REAKCJE CHEMICZNE.pdf

REAKCJE CHEMICZNE

Opracowanie: dr inż Krystyna Moskwa, dr hab. Barbara Stypuła

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

Reakcje chemiczne to procesy, w czasie których substancje ulegają przemianom, prowadzącym do

powstawania nowych substancji o odmiennych własnościach fizycznych i chemicznych. Reakcje chemiczne

zapisuje się w sposób skrócony równaniem reakcji, które posiadają matematyczny sens. Równania podają

rodzaje i ilości substancji reagujących (substratów) oraz substancji powstających w wyniku reakcji

(produktów).

Zasadniczo rozróżniamy następujące typy reakcji chemicznych:

1. reakcja syntezy

2. reakcja analizy

3. reakcje wymiany

4. reakcje redoks

1. Reakcje syntezy

Reakcje syntezy polegają na tworzeniu się nowej substancji (produktu) z dwóch lub większej liczby

składników (substratów).

A + B

substraty

- C produkt

przykłady:

H 2 + Cl 2

2HCl

chlorowodór

2Mg + O 2

2Mg

tlenek magnezu

CaCO 3 węglan wapnia

Szczególnym przypadkiem reakcji syntezy są reakcje kondensacji i polimeryzacji.

CaO + CO 2

2. Reakcje analizy

W reakcjach analizy (rozkładu) z substancji złożonej tworzą się dwie lub więcej nowych substancji

A + B

gdzie; - AB substancja złożona

- A, B związki prostsze lub pierwiastki

np.: CaCO 3

CaO + CO 2

2HgO

2Hg + O 2

2KMnO 4

K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

3. Reakcje wymiany

Reakcje wymiany polegają na przekształceniu dwóch lub więcej substancji wyjściowych w nowe

substancje o innym ugrupowaniu atomów lub jonów wchodzących w ich skład. W tej grupie można rozróżnić

reakcje wymiany pojedynczej (prostej) oraz reakcje wymiany podwójnej.

3.1. Reakcje wymiany pojedynczej

AB + C lub AC + B

np.: Zn + 2HCl

ZnCl 2 + H 2

FeSO 4 + Cu

W przypadku pierwszym cynk wypiera wodór z kwasu solnego i powstaje chlorek cynku. W drugim

przypadku żelazo wypiera miedź z roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) w wyniku reakcji powstaje siarczan(VI)

żelaza(II) oraz metaliczna miedź.

Reakcje te zachodzą zgodnie z regułą szeregu napięciowego. W szeregu napięciowym pierwiastki

ułożone są w kolejności wzrastających potencjałów normalnych tak, że każdy pierwiastek redukuje w

roztworze jony pierwiastków o wyższym potencjale, czyli wypiera go z roztworu soli. W szeregu napięciowym

umieszczony jest również wodór, którego potencjał normalny przyjęto jako równy wypierają wodór z kwasów,

np. magnez, wapń, cynk, żelazo. Natomiast metale o dodatnich potencjałach nie wypierają wodoru z kwasu,

gdzie; - A,B

A + BC

Fe + CuSO 4

np. miedź, srebro, złoto. Metale te reagują z kwasami utleniającymi (np. stężony H 2 SO 4 , HNO 3 ) ale bez

wypierania gazowego wodoru. Reakcje tego typu omówiono w punkcie 4 tego rozdziału.

3.2. Reakcje wymiany podwójnej

AB + CD

AD + CB

np.: BaCl 2 + H 2 SO 4

BaSO 4 + 2HCl

AgNO 3 + NaCl

AgCl + NaNO 3

Reakcje wymiany podwójnej zachodzą bez zmiany stopnia utlenienia reagentów reakcje jonowe. Np.

azotan(V) srebra reagując z chlorkiem sodu wydziela biały osad chlorku srebra i powstaje azotan(V) sodu.

4. Reakcje redoks

Reakcje redoks są to reakcje jednoczesnego utleniania i redukcji, w których pierwiastki występujące

w tych przemianach zmieniają swoją wartościowość, a dokładniej mówiąc stopień utlenienia. Tym ostatnim

terminem będziemy określali hipotetyczny ładunek, jaki posiadałby atom, gdyby cząsteczka, w skład której

wchodzi, była zbudowana z samych jonów. Zastrzeżenie hipotetyczny jest bardzo ważne, bowiem nie

wszystkie cząsteczki zbudowane są w sposób jonowy. Przy ustalaniu stopnia utlenienia stosuje się

następujące reguły:

1. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równy jest zeru.

