2Н2 + О2 ––> 2Н2О
οι συγκεντρώσεις υδρογόνου, οξυγόνου και νερού ποικίλλουν σε διάφορους βαθμούς: ΔС(Н2) = ΔС(Н2О) = 2 ΔС(О2).
Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες: τη φύση των αντιδρώντων, τη συγκέντρωσή τους, τη θερμοκρασία, τη φύση του διαλύτη κ.λπ.
2.1.1 Κινητική εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης. Σειρά αντίδρασης.
Ένα από τα καθήκοντα που αντιμετωπίζει η χημική κινητική είναι ο προσδιορισμός της σύστασης του μίγματος της αντίδρασης (δηλαδή, οι συγκεντρώσεις όλων των αντιδρώντων) ανά πάσα στιγμή, για την οποία είναι απαραίτητο να γνωρίζουμε την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τις συγκεντρώσεις. Γενικά, όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των αντιδρώντων, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα της χημικής αντίδρασης. Η βάση της χημικής κινητικής είναι το λεγόμενο. Βασικό αξίωμα της χημικής κινητικής:
Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων, που λαμβάνονται σε κάποιο βαθμό.
δηλαδή για την αντίδραση
aA + bB + dD + . ––> eE + .
μπορεί να γραφτεί:
Ο συντελεστής αναλογικότητας k είναι η σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης. Η σταθερά ταχύτητας είναι αριθμητικά ίση με την ταχύτητα αντίδρασης σε συγκεντρώσεις όλων των αντιδρώντων ίσες με 1 mol/l.
Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων προσδιορίζεται πειραματικά και ονομάζεται κινητική εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης. Προφανώς, για να γραφτεί η κινητική εξίσωση, είναι απαραίτητος ο πειραματικός προσδιορισμός της σταθεράς ταχύτητας και των εκθετών στις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων. Ο εκθέτης στη συγκέντρωση καθεμιάς από τις αντιδρώντες ουσίες στην κινητική εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης (στην εξίσωση (II.4) αντίστοιχα x, y και z) είναι μια συγκεκριμένη σειρά της αντίδρασης για αυτό το συστατικό. Το άθροισμα των εκθετών στην κινητική εξίσωση για μια χημική αντίδραση (x + y + z) αντιπροσωπεύει τη συνολική σειρά της αντίδρασης. Πρέπει να τονιστεί ότι η σειρά αντίδρασης προσδιορίζεται μόνο από πειραματικά δεδομένα και δεν σχετίζεται με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές των αντιδρώντων στην εξίσωση αντίδρασης. Η στοιχειομετρική εξίσωση αντίδρασης είναι μια εξίσωση ισορροπίας υλικού και σε καμία περίπτωση δεν μπορεί να καθορίσει τη φύση της πορείας αυτής της αντίδρασης στο χρόνο.
Στη χημική κινητική, συνηθίζεται να ταξινομούνται οι αντιδράσεις σύμφωνα με τη συνολική σειρά της αντίδρασης. Ας εξετάσουμε την εξάρτηση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων από τον χρόνο για μη αναστρέψιμες (μονόδρομες) αντιδράσεις μηδενικής, πρώτης και δεύτερης τάξης.
2.1.2 Αντιδράσεις μηδενικής τάξης
Για αντιδράσεις μηδενικής τάξης, η κινητική εξίσωση έχει την ακόλουθη μορφή:
Ο ρυθμός μιας αντίδρασης μηδενικής τάξης είναι σταθερός στο χρόνο και δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων. Αυτό είναι χαρακτηριστικό πολλών ετερογενών (που συμβαίνουν στη διεπιφάνεια) αντιδράσεων στην περίπτωση που ο ρυθμός διάχυσης των αντιδραστηρίων στην επιφάνεια είναι μικρότερος από τον ρυθμό του χημικού μετασχηματισμού τους.
