TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH, Biotechnologia, I Rok, Chemia ogólna
[ Pobierz całość w formacie PDF ]TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH
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
®
C
gdzie; - A,B
®
substraty
- C produkt
przykłady: H
2
+ Cl
2
®
2HCl chlorowodór
2Mg + O
2
®
2Mg tlenek magnezu
CaO + CO
2
®
CaCO
3
węglan wapnia
Szczególnym przypadkiem reakcji syntezy są reakcje kondensacji i polimeryzacji.
2. Reakcje analizy
W reakcjach analizy (rozkładu) z substancji złożonej tworzą się dwie lub więcej nowych substancji
AB
®
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
A + BC
®
AB + C lub AC + B
np.: Zn + 2HCl
®
ZnCl
2
+ H
2
Fe + CuSO
4
®
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 zero. Metale o ujemnych
potencjałach wypierają wodór z kwasów, np. magnez, wapń, cynk, żelazo. Natomiast metale o dodatnich
potencjałach nie wypierają wodoru z kwasu, 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
0
®
C
+IV
S
+VI
®
S
+IV
Konsekwencją powyższego zapisu są równania elektronowe pokazujące liczbę elektronów biorących udział
w procesach utleniania i redukcji:
C
0
- 4e
®
C
+IV
utlenianie
S
+VI
+ 2e
®
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
0
- 4e
®
C
+IV
2S
+VI
+ 4e
®
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
+VII
+ 5e
®
Mn
+II
Fe
+II
- 1e
®
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
+II
- 10e
®
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
/
×
2
Cu
0
- 2e
®
Cu
II
/
×
3
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:
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
-I
- 10e
®
2S
IV
Na utlenienie 1 cząsteczki FeS
2
potrzeba 11 elektronów, które dostarczy tlen:
O
2
+ 4e
®
2O
-II
Przeprowadzamy bilans elektronowy i znajdujemy współczynniki równania:
Fe
II
- 1e
®
Fe
III
/
×
4
2S
×
4
O
2
+ 4e
®
2O
-II
/
×
11
®
2S
IV
/
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.:
C + O
2
= CO
2
D
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.
N
2
+ O
2
= 2NO
D
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)
C
(s)
+ O
2(g)
= CO
2(g)
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
Û
2NH
3
H
2
S + 2KOH
Û
K
2
S + 2H
2
O
-I
- 10e
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
- 12 M wodorotlenek sodu, NaOH
[ Pobierz całość w formacie PDF ]