2. Stopień utlenienia wodoru w większości związków wynosi +I.

Wyjątkiem są wodorki metali I i II grupy układu okresowego, w których wodór przyjmuje stopień utlenienia

1 (np. NaH, CaH 2 )

3. Fluor we wszystkich związkach występuje na 1 stopniu utlenienia.

4. Stopień utlenienia tlenu, w większości związków wynosi -II. Wyjątkiem są nadtlenki, w których stopień

utlenienia wynosi 1 np. H 2 O 2 , Na 2 O 2 , BaO 2 ) oraz fluorek tlenu OF 2 , w którym tlen jest na +II stopniu

utlenienia.

5. Sumaryczny ładunek wszystkich atomów w związku chemicznym równy jest zeru, a w przypadku jonów

równy jest ładunkowi jonu.

W oparciu o powyższe reguły łatwo można ustalić stopnie utlenienia węgla w związkach: CO, CO 2 ,

CH 4 , CCl 4 , H 2 CO 3 , CH 3 OH. Wynoszą one odpowiednio: +II, +IV, -IV, +IV, +IV, +II

W reakcjach redoks następuje, jak już powiedziano, zmiana stopnia utlenienia pierwiastków.

Rozpatrzmy reakcję:

Fe + 1 / 2 O 2 = FeO

Jest to prosta reakcja utlenienia. W jej trakcie atom żelaza zmienił stopień utlenienia z 0 na +II, a atom tlenu

z 0 na -II. Analogiczne zmiany obserwuje się podczas reakcji żelaza z siarką

Fe + S = FeS

Proces wzrostu stopnia utlenienia żelaza jaki obserwujemy w obydwóch przypadkach jest identyczny.

Nadano mu nazwę utleniania. Utlenianiem, w ogólnym sensie, będziemy nazywali proces wzrostu stopnia

utlenienia pierwiastka. Towarzyszy mu zawsze oddawanie elektronów:

Fe - 2e = Fe +II

Równocześnie drugi pierwiastek łącząc się z żelazem obniżył swój stopień utlenienia. Uległ redukcji

pobierając elektrony:

S + 2e = S -II

Substancja ulegająca redukcji nosi nazwę utleniacza, a reduktorem jest substancja, która się utlenia. Zapis

procesów utleniania i redukcji pozwala na przeprowadzenie bilansu elektronowego i łatwe uzgodnienie

reakcji redoks.

Przykład 1. Uzgodnić reakcję redoks:

C+ H 2 SO 4 = CO 2 + SO 2 + H 2 O

Aby uzgodnić tę reakcję należy stwierdzić, które pierwiastki biorą udział w procesie utleniania i

redukcji oraz jakim zmianom ulegają. Węgiel występujący po lewej stronie reakcji jest w stanie wolnym, więc

przyjmujemy jego stopien utlenienia za 0. Po prawej stronie reakcji występuje w postaci dwutlenku węgla, w

którym utlenienia wynosi +IV. Siarka w kwasie siarkowym występuje na +VI stopniu utlenienia, a po prawej

stronie reakcji na +IV. Powyższe zmiany stopni utlenienia pierwiastków można zapisać:

C +IV

C 0

S +IV

Konsekwencją powyższego zapisu są równania elektronowe pokazujące liczbę elektronów biorących udział

w procesach utleniania i redukcji:

S +IV redukcja

Aby uzgodnić zapis reakcji należy przeprowadzić bilans elektronowy polegający na zrównaniu ilości

elektronów w obydwóch procesach. Osiąga się to ustalając najmniejszą wspólną wielokrotność dla liczby

elektronów i mnożąc równanie porzez odpowiednie współczynniki. Dla omawianego przykładu równanie

redukcji należy pomnożyć przez 2.

C +IV utlenianie

C 0 - 4e

C +IV

2S +IV

Powyższy zapis wprowadzamy do uzgadnianego równania

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

Resztę współczynników uzgadniamy bilansując liczbę pozostałych atomów. Ostatecznie równanie przyjmuje

postać:

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Przykład 2. Uzgodnić równanie:

KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O

Po sprawdzeniu stopni utlenienia pierwiastków występujących w reakcji ustalamy, że zachodzą

następujące procesy:

Mn +II

Fe +III

Przeprowadzenie bilansu elektronów wymaga pomnożenia drugiego procesu przez 5. Prowadzi to do

trudności związanych z ułamkowymi współczymnnikami stechiometrycznymi w określeniu liczby moli

niektórych związków np. Fe 2 (SO 4 ) 3 . Można tego uniknąć zwielokrotniając mnożniki, to znaczy w tym

przypadku mnożąc równanie pierwsze przez 2, a drugie przez 10. Ustala to bilans elektronowy na poziomie

10 elektronów.

