Реферат на тему уравнение реакций

Реферат: Химические реакции

1. Химические реакции.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

3. Реакции в растворах электролитов.

4. Представление о кислотах и основаниях.

5. Гидролиз солей.

1. Химические реакции

Химические свойства веществ выявляются в химических реакциях . Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением

где вещества A и B, вступившие в реакцию, называют реагентами (или исходными веществами ), а новые вещества C и D, образующиеся в результате протекания реакции, — продуктами (или конечными веществами ). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.

Химические реакции классифицируются различными способами:

1) По типу взаимодействия:

реакции разложения 2HgO = 2Hg + O₂

реакции соединения 2Na + Cl₂ = 2NaCl

реакции замещения CuO + H₂ = H₂ O + Cu

реакции двойного обмена CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂ O

Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакциях. Например:

Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H₂ CO₃ неустойчива и разлагается на CO₂ и H₂ O.

2) По тепловому эффекту:

экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+Q):

эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (-Q):

3) По направлению протекания процесса реакции подразделяются на необратимые , которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты:

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

Необратимость химической реакции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) между формулами реагентов и формулами продуктов, а обратимость реакции – специальным знаком – противоположно направленными стрелками («).

4) По изменению степеней окисления реакции подразделяются на:

протекающие без изменения степеней окисления всех элементов, входящих в исходные вещества, например

NaOH + HCl = NaCl + H₂ O,

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

2Cu 0 + O 0 = 2Cu 2+ O 2- ,

Cu 2+ O 2- + H 0 = Cu 0 + H 1+ O 2- ,

Cl 0 + 2Na 1+ O 2- H 1+ = Na 1+ Cl 1- + Na 1+ Cl 1+ O 2- + H 1+ O 2- .

2. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

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

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

Если положительно заряженный ион или атом отдаёт электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:

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

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

или он может перейти в нейтральный атом:

Окислителем является атом, молекула или ион, принимающий электроны . Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны .

Окислитель в процессе реакции восстанавливается , а восстановитель — окисляется .

Следует помнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как процесса отдачи (и принятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение, так как во многих случаях происходит не полный перенос электронов, а только смещение электронного облака от одного атома к другому.

3. Реакции в растворах электролитов

Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью.

Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркивается тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реакции не между молекулами, а между ионами.

С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в растворах электролитов возможны два исхода :

1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы.

2. Одно (или несколько) из образующихся веществ – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде).

Например, можно рассмотреть две реакции:

В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом:

2Al + 2Na + + 2OH — + 6 H₂ O = 2Na + + 2[Al(OH)₄ ] — + 3H₂ , (3)

2Al + 2K + + 2OH — + 6 H₂ O = 2K + + 2[Al(OH)₄ ] — + 3H₂ , (4)

В данном случае алюминий не является электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированной форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные молекулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реакции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаимодействия алюминия с щелочами:

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

Так, при помощи ионов серебра Ag + можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba 2+ можно обнаружить ионы SO 2- и наоборот.

С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобно руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах электролитов.

Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.

Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентрацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорость прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реагирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна произведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадков и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорость обратной реакции уменьшается.

4. Представление о кислотах и основаниях

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

Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H + . В соответствии с этим определением к кислотам относятся, например, HCl, H₂ SO₄ , HNO₃ , H₂ S.

Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы OH — . По современной номенклатуре основания принято называть гидроксидами элементов 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 металлами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов OH — в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона OH — даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

После Аррениуса было показано, что определение кислот и оснований в терминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего многообразия кислотно-основных свойств 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 принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением

кислота ® основание + H + .

На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счёт донорно-акцепторной связи ион аммония:

Возможно и ещё более общее определение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона . В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.

Так, например, фторид алюминия AlF₃ – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса . В только что рассмотренном примере аммиак является основанием.

Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассмотренные ранее предложенными теориями.

5. Гидролиз солей

Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков , а иногда кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы, например:

NaHSO₄ « Na + + HSO — « Na + + H + + SO 2- ,

Mg(OH)Cl « Mg(OH) + + Cl — « Mg 2+ + OH — + Cl — .

В соответствии с данным определением соли делятся на средние (Na₂ SO₄ ), кислые (NaHSO₄ ) и основные (Mg(OH)Cl).

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

Взаимодействие солей с водой, в результате которого образуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называется гидролизом солей.

Причиной гидролиза 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 или труднорастворимые вещества. Рассмотрим гидролиз солей следующих основных типов:

1. Соли сильного основания и сильной кислоты при растворении в воде (например, NaCl, CaCl₂ , K₂ SO₄ ) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию.

2. Соли сильного основания и слабой кислоты , например KClO, Na₂ CO₃ , CH₃ COONa, NaCN, Na₂ S, K₂ SiO₃ .

Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия:

В результате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ионном виде этот процесс можно записать так:

Следовательно, раствор CH₃ COONa будет проявлять щелочную реакцию.

При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато, например:

или в ионной форме

S 2- + H₂ O « HS — + OH — . (6)

Процесс (6) отражает гидролиз Na₂ S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошёл полностью, как правило, увеличивают температуру процесса:

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза.

3. Соли слабого основания и сильной кислоты , например Al₂ (SO₄ )₃ , FeCl₂ , CuBr₂ , NH₄ Cl.

Рассмотрим гидролиз хлорида железа (II):

В ионном виде этот процесс можно записать так:

Fe 2+ + H₂ O « Fe(OH) + + H + . (8)

По второй ступени гидролиз протекает следующим образом:

Из реакций (7)-(9) ясно, что в результате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор приобретает кислую реакцию.

4. Соли слабого основания и слабой кислоты , например Al₂ S₃ , Cr₂ S₃ , CH₃ COONH₄ , (NH₄ )₂ CO₃ . При растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующие кислота и основание:

или в ионном виде:

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

Так, при гидролизе CH₃ COONH₄ реакция раствора будет слабощелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония (K = 6,3 * 10 -5 ) больше константы диссоциации уксусной кислоты (K = 1,75 * 10 -5 ).

1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: В 2 т. М.: 1-я Федерат. книготорг. компания, 1998.

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

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

Реферат по теме — Окислительно-восстановительные реакции

Просмотр содержимого документа
«Реферат по теме — Окислительно-восстановительные реакции»

федеральное государственное бюджетное образовательное учреждения высшего образования

«ПЕРМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ГУМАНИТАРНО-ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Кафедра анатомии, физиологии, химии и безопасности жизнедеятельности

УЧЕНИЕ О ХИМИЧЕСКОМ ПРОЦЕССЕ: ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.

обучающийся ZМ 622 группы, направленность (профиль) «Химия»

Уросова Нина Сергеевна

профессор, доктор фармацевтических наук

Козьминых Елена Николаевна

Глава 1. ПРИЗНАКИ ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ……………………………

1.1 Правила расчёта степени окисления (СО)……………..……….

Глава 2. КЛАССИФИКАЦИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ……………………….….……

2.1 Межмолекулярные окислительно –восстановительные реакции ……………….………………………..…………………..…

2.2 Внутримолекулярные окислительно –восстановительные реакции ……………….………………………..…………………..…

Глава 3. МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА………………..……

Глава 4. НАПРАВЛЕННОСТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ…………..

Глава 5. ПРЕПОДАВАНИЕ ТЕМЫ «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ» В ШКОЛЕ……………………

5.1 Требования стандарта к изучению темы «Окислительно-восстановительные реакции»……………………………………….

5.2 Этапы развития представлений об окислительно – восстановительных реакциях………………………………………..

Химия – фундаментальная наука, тесно связанная с материальным миром знакомство с химией как с наукой начинается со школьного урока. Именно на уроке впервые зарождается интерес к науке химии, именно на уроке ребята учатся писать первые химические формулы и уравнения реакций, именно на уроке начинают понимать химическую картину мира.

Окружающий мир постоянно изменяется. С каждым годом во все области человеческой деятельности поступает огромное количество различных веществ, роль химических знаний становится очевидной, и ценность их постоянно возрастает. Именно знания о химических процессах в значительной степени могут обеспечить экологически грамотное отношение к природе и умелое обращение с веществами. Глубокое изучение основ химии очень важно специалистам большинства отраслей народного хозяйства: будущим врачам, химикам-технологам, инженерам – биотехнологам, военным специалистам, агрономам, ветеринарам и т. д.

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Окисление-восстановление — один из важнейших процессов природы. С этими реакциями связана жизнь любого живого существа: процессы обмена веществ в организме, фотосинтез, гниение и брожение. Окислительно-восстановительные реакции можно наблюдать при сгорании топлива, коррозии металлов, электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и многие другие ценные химические вещества. Эти же реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах. Таким образом, окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные.

Развитие представлений об окислительно-восстановительных реакциях началось с работ русского ученого и педагога С.В. Дайна, преподавателя Томского технологического института, который не только сформулировал и обобщил принципиальные особенности этого типа реакций, но и разработал методический подход к трактовке и изучению ОВР, как ряда последовательных стадий. Он теоретически обосновал и развил практические методы подбора стехиометрических коэффициентов в реакциях данного типа, фактически не претерпевшие изменений до настоящего времени.

Уже в 1910 году, т.е. до выхода в свет основополагающих публикаций Ф. Резерфорда и Н. Бора С.В. Дайн применял свою теорию при изучении качественного анализа в Томском политехническом институте. С.В. Дайн, исходя из химических свойств элементов и соединений, понял ряд особенностей распределения электронов в атоме. Однако этого было недостаточно для создания стройных представлений об ОВР. Дайн фактически ввел понятие степени окисления, понимая под этим заряд, который возникает на атоме после полной передачи или присоединения электронов. Нетрудно заметить, что современное понятие степени окисления ничем не отличается от понятия «значности» данного С.В. Дайном. «Например, — писал он — азот, трех‑ и пятивалентный с положительной значностью может переходить в трехвалентный с отрицательной».

При изучении школьного курса химии основной из задач учителя является формирование ключевых понятий (информационных, интеллектуальных, организационных, социальных, жизненных, предметных: обобщенно-теоретических и прикладных) у учащихся.

Если понятия не сформированы, то не могут быть усвоены ни законы, ни теории, поэтому данная проблема находится в центре внимания методистов и учителей. Согласно данным психолого-дидактических исследований можно выделить ключевые шаги формирования понятий:

применение понятий при усвоении новых знаний;

уточнение и закрепление содержания понятий.

Особенностью программы по химии является её концентричность, т.е. повторяемость из года в год одних и тех же тем с добавлением новых сведений, что способствует усвоению курса химии за весь период обучения. Такой подход делает процесс формирования понятий преемственным и непрерывным.

В условиях сокращения отведенного времени на изучение химии в 8-9-х классах до 2-х часов в неделю, а в 10-11-х классах базового уровня до 1 часа в неделю остро возникает проблема осуществления качественного и эффективного обучения каждого ученика.

Изучение окислительно-восстановительных реакций вызывает у учащихся определенные трудности. Особенно сложно воспринимаются такие реакции в курсе органической химии, а между тем данная тема включена в задания части А, Б, С при сдаче экзамена в форме ЕГЭ. Все это требует поисков новых, нестандартных решений, оптимизации способов подачи материала.

Глава 1. ПРИЗНАКИ ОИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.

Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется степень окисления — характерный признак ОВР.

Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов).

1.1 Правила расчета степени окисления (СО)

Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этой частицы (в простых веществах СО всех атомов равна 0).

В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связи более электроотрицательным атомам соответствует более низкая СО. В бинарных ионных соединениях, атомы неметалла, как правило, проявляют минимальные СО.

Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH₂ и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F₂ -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1). Например, в CaO₂: СО(Сa)= +2, СО(О)= -1.

Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H₂ 0 ).

Максимальная СО равна номеру группы (для короткопериодного варианта периодической таблицы элементов Д.И. Менделеева), за исключением ряда элементов, входящих в VIIIБ и IБ-подгруппы, и некоторых f-элементов. Минимальная СО неметаллов = N_гр -8 . Например _P +5 _{и P} -3 _, _S +6 _и _S -2 _.

Окислитель (Ox) – частица, которая в ходе ОВР приобретает электроны.

Восстановитель (Red) – частица, которая в ходе ОВР отдаёт электроны.

Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретает электроны и переходит в сопряжённую восстановленную форму. При восстановлении степень окисления понижается:

Mn +4 + 2ē → Mn +2 ; S 0 + 2ē → S -2 ; Cr +6 +3ē → Cr +3 ;

Cl₂ 0 +2ē → 2Cl — ; O₂ 0 + 4ē → 2O -2 .

Окисление – процесс, в ходе которого восстановитель отдаёт электроны и переходит в сопряжённую окисленную форму.

При окислении степень окисления повышается:

H₂ 0 — 2ē → 2H + ; S -2 — 2ē → S 0 ; Al 0 — 3ē → Al +3 ;

Fe +2 — ē → Fe +3 ; 2Br — — 2ē → Br₂ 0 .

Условная форма записи ОВР:

Cu 2+ + Zn 0 = Zn 2+ + Cu 0

Глава 2. КЛАССИФИКАЦИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции

Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:

S — восстановитель; O₂ — окислитель

Внутримолекулярные окислительно — восстановительные реакции

Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.

2KCl +5 O -2 → 2KCl -1 + 3O 0

Cl +5 — окислитель; О -2 – восстановитель

Диспропорционирование — окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.

Cl ₂ 0 + 2KOH → KCl +1 O + KCl -1 + H₂O

Глава 3. МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА

Уравнивание ОВР основано на записи полуреакций окисления и восстановления.

Найти атомы, у которых изменяется СО, и составить схему полуреакций окисления и восстановления с участием этих атомов.

