Химические реакции. Реакции в растворах электролитов

    Дисциплина: Химия и физика
    Тип работы: Реферат
    Тема: 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

    Химические свойства веществ выявляются в химических реакциях. Химическая реакция заключается в разрыве

    одних и образовании других связей. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением

    aA + bB = cC + dD,

    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

    c и

    d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.

    Химические реакции классифицируются различными способами:

    1) По типу взаимодействия:

    реакции разложения

    HgO = 2

    Hg +

    реакции соединения

    Na +

    2 = 2

    NaCl

    реакции замещения

    CuO +

    реакции двойного обмена

    CaO + 2

    HCl =

    CaCl

    Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакциях. Например

    3 + 2HCl = 2NaCl + CO

    Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота

    3 неустойчива и разлагается на

    2 и

    2) По тепловому эффекту:

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

    C + O

    2 = CO

    2 + Q,

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

    2 + O

    2 = 2NO – Q.

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

    AgNO

    3 + NaCl = AgCl

    + NaNO

    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):

    2 + O

    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 + H

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

    0 + O

    0 = 2Cu

    2- + H

    0 = Cu

    0 + H

    0 + 2Na

    1+ = Na

    1+Cl

    1- + Na

    1+Cl

    2- + H

    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:

    0 – 2e = Zn

    Если отрицательно заряженный ион (заряд –1), например

    -, отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:

    - - 1e = Cl

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

    2+ - 1e = Fe

    Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом присоединяет

    электроны, то он превращается в отрицательно заряженный ион:

    0 + 2e = S

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

    7+ + 5e = Mn

    или он может перейти в нейтральный атом:

    + + 1e = H

    3+ + 3e = Al

    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:

    Например, можно рассмотреть две реакции:

    2Al + 2NaOH + 6H

    2O = 2Na[Al(OH)

    4] + 3H

    2Al + 2KOH + 6H

    2O = 2K[Al(OH)

    4] + 3H

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

    2Al + 2Na

    + + 2OH

    - + 6 H

    2O = 2Na

    + + 2[Al(OH)

    - + 3H

    2Al + 2K

    + + 2OH

    - + 6 H

    2O = 2K

    + + 2[Al(OH)

    - + 3H

    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:

    2Al + 2OH

    - + 6H

    2O = 2[Al(OH)

    - + 3H

    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

    + можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария

    2+ можно обнаружить ионы

    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 положительн...

    Забрать файл

    Похожие материалы:


ПИШЕМ УНИКАЛЬНЫЕ РАБОТЫ
Заказывайте напрямую у исполнителя!


© 2006-2016 Все права защищены