2Mn +VII + 10e

2Mn +II

10Fe +III

Ustalone współczynniki wprowadzamy do równania i dobieramy pozostałe współczynniki związków nie

biorących udziału w procesie redoks. Końcowy zapis równania przedstawia się następująco:

2KMnO 4 + 10FeSO 4 + 8H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4 ) 3 + 8H 2 O

Przykład 3. Uzgodnić reakcję redoks:

HNO 3 + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O

Przy uzgadnianiu tej reakcji warto zwrócić uwagę na podwójną rolę kwasu azotowego(V),

występującego jako utleniacz miedzi oraz jako reagent tworzący sól z jonami miedzi. Po uzgodnieniu

procesów utleniania i redukcji

N V + 3e

N II /

mamy prawo zapisać pierwszy etap reakcji

2HNO 3 + 3Cu = 3CuO + 2NO + H 2 O

Drugi etap polega na reakcji dodatkowych porcji kwasu azotowego z wytworzonym tlenkiem miedzi(II)

6HNO 3 + 3CuO = 3Cu(NO 3 ) 2 + 3H 2 O

Sumaryczny przebieg reakcji podaje równanie:

Cu II /

8HNO 3 + 3Cu = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 3H 2 O

Przykład 4. Uzgodnić reakcję redoks:

FeS 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2

W tej reakcji trzy pierwiastki zmieniają stopnie utlenienia. Piryt FeS 2 jest dwusiarczkiem żelaza, w

którym żelazo jest na +II stopniu utlenienia, a siarka na -I. W trakcie reakcji utlenia się cały związek, to

znaczy zarówno żelazo jak i siarka. Dlatego musimy rozpatrywać utlenianie tych dwóch pierwiastków w takim

stosunku stechiometrycznym, w jakim występują w związku macierzystym. A więc, utleniać się będzie

cząsteczka składająca się z jednego atomu żelaza i dwóch atomów siarki

Fe II - 1e

Fe III

2S IV

Na utlenienie 1 cząsteczki FeS 2 potrzeba 11 elektronów, które dostarczy tlen:

S +VI

C 0 - 4e

S +VI + 2e

2S +VI + 4e

Mn +VII + 5e

Fe +II - 1e

10Fe +II - 10e

Cu 0 - 2e

2S -I - 10e

2O -II

Przeprowadzamy bilans elektronowy i znajdujemy współczynniki równania:

O 2 + 4e

Fe II - 1e

Fe III /

2S -I - 10e

2S IV /

O 2 + 4e

2O -II /

co daje

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

5. Inne kryteria podziału reakcji chemicznych

5.1. Reakcje egzo- i endotermiczne

Pod względem energetycznym reakcje chemiczne dzielimy na egzotermiczne i endotermiczne:

- egzotermiczne : przebiegające z wydzielaniem ciepła z reagującego układu, np.:

H = -393 kJ

Reakcje egzotermiczne (spalanie węgla i paliw przemysłowych) są głównym źródłem napędu maszyn w

technice;

- endotermiczne : przebiegające z pochłonięciem ciepła do reagującego układu, np.

C + O 2 = CO 2

N 2 + O 2 = 2NO

H = 180,74 kJ

5.2. Podział wg doprowadzonej energii

W zależności od rodzaju doprowadzonej energii reakcje chemiczne można podzielić następująco:

- reakcje termiczne , zachodzące pod wpływem doprowadzonego ciepła

- reakcje elektrochemiczne , zachodzące pod wpływem energii elektrycznej, np.: reakcje utleniania na

anodzie i reakcje redukcji na katodzie

- reakcje fotochemiczne , zapoczątkowane lub przyspieszane wskutek działania pola elektro-magnetycznego,

np. procesy fotograficzne

- reakcje fonochemiczne (sonochemiczne) zachodzące pod wpływem ultradźwięków, np. reakcje

polimeryzacji lub depolimeryzacji

- reakcje radiacyjochemiczne , zachodzące w substancji pod wpływem działania promieniowania

jonizującego.

5.3. Reakcje homo- i heterogeniczne

W zależności od ilości faz, w których występują reagenty reakcje chemiczne dzielimy na:

- homogeniczne czyli jednofazowe, zachodzące w jednej tylko fazie,

np. w fazie gazowej: H 2(g) + Cl 2(g) = 2HCl (g)

lub w roztworze: H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

- heterogeniczne , czyli wielofazowe zachodzące na granicy kilku faz, np. ciała stałego i cieczy lub ciała

stałego i gazu:

CaCO 3(s) + 2HCl (c) = CaCl 2 + CO 2(g) + H 2 O (c)

5.4. Reakcje odwracalne i nieodwracalne

Reakcje chemiczne, które dobiegają do końca, tzn. aż do całkowitego zużycia się któregoś z

substratów, nazywamy reakcjami nieodwracalnymi lub jednokierunkowymi, np. reakcje spalania lub

wydzielania się osadu:

2C 4 H 10 + 3O 2 = 8CO 2

+ 10H 2 O

AgNO 3 + NaCl = AgCl

+ NaNO 3

Reakcjami nieodwracalnymi są przeważnie reakcje heterogeniczne.