Уравнять каждую полуреакцию, добиваясь:

материального баланса (равенства числа атомов каждого элемента в правой и левой частях уравнения)

баланса по зарядам (равенства суммарных зарядов в правой и левой частях уравнения реакции). Для этого к левой части полуреакции добавляют или вычитают из неё необходимое количество электронов.

Умножить каждую полуреакцию на коэффициенты:

учитывающие стехиометрию реагирующих (образующихся) молекул (численное отношение между атомами в полуреакциях должно соответствовать стехиометрии молекул)

для достижения электронного баланса: сумма отданных электронов должна быть равна сумме принятых электронов.

Сложить полуреакции (при этом Σe = 0).

Проверить материальный баланс.

Глава 4. НАПРАВЛЕННОСТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ

Одна из ключевых задач химии – предсказание направления и глубины протекания химической реакции. В случае ОВР имеется удобная возможность экспериментального

определения как максимальной полезной электрохимической работы

при постоянных давлении (р) и температуре (Т): . Знак “-“ перед А_эл.хим соответствует термодинамической системе знаков. Он означает, что система совершает работу А_эл.хим над окружающей средой. Неравенству соответствует протекание неравновесного и необратимого процесса, равенство выполняется для обратимых равновесных окислительно-восстановительных процессов, в которых отсутствуют другие виды работ (кроме работы расширения р∆V): Действительно, характерная особенность ОВР, отличающая этот вид химических реакций от других, состоит в том, что процессы окисления и восстановления можно пространственно разделить, если проводить реакцию в электрохимической цепи. При этом удаётся осуществить перенос электронов через металлический проводник и измерить величину, непосредственно

связанную с А_эл.хим, а именно электродвижущую силу (ЭДС).

Рассмотрим устройство и работу электрохимической цепи на примере элемента Даниэля (рис.1). Он состоит из цинкового электрода, погруженного в раствор сульфата цинка, и медного электрода, погруженного в раствор сульфата меди. Электроды соединены металлическим проводником, а растворы – солевым мостиком. Солевой мостик – это трубка, заполненная концентрированным раствором электролита с равными или близкими подвижностями анионов и катионов (например, КCl). Один конец трубки погружён в раствор ZnSO₄, другой – CuSO₄. При погружении металлического проводника в раствор, содержащий катионы того же самого металла, устанавливается динамическое равновесие между катионами М n+ , находящимися в растворе, и атомами М на поверхности электрода: М n+ + ne=М.

Часть атомов М в виде катионов М n+ переходит в раствор, в тоже время катионы М n+ могут восстанавливаться на поверхности электрода. Если преобладает прямая реакция, то пластина заряжается положительно, а раствор вблизи электрода отрицательно. Если преимущественно идёт обратная реакция, то пластина заряжается отрицательно, а раствор вблизи электрода – положительно. В любом случае в результате пространственного разделения зарядов противоположного знака на границе электрод – раствор образуется разность потенциалов — двойной электрический слой. Величина электрического потенциала электрода называется

электродным потенциалом (обозначение или ). Она зависит от температуры, природы металла, состава раствора и концентрации катионов M n+ . Чем активнее металл, тем ниже его электродный потенциал, в частности . Для того, чтобы в электрохимической цепи протекала окислительно-восстановительная реакция, необходимо, чтобы электроды были соединены проводником, а растворы — солевым мостиком. В этом случае электроны перемещаются от электрода с меньшим потенциалом (Zn) к электроду с большим потенциалом (Cu).

Э лектрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом Zn 0 –2e = Zn 2+ . Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом Сu 2+ + 2e = Cu 0 .

Если ОВР в электрохимической цепи протекает самопроизвольно, то такая цепь называется гальваническим элементом. Гальванические элементы находят применение в качестве химических источников тока. Если ОВР идёт под внешним воздействием в направлении, противоположном самопроизвольному, то такая электрохимическая цепь называется электролитической ячейкой. В ней протекает электролиз. Действительно, если к элементу Даниэля подключить внешний источник тока и подать на Сu- и Zn-электроды достаточно большие положительный и отрицательный потенциалы, соответственно, то на электродах будут протекать процессы, противоположные самопроизвольным:

Cu 0 – 2e = Cu 2+ (анод, окисление)

Zn 2+ +2e = Zn 0 (катод, восстановление) Cu 0 + Zn 2+ = Cu 2+ + Zn 0

Реферат по химии на тему «Химические реакции и их классификация»

Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.

Государственное бюджетное образовательное учреждение

Средняя общеобразовательная школа №225 Адмиралтейского района Санкт-Петербурга

Химические реакции и их классификация

Выполнила ученица 9а класса

Ванчикова Аяна Бальжиновна

Учитель химии: Воронаев Иван Геннадьевич

Введение

Среди проблем, связанных с зубрёжкой школьной программы, моё пристальное внимание в последние годы привлекает вопрос о кратком, абсолютно всем понятном конспекте-реферате. Информация по теме разбросана в разных источниках, а в школьном учебнике указана в различных параграфах, поэтому целями моего реферата стали сбор найденной информации и интуитивного, понятного структурирования. Это поможет разложить по полочкам свои знания, а в дальнейшем повторять тему, не сидя за миллионами учебников в свое свободное время.

Химические реакции

где вещества A и B , вступившие в реакцию называют реагентами (или исходными веществами), а новые вещества C и D , образующиеся в результате протекания реакции, — продуктами (или конечными веществами). Целочисленные параметры a , b , c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.

Химические реакции классифицируются несколькими способами:

По числу и составу реагентов и продуктов:

Реакция соединения 2 Na + Cl ₂ → 2 NaCl

Реакция разложения 2 HgO =2 Hg → O ₂

Реакция замещения 2 Al + Fe ₂ O ₃→2 Fe + Al ₂ O ₃

Реакция обмена 2 NaOH + H ₂ SO ₄→ Na ₂ SO ₄+2 H ₂ O

Выше указанные виды часто сочетаются в более сложных реакциях, например,

Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H ₂ CO ₃ неустойчива и разлагается на CO ₂ и H ₂ O .

По тепловому эффекту:

Экзотермическая реакция —реакция, протекающая с выделением тепла (+ Q )

Самые типичные экзотермические реакции—это реакции горения: CH ₄+2 O ₂→ CO ₂+2 H ₂ O + Q

Иногда количество тепла настолько велико, что происходит выделение и тепла, и света, так обычно происходят взрывы.

Эндотермическая реакция —реакция, протекающая с поглощением тепла (- Q )

Примером эндотермической реакции может служить процесс фотосинтеза, при котором энергия света преобразовывается в энергию химических связей органических веществ при участии фотосинтетических пигментов (хлорофилл/бактериохлорофилл)

По направлению протекания процесса:

Необратимые реакции —это реакции, которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты.

KOH + HNO ₃→ KNO ₃+ H ₂ O

Обратимые реакции —это реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (то есть реакции идут не до конца слева направо).

По наличию границы раздела между веществами:

Гомогенные реакции —это реакции, протекающие в одной фазе, например, между двумя газами: Н ₂ +Cl ₂ → 2HCl

Гетерогенные реакции —это реакции, протекающие га границе двух фаз, например, CuO+ H2 → Cu+H2O

По наличию катализатора:

Катализатор — вещество, которое ускоряет скорость химической реакции, но само при этом не расходуется.

Ингибитор — вещество, замедляющее или предотвращающее протекание химической реакции.

Следует понимать, что катализатор участвует в реакции и претерпевает ряд изменений (каталитический цикл), превращается в промежуточные соединения, которые разрушаются к концу каталитического цикла, превращаясь в исходный катализатор. Поэтому иногда в учебниках встречается формулировка: «катализатор в реакции не расходуется».

Каталические реакции —это реакции, протекающие с участием катализатора.

Некаталические реакции —это реакции, протекающие без участия катализатора.

Ингибиторы используются в быту и в промышленности для подавления протекания нежелательных процессов: старения полимеров, окисления топлива и смазочных масел, пищевых жиров и других, например, ортофосфорная кислота замедляет процессы окисления железа (коррозию), поэтому ее используют для предотвращения ржавления. Часто ингибиторы используются в медицине, в лекарственных препаратах, например, ингибиторы образования ферментов.

Окислительно-восстановительные реакции

Zn 0 – 2 e = Zn 2+ .

Вывод

Проделанная мной работа позволит информации легче усваиваться, а в будущем повторять её. Мне удалось написать текст так, что он не наполнен лишней водой, а его оформление позволяет свободно ориентироваться в нем, будто писали его вы, а не я. Думаю, я выполнила цель своего реферата. Тема стала более раскрытой, а я—больше разбираться в ней.

источники:

http://multiurok.ru/files/referat-po-teme-okislitelno-vosstanovitelnye-reakt.html

http://infourok.ru/referat-po-himii-na-temu-himicheskie-reakcii-i-ih-klassifikaciya-3016979.html

Название: Химические реакции
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Добавлен 02:56:22 05 апреля 2011 Похожие работы
Просмотров: 2436 Комментариев: 23 Оценило: 5 человек Средний балл: 4.2 Оценка: неизвестно Скачать