2.1.3 Αντιδράσεις πρώτης τάξης
Ας εξετάσουμε τη χρονική εξάρτηση της συγκέντρωσης της αρχικής ουσίας Α για την περίπτωση αντίδρασης πρώτης τάξης Α -–> Β. Οι αντιδράσεις πρώτης τάξης χαρακτηρίζονται από μια κινητική εξίσωση της μορφής (II.6). Αντικαθιστούμε την έκφραση (II.2) σε αυτήν:
(II.7)
Μετά την ολοκλήρωση της έκφρασης (II.7), λαμβάνουμε:
Καθορίζουμε τη σταθερά ολοκλήρωσης g από τις αρχικές συνθήκες: τη στιγμή t = 0, η συγκέντρωση С είναι ίση με την αρχική συγκέντρωση Сo. Από αυτό προκύπτει ότι g = ln Co. Παίρνουμε:
Ρύζι. 2.3Η εξάρτηση του λογάριθμου συγκέντρωσης από το χρόνο για αντιδράσεις πρώτης τάξης
Έτσι, ο λογάριθμος συγκέντρωσης για μια αντίδραση πρώτης τάξης εξαρτάται γραμμικά από το χρόνο (Εικ. 2.3) και η σταθερά του ρυθμού είναι αριθμητικά ίση με την εφαπτομένη της κλίσης της ευθείας στον άξονα του χρόνου.
Από την εξίσωση (II.9), είναι εύκολο να ληφθεί μια έκφραση για τη σταθερά ταχύτητας μιας μονόδρομης αντίδρασης πρώτης τάξης:
Ένα άλλο κινητικό χαρακτηριστικό της αντίδρασης είναι ο χρόνος ημιζωής t1 / 2 - ο χρόνος κατά τον οποίο η συγκέντρωση της αρχικής ουσίας μειώνεται στο μισό σε σύγκριση με την αρχική. Ας εκφράσουμε t1/2 για την αντίδραση πρώτης τάξης, λαμβάνοντας υπόψη ότι С = ½Сo:
(II.12)
Όπως μπορεί να φανεί από την έκφραση που λαμβάνεται, ο χρόνος ημιζωής της αντίδρασης πρώτης τάξης δεν εξαρτάται από την αρχική συγκέντρωση του υλικού έναρξης.
2.1.4 Αντιδράσεις δεύτερης τάξης
Για αντιδράσεις δεύτερης τάξης, η κινητική εξίσωση έχει την ακόλουθη μορφή:
Ας εξετάσουμε την απλούστερη περίπτωση, όταν η κινητική εξίσωση έχει τη μορφή (ΙΙ.14) ή, την ίδια, στην εξίσωση της μορφής (ΙΙ.15) οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών είναι ίδιες. Η εξίσωση (II.14) σε αυτή την περίπτωση μπορεί να ξαναγραφεί ως εξής:
(II.16)
Μετά τον διαχωρισμό των μεταβλητών και την ολοκλήρωση, παίρνουμε:
Η σταθερά ολοκλήρωσης g, όπως και στην προηγούμενη περίπτωση, προσδιορίζεται από τις αρχικές συνθήκες. Παίρνουμε:
Έτσι, για αντιδράσεις δεύτερης τάξης που έχουν κινητική εξίσωση της μορφής (II.14), είναι χαρακτηριστική μια γραμμική εξάρτηση της αμοιβαίας συγκέντρωσης από το χρόνο (Εικ. 2.4) και η σταθερά ταχύτητας είναι ίση με την εφαπτομένη της κλίσης του η ευθεία προς τον άξονα του χρόνου:
(II.20)
Ρύζι. 2.4Αμοιβαία συγκέντρωση σε σχέση με το χρόνο για αντιδράσεις δεύτερης τάξης
Εάν οι αρχικές συγκεντρώσεις των αντιδρώντων Co, A και Co, B είναι διαφορετικές, τότε η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης βρίσκεται με την ολοκλήρωση της εξίσωσης (II.21), στην οποία CA και CB είναι οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων τη στιγμή t από την αρχή της αντίδρασης:
(II.21)
Σε αυτήν την περίπτωση, για τη σταθερά ρυθμού, λαμβάνουμε την έκφραση
2. Να γράψετε την κινητική εξίσωση της αντίδρασης: 2H2 + O2 = 2H2O. 3. Πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης αν ο συντελεστής θερμοκρασίας είναι 3 και η θερμοκρασία αυξηθεί κατά 30 βαθμούς; 4. Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 40 βαθμούς, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 16 φορές. Προσδιορίστε τον συντελεστή θερμοκρασίας.
Εικόνα 12 από την παρουσίαση "Ταχύτητα αντίδρασης"σε μαθήματα χημείας με θέμα "Αντιδράσεις"Διαστάσεις: 960 x 720 pixels, μορφή: jpg. Για να κατεβάσετε μια εικόνα για ένα μάθημα χημείας δωρεάν, κάντε δεξί κλικ στην εικόνα και κάντε κλικ στην επιλογή "Αποθήκευση εικόνας ως...". Για να εμφανίσετε εικόνες στο μάθημα, μπορείτε επίσης να κατεβάσετε ολόκληρη την παρουσίαση "Reaction Speed.ppt" με όλες τις εικόνες σε ένα αρχείο zip δωρεάν. Μέγεθος αρχείου - 15 KB.
Κατεβάστε την παρουσίασηΑντιδράσεις
"Ταχύτητα αντίδρασης" - Παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα. Τι σπουδάσαμε; Επίδραση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων (για ομοιογενή συστήματα) 3η σειρά. Θερμοκρασία. Τι καθορίζει τον ρυθμό των αντιδράσεων; 2. Να γράψετε την κινητική εξίσωση της αντίδρασης: 2H2 + O2 = 2H2O. Παρουσία καταλυτών ή αναστολέων. Επίλυση προβλήματος. Καταλύτες και κατάλυση.
"Ο νόμος της διατήρησης της μάζας των ουσιών" - 1673. Ο νόμος της διατήρησης της μάζας των ουσιών. Δείκτης. Ο δείκτης δείχνει τον αριθμό των ατόμων στη μονάδα τύπου μιας ουσίας. Όπως και ο Boyle, ο Ρώσος επιστήμονας έκανε πειράματα σε σφραγισμένες αποθήκες. 1789 Γενικό γυμνάσιο Νο. 36 με το όνομα Kazybek bi. Ρόμπερτ Μπόιλ. Συντελεστής. 5n2o. 1748 Χημική φόρμουλα. Στόχοι μαθήματος: Διδασκαλία - να αποδειχθεί πειραματικά ο νόμος της διατήρησης της μάζας των ουσιών.
"Ραδιενεργοί μετασχηματισμοί" - Ορόσημα της ιστορίας. Όχι είναι ο αριθμός των ραδιενεργών πυρήνων την αρχική χρονική στιγμή. t είναι ο χρόνος αποσύνθεσης. Νόμος της ραδιενεργής διάσπασης. Εμπειρία. Τι είναι ο χρόνος ημιζωής; T είναι ο χρόνος ημιζωής. Έρευνα Rutherford. Συμπέρασμα από τους κανόνες. Τα άτομα μιας ραδιενεργής ουσίας υπόκεινται σε αυθόρμητες τροποποιήσεις. Προϊστορία της έρευνας ραδιενέργειας.
"Πρακτική εργασία χημικών αντιδράσεων" - PPG. H2 - Αέριο, άχρωμο, άοσμο, ελαφρύτερο από τον αέρα. 4) Το μαύρο CuO γίνεται κόκκινο, σχηματίζεται H2O στα τοιχώματα του δοκιμαστικού σωλήνα. Δοκιμαστικοι ΣΩΛΗΝΕΣ. 2) Το καθαρό H2 εκρήγνυται με ένα θαμπό ποπ, το H2 με τις ακαθαρσίες - έναν ήχο γαβγίσματος. Ανταλλαγή 3kcns+feci3=3kci+fe(cns)3. AI+HCI. Cu. Zn+H2SO4 = ZnSO4+H2 Αντικατάσταση. Λάμπα αλκοόλ. Παρατηρήθηκαν σημάδια χημικών αντιδράσεων.
«Αντιδράσεις» - Εμφανίσεις οσμής. Δώστε μια βασική κατανόηση μιας χημικής αντίδρασης. Απελευθέρωση αερίου. Εξοπλισμός: Διαλύματα - υδροχλωρικό οξύ και ασβεστόνερο, ένα κομμάτι μάρμαρο. Έλεγχος εργασιών για το σπίτι. Δώστε παραδείγματα σύνθετων ουσιών; Ο ρόλος της χημείας στη ζωή του ανθρώπου. Σχηματισμός ιζήματος. Η απελευθέρωση ή απορρόφηση θερμότητας.
"Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης" - Όλες οι απλές ουσίες, όλα τα οξείδια και τα n/r οξέα, βάσεις και άλατα. Σβάντε Αρρένιος. Ουσίες σε διαλύματα. Ουσίες με ιονικούς και ομοιοπολικούς πολικούς δεσμούς. Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης (TED). II-η διάταξη ΤΕΔ. Ουσίες με ομοιοπολικό δεσμό: Προσανατολισμός διπόλων νερού; ενυδάτωση; ιονισμός? διάσταση.
Συνολικά υπάρχουν 28 παρουσιάσεις στο θέμα
Το νερό (οξείδιο του υδρογόνου) είναι μια δυαδική ανόργανη ένωση με χημικό τύπο H 2 O. Το μόριο του νερού αποτελείται από δύο άτομα υδρογόνου και ένα οξυγόνο, τα οποία συνδέονται μεταξύ τους με ομοιοπολικό δεσμό.
Υπεροξείδιο του υδρογόνου.
ΦΥΣΙΚΕΣ ΚΑΙ ΧΗΜΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ
Οι φυσικές και χημικές ιδιότητες του νερού καθορίζονται από τη χημική, ηλεκτρονική και χωρική δομή των μορίων H 2 O.
Τα άτομα Η και Ο στο μόριο H 2 0 βρίσκονται σε σταθερές καταστάσεις οξείδωσης, αντίστοιχα +1 και -2. Επομένως, το νερό δεν παρουσιάζει έντονες οξειδωτικές ή αναγωγικές ιδιότητες. Σημείωση: στα υδρίδια μετάλλων, το υδρογόνο βρίσκεται σε κατάσταση οξείδωσης -1.
Το μόριο H 2 O έχει γωνιακή δομή. Οι δεσμοί H-O είναι πολύ πολικοί. Υπάρχει ένα πλεονάζον αρνητικό φορτίο στο άτομο Ο και περίσσεια θετικά φορτία στα άτομα Η. Γενικά, το μόριο H 2 O είναι πολικό, δηλ. δίπολο. Αυτό εξηγεί το γεγονός ότι το νερό είναι καλός διαλύτης για ιοντικές και πολικές ουσίες.
Η παρουσία περίσσειας φορτίων στα άτομα Η και Ο, καθώς και μη μοιρασμένων ζευγών ηλεκτρονίων στα άτομα Ο, προκαλεί το σχηματισμό δεσμών υδρογόνου μεταξύ των μορίων του νερού, με αποτέλεσμα να συνδυάζονται σε συνεργάτες. Η ύπαρξη αυτών των συνεργατών εξηγεί τις ασυνήθιστα υψηλές τιμές του mp. κλπ. κιπ. νερό.
Μαζί με το σχηματισμό δεσμών υδρογόνου, το αποτέλεσμα της αμοιβαίας επίδρασης των μορίων H 2 O μεταξύ τους είναι ο αυτοϊοντισμός τους:
σε ένα μόριο, συμβαίνει μια ετερολυτική διάσπαση του πολικού δεσμού Ο-Η και το απελευθερωμένο πρωτόνιο ενώνεται με το άτομο οξυγόνου ενός άλλου μορίου. Το προκύπτον ιόν υδροξονίου H 3 O + είναι ουσιαστικά ένα ένυδρο ιόν υδρογόνου H + H 2 O, επομένως, η εξίσωση αυτοιονισμού του νερού απλοποιείται ως εξής:
H 2 O ↔ H + + OH -
Η σταθερά διάστασης του νερού είναι εξαιρετικά μικρή:
Αυτό δείχνει ότι το νερό διασπάται πολύ ελαφρά σε ιόντα, και επομένως η συγκέντρωση των αδιάσπαστων μορίων H 2 O είναι σχεδόν σταθερή:
Σε καθαρό νερό, [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol / l. Αυτό σημαίνει ότι το νερό είναι ένας πολύ αδύναμος αμφοτερικός ηλεκτρολύτης που δεν παρουσιάζει ούτε όξινες ούτε βασικές ιδιότητες σε αξιοσημείωτο βαθμό.
Ωστόσο, το νερό έχει ισχυρή ιονιστική δράση στους ηλεκτρολύτες που είναι διαλυμένοι σε αυτό. Υπό τη δράση των διπόλων του νερού, οι πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί στα μόρια των διαλυμένων ουσιών μετατρέπονται σε ιοντικούς, τα ιόντα ενυδατώνονται, οι μεταξύ τους δεσμοί εξασθενούν, με αποτέλεσμα την ηλεκτρολυτική διάσταση. Για παράδειγμα:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -
(ισχυρός ηλεκτρολύτης)
(ή εξαιρουμένης της ενυδάτωσης: HCl → H + + Cl -)
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (ασθενής ηλεκτρολύτης)
(ή CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)
Σύμφωνα με τη θεωρία οξέων και βάσεων Bronsted-Lowry, σε αυτές τις διεργασίες, το νερό εμφανίζει τις ιδιότητες μιας βάσης (δέκτης πρωτονίων). Σύμφωνα με την ίδια θεωρία, το νερό δρα ως οξύ (δότης πρωτονίων) σε αντιδράσεις, για παράδειγμα, με αμμωνία και αμίνες:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -
CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -
Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής που περιλαμβάνουν νερό
I. Αντιδράσεις στις οποίες το νερό παίζει το ρόλο ενός οξειδωτικού παράγοντα
Αυτές οι αντιδράσεις είναι δυνατές μόνο με ισχυρούς αναγωγικούς παράγοντες, οι οποίοι είναι ικανοί να ανάγουν τα ιόντα υδρογόνου που αποτελούν μέρος των μορίων του νερού σε ελεύθερο υδρογόνο.
1) Αλληλεπίδραση με μέταλλα
α) Υπό κανονικές συνθήκες, το H 2 O αλληλεπιδρά μόνο με τα αλκάλια. και αλκαλική γη. μέταλλα:
2Na + 2H + 2 O \u003d 2NaOH + H 0 2
Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2
β) Σε υψηλές θερμοκρασίες, το H 2 O αντιδρά επίσης με κάποια άλλα μέταλλα, για παράδειγμα:
Mg + 2H + 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 0 2
3Fe + 4H + 2 O \u003d Fe 2 O 4 + 4H 0 2
γ) Το Al και ο Zn εκτοπίζουν το H 2 από το νερό παρουσία αλκαλίων:
2Al + 6H + 2 O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2
2) Αλληλεπίδραση με μη μέταλλα που έχουν χαμηλή EO (αντιδράσεις συμβαίνουν κάτω από σκληρές συνθήκες)
C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("αέριο νερού")
2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2
Παρουσία αλκαλίων, το πυρίτιο εκτοπίζει το υδρογόνο από το νερό:
Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2
3) Αλληλεπίδραση με υδρίδια μετάλλων
NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2
CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2
4) Αλληλεπίδραση με μονοξείδιο του άνθρακα και μεθάνιο
CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2
2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2
Οι αντιδράσεις χρησιμοποιούνται στη βιομηχανία για την παραγωγή υδρογόνου.
II. Αντιδράσεις στις οποίες το νερό δρα ως αναγωγικός παράγοντας
Αυτές οι αντιδράσεις είναι δυνατές μόνο με πολύ ισχυρούς οξειδωτικούς παράγοντες που είναι ικανοί να οξειδώσουν το οξυγόνο CO-2, το οποίο είναι μέρος του νερού, σε ελεύθερο οξυγόνο O 2 ή σε ανιόντα υπεροξειδίου 2-. Σε εξαιρετική περίπτωση (σε αντίδραση με το F 2), σχηματίζεται οξυγόνο με c o. +2.
1) Αλληλεπίδραση με φθόριο
2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF
2F 2 + H 2 O -2 \u003d O +2 F 2 + 2HF
2) Αλληλεπίδραση με ατομικό οξυγόνο
H 2 O - 2 + O \u003d H 2 O - 2
3) Αλληλεπίδραση με χλώριο
Σε υψηλό Τ, εμφανίζεται μια αναστρέψιμη αντίδραση
2Cl 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HCl
III. Αντιδράσεις ενδομοριακής οξείδωσης - αναγωγής νερού.
Υπό τη δράση ηλεκτρικού ρεύματος ή υψηλής θερμοκρασίας, το νερό μπορεί να αποσυντεθεί σε υδρογόνο και οξυγόνο:
2H + 2 O -2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2
Η θερμική αποσύνθεση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία. ο βαθμός θερμικής αποσύνθεσης του νερού είναι χαμηλός.
Αντιδράσεις ενυδάτωσης
Ι. Ενυδάτωση ιόντων. Τα ιόντα που σχηματίζονται κατά τη διάσταση των ηλεκτρολυτών σε υδατικά διαλύματα συνδέουν έναν ορισμένο αριθμό μορίων νερού και υπάρχουν με τη μορφή ένυδρων ιόντων. Ορισμένα ιόντα σχηματίζουν τόσο ισχυρούς δεσμούς με μόρια νερού που οι ένυδρες ρίζες τους μπορούν να υπάρχουν όχι μόνο σε διάλυμα, αλλά και σε στερεή κατάσταση. Αυτό εξηγεί τον σχηματισμό κρυσταλλικών υδριτών όπως CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O κ.λπ., καθώς και υδάτινων συμπλεγμάτων: CI 3 , Br 4 , κ.λπ.
II. Ενυδάτωση οξειδίων
III. Ενυδάτωση οργανικών ενώσεων που περιέχουν πολλαπλούς δεσμούς
Αντιδράσεις υδρόλυσης
Ι. Υδρόλυση αλάτων
Αναστρέψιμη υδρόλυση:
α) σύμφωνα με το κατιόν άλατος
Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (όξινο περιβάλλον. pH
β) με ανιόν άλατος
CO 3 2- + H 2 O \u003d HCO 3 - + OH -; (αλκαλικό περιβάλλον. pH > 7)
γ) από το κατιόν και από το ανιόν του άλατος
NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (περιβάλλον κοντά στο ουδέτερο)
Μη αναστρέψιμη υδρόλυση:
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S
II. Υδρόλυση καρβιδίων μετάλλων
Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4 νετάνιο
CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2 ακετυλένιο
III. Υδρόλυση πυριτιδίων, νιτριδίων, φωσφιδίων
Mg 2 Si + 4H 2 O \u003d 2Mg (OH) 2 ↓ + SiH 4 σιλάνιο
Ca 3 N 2 + 6H 2 O \u003d ZCa (OH) 2 + 2NH 3 αμμωνία
Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 φωσφίνη
IV. Υδρόλυση αλογόνων
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO
Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO
V. Υδρόλυση οργανικών ενώσεων
Κατηγορίες οργανικών ουσιών |
Προϊόντα υδρόλυσης (οργανικά) |
Αλογονοαλκάνια (αλκυλαλογονίδια) |
|
Αρυλ αλογονίδια |
|
Διαλοαλκάνια |
Αλδεΰδες ή κετόνες |
Αλκοολικά άλατα μετάλλων |
|
Αλογονίδια καρβοξυλικού οξέος |
καρβοξυλικά οξέα |
Ανυδρίτες καρβοξυλικών οξέων |
καρβοξυλικά οξέα |
Εστέρες καρβοξυλικών οξέων |
Καρβοξυλικά οξέα και αλκοόλες |
Γλυκερίνη και ανώτερα καρβοξυλικά οξέα |
|
Δι- και πολυσακχαρίτες |
Μονοσακχαρίτες |
Πεπτίδια και πρωτεΐνες |
α-αμινοξέα |
Νουκλεϊκά οξέα |
|
§3. Η εξίσωση αντίδρασης και πώς να τη γράψετε
ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ υδρογόνοΜε οξυγόνο, όπως καθιέρωσε ο Sir Henry Cavendish, οδηγεί στο σχηματισμό νερού. Ας χρησιμοποιήσουμε αυτό το απλό παράδειγμα για να μάθουμε πώς να γράφουμε εξισώσεις χημικών αντιδράσεων.
Τι προέρχεται από υδρογόνοΚαι οξυγόνο, γνωρίζουμε ήδη:
H 2 + O 2 → H 2 O
Τώρα λαμβάνουμε υπόψη ότι τα άτομα των χημικών στοιχείων στις χημικές αντιδράσεις δεν εξαφανίζονται και δεν εμφανίζονται από το τίποτα, δεν μετατρέπονται το ένα στο άλλο, αλλά συνδυάζονται σε νέους συνδυασμούςνα σχηματίσει νέα μόρια. Αυτό σημαίνει ότι στην εξίσωση της χημικής αντίδρασης των ατόμων κάθε τύπου πρέπει να υπάρχει ο ίδιος αριθμός πριναντιδράσεις ( αριστεράαπό το πρόσημο ίσον) και μετάτο τέλος της αντίδρασης ( στα δεξιάαπό το σύμβολο ίσου), όπως αυτό:
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O
Αυτό είναι εξίσωση αντίδρασης - υπό όρους καταγραφή μιας συνεχιζόμενης χημικής αντίδρασης χρησιμοποιώντας τύπους ουσιών και συντελεστών.
Αυτό σημαίνει ότι στην παραπάνω αντίδραση δύο κρεατοελιές υδρογόνοπρέπει να αντιδράσει με κατά έναν τυφλοπόντικα οξυγόνο, και το αποτέλεσμα θα είναι δύο κρεατοελιές νερό.
ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ υδρογόνοΜε οξυγόνο- δεν είναι καθόλου απλή διαδικασία. Οδηγεί σε αλλαγή των καταστάσεων οξείδωσης αυτών των στοιχείων. Για την επιλογή συντελεστών σε τέτοιες εξισώσεις, συνήθως χρησιμοποιείται η μέθοδος " ηλεκτρονικό ισοζύγιο".
Όταν το νερό σχηματίζεται από υδρογόνο και οξυγόνο, αυτό σημαίνει ότι υδρογόνοάλλαξε την κατάσταση οξείδωσης από 0 πριν +Ι, ΕΝΑ οξυγόνο- από 0 πριν −II. Ταυτόχρονα, αρκετές (n)ηλεκτρόνια:
Τα ηλεκτρόνια που δίνουν υδρογόνο χρησιμεύουν εδώ αναγωγικό μέσοκαι ηλεκτρόνια που δέχονται οξυγόνο - μέσο οξείδωσης.
Οξειδωτικοί και αναγωγικοί παράγοντες
Τώρα ας δούμε πώς μοιάζουν χωριστά οι διαδικασίες παροχής και λήψης ηλεκτρονίων. Υδρογόνο, έχοντας συναντήσει τον "ληστή" - το οξυγόνο, χάνει όλη του την περιουσία - δύο ηλεκτρόνια και η κατάσταση οξείδωσής του γίνεται ίση με +Ι:
H 2 0 − 2 μι− = 2Н + I
Συνέβη εξίσωση μισής αντίδρασης οξείδωσηςυδρογόνο.
Και ο ληστής οξυγόνο Περίπου 2, έχοντας πάρει τα τελευταία ηλεκτρόνια από το ατυχές υδρογόνο, είναι πολύ ευχαριστημένος με τη νέα του κατάσταση οξείδωσης -II:
Ο 2 + 4 μι− = 2O − II
Αυτό εξίσωση μισής αντίδρασης μείωσηςοξυγόνο.
Μένει να προσθέσουμε ότι τόσο ο «ληστής» όσο και το «θύμα» του έχουν χάσει τη χημική τους ταυτότητα και από απλές ουσίες - αέρια με διατομικά μόρια H 2Και Περίπου 2μετατράπηκε σε συστατικά μιας νέας χημικής ουσίας - νερό H 2 O.
Περαιτέρω, θα επιχειρηματολογήσουμε ως εξής: πόσα ηλεκτρόνια έδωσε το αναγωγικό στον οξειδωτικό ληστή, τόσα έλαβε. Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνει ο αναγωγικός παράγοντας πρέπει να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δέχεται ο οξειδωτικός παράγοντας..
Χρειάζεστε λοιπόν εξισώσει τον αριθμό των ηλεκτρονίωνστο πρώτο και το δεύτερο μισό-αντιδράσεις. Στη χημεία, η ακόλουθη υπό όρους μορφή γραφής των εξισώσεων ημι-αντιδράσεων είναι αποδεκτή:
2 H 2 0 − 2 μι− = 2Н + I |
|
1 O 2 0 + 4 μι− = 2O − II |
Εδώ, οι αριθμοί 2 και 1 στα αριστερά της σγουρής αγκύλης είναι παράγοντες που θα βοηθήσουν να διασφαλιστεί ότι ο αριθμός των δεδομένων και των λαμβανόμενων ηλεκτρονίων είναι ίσος. Λαμβάνουμε υπόψη ότι στις εξισώσεις των ημι-αντιδράσεων δίνονται 2 ηλεκτρόνια και γίνονται δεκτά 4. Για να εξισωθεί ο αριθμός των ληφθέντων και των δεδομένων ηλεκτρονίων, βρίσκονται τα λιγότερο κοινά πολλαπλάσια και πρόσθετοι παράγοντες. Στην περίπτωσή μας, το λιγότερο κοινό πολλαπλάσιο είναι το 4. Οι πρόσθετοι παράγοντες θα είναι 2 για το υδρογόνο (4: 2 = 2) και για το οξυγόνο - 1 (4: 4 = 1)
Οι πολλαπλασιαστές που προκύπτουν θα χρησιμεύσουν ως συντελεστές της μελλοντικής εξίσωσης αντίδρασης:
2H 2 0 + O 2 0 \u003d 2H 2 + I O -II
Υδρογόνο οξειδώθηκεόχι μόνο κατά τη συνάντηση οξυγόνο. Περίπου το ίδιο αποτέλεσμα στο υδρογόνο και φθόριο F2, αλογόνο και ο περίφημος «ληστής», και φαινομενικά ακίνδυνος άζωτο Ν 2:
H 2 0 + F 2 0 = 2H + I F −I |
3H 2 0 + N 2 0 \u003d 2N -III H 3 + I |
αυτο εχει ως αποτελεσμα υδροφθόριο HFή αμμωνία NH3.
Και στις δύο ενώσεις, η κατάσταση οξείδωσης υδρογόνογίνεται ίσος +Ι, γιατί παίρνει συνεργάτες στο μόριο «άπληστους» για το ηλεκτρονικό καλό κάποιου άλλου, με υψηλή ηλεκτραρνητικότητα - φθόριο φάΚαι άζωτο Ν. Στο άζωτοη τιμή της ηλεκτραρνητικότητας θεωρείται ίση με τρεις συμβατικές μονάδες, και y φθόριοΓενικά, η υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ όλων των χημικών στοιχείων είναι τέσσερις μονάδες. Δεν είναι λοιπόν περίεργο που αφήνουν το φτωχό άτομο υδρογόνου χωρίς ηλεκτρονικό περιβάλλον.
Αλλά υδρογόνομπορεί επαναφέρω- δέχονται ηλεκτρόνια. Αυτό συμβαίνει εάν στην αντίδραση με αυτό συμμετέχουν αλκαλικά μέταλλα ή ασβέστιο, στα οποία η ηλεκτραρνητικότητα είναι μικρότερη από αυτή του υδρογόνου.
