов серебра Ag+можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионовгалогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba2+ можнообнаружить ионы SO2-и наоборот.

Сучётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобноруководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

Реакциимежду ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторонуобразования осадков, газов и слабых электролитов.

Следовательно,реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе всоответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакциипропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, аскорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионовпродуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионысвязываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.

4. Представление о кислотах и основаниях

Определениякислот и оснований с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом.

Кислотойназывается соединение, образующее при диссоциации в водном растворе изположительных ионов только ионы водорода H+. В соответствии с этимопределением к кислотам относятся, например, HCl, H2SO4, HNO3, H2S.

Основаниемназывается соединение, образующее при диссоциации в водном растворе изотрицательных ионов только гидроксид-ионы OH-. По современнойноменклатуре основания принято называть гидроксидами элементов с указаниемстепени окисления: NaOH– гидроксид натрия, KOH– гидроксид калия, Ca(OH)2 – гидроксидкальция, Cr(OH)2 – гидроксидхрома (II), Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III).

Гидроксидыметаллов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованныещелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Основное различиемежду ними заключается в том, что концентрация ионов OH- в растворах щелочейдостаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяетсярастворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесныеконцентрации иона OH-даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого классасоединений.

ПослеАррениуса было показано, что определение кислот и оснований в терминах теорииэлектролитической диссоциации не охватывает всего многообразиякислотно-основных свойств веществ. Дальнейшее развитие химии потребовалоуточнить и дополнить определения кислот и оснований.

Согласнопротонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотойназывают вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием– вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протонавыражается уравнением

кислота ®

основание + H+.

Набазе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака,который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимаетпротон при взаимодействии с кислотами, образуя за счёт донорно-акцепторнойсвязи ион аммония:

HNO3 + NH3 «

NH+ + NO-.

Возможнои ещё более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, чтокислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносомпротона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводитсяучастию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы,анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько парэлектронов, 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, называютоснованиями Льюиса. В только что рассмотренном примере аммиак являетсяоснованием.

ОпределениеГ. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранеепредложенными теориями.

5. Гидролиз солей

Соляминазываются соединения, образующие при диссоциации в водном раствореположительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионыкислотных остатков, а иногда кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы,например:

Na2SO4 «

2Na+ + SO2-,

NaHSO4 «

Na+ + HSO- «Na+ + H+ + SO2-,

Mg(OH)Cl «

Mg(OH)+ + Cl-«Mg2+ + OH- + Cl-.

Всоответствии с данным определением соли делятся на средние (Na2SO4), кислые(NaHSO4) и основные(Mg(OH)Cl).

Общеизвестно,что реакция чистой воды является нейтральной (pH = 7). Водные растворы кислот иоснований имеют соответственно кислую (pH < 7) и щелочную (pH > 7) реакцию. Практика, однако, показывает, что не толькокислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или кислую реакцию –причиной этого является гидролиз солей.

Взаимодействиесолей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) иоснование (или основная соль), называется гидролизом солей.

Причинойгидролиза 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 илитруднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и сильной кислотыпри растворении в воде (например, NaCl, CaCl2,K2SO4) негидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.

2. Соли сильного основания и слабой кислоты, например KClO, Na2CO3, CH3COONa, NaCN, Na2S,K2SiO3.

Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

CH3COONa + H2O «

CH3COOH + NaOH.

В результатереакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этотпроцесс можно записать так:

CH3COO- + H2O «

CH3COOH + OH-.

Следовательно,раствор CH3COONa будет проявлятьщелочную реакцию.

Прирастворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

Na2S + H2O «

NaHS + NaOH

или в ионной форме

S2- + H2O «

HS- + OH-. (6)

Процесс (6)отражает гидролиз Na2S по первой ступени. Чтобыгидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

HS- + H2O «

H2S + OH-.

Такимобразом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислотыраствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

3.Соли слабого основания и сильной кислоты, например Al2(SO4)3, FeCl2, CuBr2, NH4Cl.

Рассмотримгидролиз хлорида железа (II):

FeCl2 + H2O «

Fe(OH)Cl + HCl. (7)

Вионном виде этот процесс можно записать так:

Fe2+ + H2O «

Fe(OH)+ + H+. (8)

По второйступени гидролиз протекает следующим образом:

Fe(OH)+ + H2O «

Fe(OH)2 + H+. (9)

Изреакций (7)-(9) ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания исильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

4.Соли слабого основания и слабой кислоты, например Al2S3, Cr2S3, CH3COONH4, (NH4)2CO3. Прирастворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота иоснование:

CH3COONH4 + H2O «

CH3COOH + NH4OH

или в ионном виде:

CH3COO- + NH+ + H2O «

CH3COOH + NH4OH.

Реакциясреды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты иоснования. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметьнейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциацииобразующихся кислот и оснований.

Так,при гидролизе CH3COONH4 реакцияраствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксидааммония (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 дляпоступающих в вузы: В 2 т. М.: 1-я Федерат. книготорг. компания, 1998.

2. ХомченкоГ. П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1988.

3. ФримантлМ. Химия в действии: В 2 ч. М.: Мир, 1991.

еще рефераты

Еще работы по химии

Реферат по химии

Основание СНПЗ, люди завода 40е - 50е годы

Коррозионное растрескивание металлов

29 Августа 2013