Reakcje odwracalne natomiast mogą przebiegać zarówno w jednym, jak i w przeciwnym kierunku

według tego samego równania. Reakcja odwracalna w żadnym kierunku nie przebiega do końca, powstające

produkty reagują ze sobą i zmieniają się z powrotem w substraty. Między substratami i produktami ustala się

stan równowagi dynamicznej. Zależność między stężeniami reagujących substancji w stanie równowagi jest

określona przez prawo działania mas Guldberga i Wagego. Przykłady reakcji odwracalnych:

3H 2 + N 2

2NH 3

H 2 S + 2KOH

K 2 S + 2H 2 O

C (s) + O 2(g) = CO 2(g)

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA

Ćwiczenie 1. Reakcja rozkładu KMnO 4

Sprzęt:

- suche probówki w statywie

- palnik gazowy

- łuczywo

- uchwyt na probówkę

Odczynniki:

- krystaliczny KMnO 4

Opis ćwiczenia

Do suchej probówki wsypujemy ok. 0,5 g krystalicznego KMnO 4 . Podgrzewamy zawartość probówki

nad palnikiem. Tlącym się łuczywem wprowadzonym do probówki sprawdzamy wydzielanie się tlenu. Po

wyprażeniu zawartości, do próbówki dodajemy wody destylowanej. Obserwujemy zmiany zabarwienia z

malinowego, jakie daje w roztworze wodnym KMnO 4 , na zieloną spowodowane obecnością K 2 MnO 4 .

Krystaliczny KMnO 4 rozkłada się pod wpływem temperatury wg równania:

2KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Ćwiczenie 2. Reakcja syntezy ZnS

Sprzęt:

- blaszka żelazna

- palnik gazowy

- szczypce

Oczynniki:

- cynk metaliczny sproszkowany

- siarka (kwiat siarczany)

Opis ćwiczenia

Sproszkowany cynk mieszamy z siarką w stosunku wagowym Zn : S = 2 : 1. Tak sporządzoną

mieszninę w ilości 0,5 g umieszczamy na blaszce żelaznej i podgrzewamy nad palnikiem gazowym pod

wyciągiem. Reakcja przebiega wg równania:

Zn + S = ZnS

Ćwiczenie 3. Reakcje wymiany podwójnej

Sprzęt:

- probówki w statywie

Odczynniki:

- 1M roztwory BaCl 2 , Pb(NO 3 ) 2

- 1M roztwory H 2 SO 4 , NaOH, K 2 CrO 4

Opis ćwiczenia

Do trzech próbówek nalewamy po 1 cm 3 roztworów H 2 SO 4 , NaOH i K 2 CrO 4 , a następnie do każdej z

nich nalewamy po 1 cm 3 BaCl 2 . Podobnie wykonujemy trzy reakcje dla Pb(NO 3 ) 2 . Obserwujemy wydzielające

się osady w wyniku reakcji wymiany podwójnej. Reakcje i obserwacje zapisujemy wg schematu podanego w

tabeli 1.

Ćwiczenie 4. Reakcje wymiany pojedynczej

Sprzęt:

- probówki w statywie

Odczynniki:

- miedź metaliczna, żelazo, cynk

- 0,1M CuSO 4

- 1M HCl

Opis ćwiczenia

Do trzech probówek nalewamy po 2 cm 3 roztworu HCl i wkładamy kolejno żelazo, cynk, miedź. W

dwóch probówkach obserwujemy wydzielanie się wodoru, w trzeciej nie obserwujemy reakcji. Zatykamy wylot

probówki zawierającej cynk palcem w celu nagromadzenia się wodoru. Skierowujemy wylot probówki do

płomienia palnika, nagromadzony w probówce wodór zapala się. Do czwartej probówki wlewamy 2 cm 3

siarczanu(VI) miedzi(II) i zanurzamy blaszkę żelazną. Obserwujemy wydzielanie się miedzi na żelazie.

Ćwiczenie 5. Reakcje redoks

Sprzęt:

- probówki w statywie

Odczynniki:

- 0,02 M manganian(VII)potasu, KMnO 4

- 0,05 M wodorosiarczan(VI) sodu, NaHSO 3

- 12 M kwas siarkowy(VI), H 2 SO 4

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika: