Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь


Классификация химических реакций. Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Обратимые и необратимые химические реакции.



2018-07-06 1241 Обсуждений (0)
Классификация химических реакций. Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Обратимые и необратимые химические реакции. 0.00 из 5.00 0 оценок




Билет № 23

 

1. Окислительно – восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Окислительно - восстановительные реакции в промышленности, природе, повседневной жизни.

 

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, другими словами – это реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов.

Степень окисления – это заряд атома элемента в соединении, вычисленный из условного предположения, что все связи в молекуле являются ионными.

Степень окисления принято указывать арабской цифрой над символом элемента со знаком плюс или минус перед цифрой. Например, если связь в молекуле HCl ионная, то водород и хлор ионы с зарядами (+1) и (–1), следовательно .

Для того чтобы рассчитать степень окисления любого элемента, необходимо пользоваться следующими правилами:

  1. Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю: (металл в свободном состоянии).
  2. Степень окисления (+1) во всех соединениях имеют щелочные металлы (IA группа) и водород, за исключением гидридов активных металлов, где степень окисления водорода равна (–1), например
  3. Степень окисления +2 во всех соединениях имеют щелочноземельные металлы (II A группа).
  4. Кислород имеет степень окисления (–2), во всех соединениях, кроме пероксидов ( ) и фторида кислорода .
  5. Алгебраическая сумма степеней окисления всех частиц в молекуле равна нулю, а в ионе – заряду иона → +1–1 = 0, .
  6. Степень окисления иона элемента равна заряду иона: Ca2+ + 2Cl1–.
  7. Не следует путать понятия «валентность» и «степень окисления». Так в N2, NH3, N2H4, NH2OH валентность (ковалентность) азота равна трем, так как азот образует три ковалентные связи, а степень окисления различна:

Окисление и восстановление.Окислением называется отдача электронов, в результате чего степень окисления элемента повышается. Восстановлением называется присоединение электронов, в результате чего степень окисления элемента понижается.

Окислительные и восстановительные процессы тесно связаны между собой, так как химическая система только тогда может отдавать электроны, когда другая система их присоединяет (окислительно-восстановительная система). Присоединяющая электроны система (окислитель) сама восстанавливается (превращается в соответствующий восстановитель), а отдающая электроны система (восстановитель), сама окисляется (превращается в соответствующий окислитель).

Пример 1. Рассмотрим реакцию:

Число электронов, отдаваемых атомами восстановителя (калия), равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя (хлора). Поэтому одна молекула хлора может окислить два атома калия. Уравнивая число принятых и отданных электронов, получаем:

К типичным окислителямотносят:

  1. Элементарные вещества – Cl2, Br2, F2, I2, O, O2.
  2. Соединения, в которых элементы проявляют высшую степень окисления (определяется номером группы) –

  1. Катион Н+ и ионы металлов в их высшей степени окисления – Sn4+, Cu2+, Fe3+ и т. д.

К типичным восстановителям относят:

  1. Элементарные вещества – металлы (наибольшая восстановительная способность у щелочных металлов), Н2, С, СО.
  2. Соединения, в которых элементы проявляют низшую степень окисления –
  3. Ионы металлов низшей степени окисления – Sn2+, Cu+, Cr3+, Fe2+.

Окислительно-восстановительная двойственность.Соединения высшей степени окисления, присущей данному элементу, могут в окислительно-восстановительных реакциях выступать только в качестве окислителей, степень окисления элемента может в этом случае только понижаться. Соединения низшей степени окисления могут быть, наоборот, только восстановителями; здесь степень окисления элемента может только повышаться. Если же элемент находится в промежуточной степени окисления, то его атомы могут, в зависимости от условий, принимать электроны, выступая в качестве окислителя или отдавать электроны, выступая в качестве восстановителя.

Так, например, степень окисления азота в соединениях изменяется в пределах от (– 3) до (+5) (рисунок 1):

NH3, NH4OH только

восстановители

HNO3, соли HNO3

только окислители

Соединения с промежуточными степенями окисления азота могут выступать в качестве окислителей, восстанавливаясь до низших степеней окисления, или в качестве восстановителей, окисляясь до высших степеней окисления

Рисунок 1 – Изменение степени окисления азота

Метод электронного балансауравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции.

Пример 2. Проиллюстрируем метод электронного баланса на примере окисления железа кислородом: .

Fe0 – 3ē = Fe+3 – процесс окисления;

O2 + 4ē = 2O–2 – процесс восстановления.

В системе восстановителя (полуреакция процесса окисления) атом железа отдает 3 электрона (Приложение А).

В системе окислителя (полуреакция процесса восстановления) каждый атом кислорода принимает по 2 электрона – в сумме 4 электрона.

Наименьшее общее кратное двух чисел 3 и 4 равно 12. Отсюда железо отдает 12 электронов, а кислород принимает 12 электронов:

Коэффициенты 4 и 3, записанные левее полуреакций в процессе суммирования систем, умножаются на все компоненты полуреакций. Суммарное уравнение показывает, сколько молекул или ионов должно получиться в уравнении. Уравнение составлено верно, когда число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения одинаково.

Реакции окисления-восстановления делятся на следующие типы:

  • межмолекулярного окисления-восстановления;
  • самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования);
  • внутримолекулярного окисления – восстановления.

Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, когда окислитель находится в одной молекуле, а восстановитель – в другой.

Пример 5. При окислении гидроксида железа во влажной среде происходит следующая реакция:

4 Fe(OH)2 + OH – 1ē = Fe(OH)3 – процесс окисления;

1 О2 + 2Н2О + 4ē = 4OH– процесс восстановления.

Для того чтобы убедиться в правильности записи электронно-ионных систем необходимо произвести проверку: левая и правая части полуреакций должны содержать одинаковое количество атомов элементов и зарядность. Затем, уравнивая количество принятых и отданных электронов, суммируем полуреакции:

4Fe(OH)2 + 4OH + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3 + 4OH

4Fe(OH)2 + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3

Реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования)– это реакции, в ходе которых часть общего количества элемента окисляется, а другая часть – восстанавливается, характерно для элементов, имеющих промежуточную степень окисления.

Пример 6. При взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной и хлорноватистой (НСlО) кислот:

Здесь и окисление и восстановление претерпевает хлор:

1 Cl2 + 2H2O – 2ē = 2HClO +2H+ – процесс окисления;

1 Cl2 + 2ē = 2Cl – процесс восстановления.

2Cl2 + 2H2O = 2HClO + 2HCl

Пример 7. Диспропорционирование азотистой кислоты:

В данном случае окисление и восстановление претерпевает в составеHNO2:

Суммарное уравнение:

HNO2 + 2HNO2 + H2O + 2H+ = NO + 3H+ + 2NO + 2H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления– это процесс, когда одна составная часть молекулы служит окислителем, а другая – восстановителем. Примерами внутримолекулярного окисления-восстановления могут быть многие процессы термической диссоциации.

Пример 8. Термическая диссоциация NH4NO2:

Здесь ион NH окисляется, а ион NO восстанавливается до свободного азота:

1 2NH – 6 ē = N2 + 8H+

1 2NО + 8Н+ + 6 ē = N2 + 4H2O

2NH + 2NO + 8H+ = N2 + 8H+ + N2 + 4H2O

2NH4NO2 = 2N2 + 4H2O

Энергетика окислительно-восстановительных реакций.Условием самопроизвольного протекания любого процесса, в том числе и окислительно-восстановительной реакции является неравенство ∆G < 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления:

∆G = –n·F·ε,

где n – число электронов, передаваемое восстановителем окислителю в элементарном акте окисления-восстановления;

F – число Фарадея;

ε – электродвижущая сила (Э.Д.С.) окислительно-восстановительной реакции.

Электродвижущая сила окислительно-восстановительной реакции определяется разностью потенциалов окислителя и восстановителя:

ε = Еок – Ев,

В стандартных условиях:

ε° = Е°ок – Е°в.

Итак, если условием самопроизвольного протекания процесса является неравенство ∆G° < 0, то это возможно, когда n·F·ε° > 0. Если n и F числа положительные, то необходимо, чтобы ε° > 0, а это возможно, когда Е°ок > Е°в. Отсюда следует, что условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции является неравенство Е°ок > Е°в.

Пример 11.Определите возможность протекания окислительно-восстановительной реакции:

Определив степени окисления элементов, изменяющих степень окисления, запишем полуреакции окислителя и восстановителя с указанием их потенциалов:

Сu – 2ē = Сu2+ Е°в = +0,34 В

+ + 2ē = Н2 Е°ок = 0,0 В

Из полуреакций видно, что Е°ок < Е°в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G°> 0). Данная реакция возможна только в обратном направлении, для которого ∆G° < 0.

Окислительно-восстановительные процессы — одни из важнейших процессов природы. Эти реакии относятся к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. К ним относятся:

основные процессы жизнедеятельности — дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниения и брожения, фотосинтез в зеленых частях растений. Например, в процессе фотосинтеза из углекислого газа и воды под действием света образуются органические вещества и выделяется кислород: 6СО2 + 6Н2О → С6Н12О6 + О2.

основные процессы в природе: колоообиг элементов в природе, процессы коррозии, сгорания веществ, извержение вулкана с образованием серы, связывание атмосферного азота касанием ходе грозовых разрядов, потемнение серебряных вещей;

Окислительно-восстановительные процессы в природе

основные процессы черной и цветной металлургии: добыча металлов, кислот, щелочей, аммиака, и многие другие ценных продуктов, электрохимическое производство.

Преобразование химической энергии в электрическую или тепловую энергию продуктов сгорания.

Процессы, происходящие в гальванических элементах и аккумуляторах.

На окислительно-восстановительных реакциях основаны методы объемного анализа в аналитической химии.

Природоохранные мероприятия, борьба с вредителями сельского хозяйства, обеззараживания овощехранилищ и прочее; очистки различных веществ, природных и сточных вод, выхлопных газов и тому подобное.

 

 

2. Кальций и магний: положение в периодической системе и строение их атомов, нахождение в природе. Оксид и гидроксид, кальция, химические свойства, применение. Важнейшие соли кальция и магния. Понятие жесткости воды, методы ее устранения.

 

Кальций относится к распространенным элементам. По содержанию в земной коре занимает 5 место, на его долю приходится 3,4 % по массе. В природе соединения кальция можно встретить везде: из солей кальция образованы горные массивы и глинистые породы, он присутствует в речной и в морской воде, входит в состав растительных и животных организмов. В организме человека содержится до 1 кг кальция: в костях, в зубной эмали, в крови.

Одно из самых распространенных соединений – карбонат кальция (CaCO3).Он образует минералы: мел, мрамор, известняк, ракушечник, кальцит, жемчуг, кораллы и много смешанных минералов.

Встречаются в природе также гипс CaSO4∙ 2H2O, фосфориты и апатиты Ca3(PO4)2, флюорит CaF2.

На территории Казахстана соединения кальция распространены повсеместно. Крупнейшие месторождения фосфоритов находятся в Каратау и в Актюбинской области. Гипс – в Жамбылской области. Цементные глины – около Шымкента, Семея.

Магний по распространенности в природе занимает восьмое место. Он входит в состав почти двухсот минералов.Важнейшие из них: магнезит MgCO3, доломит MgCO3∙CaCO3, карналлит KCl∙MgCl2∙6H2O. В Казахстане имеются значительные запасы доломита и других минералов, особенно асбеста. Огромное количество магния содержится в водах океанов, морей и соленых озер. Атомы магния – составная часть молекулы хлорофилла зеленых растений. Без него невозможен процесс фотосинтеза, т.е. жизнь на нашей планете. В организме человека магний также необходим, при его недостатке нарушается работа сердечных мышц.

Физические свойства

Кальций – серебристо-белый легкий металл, его плотность (1,55 г/см3) близка к плотности щелочных металлов, однако кальций – более твердый металл, на воздухе кальций быстро покрывается пленкой, его хранят под керосином.

Магний – белый металл, на воздухе быстро покрывается оксидной пленкой, поэтому становится матовым. Магний достаточно пластичен, легко поддается прокатке и ковке.

Химические свойства

По химической активности кальций немного, а магний значительно уступают щелочным металлам. В химических реакциях они – активные восстановители.

Уже при обычной температуре они взаимодействуют с галогенами

Mg + Cl2 = MgCl2

При нагревании кальций и магний окисляются серой, азотом и другими неметаллами.

Ca + S = CaS

3Mg + N2 = Mg3N2

Кальций при нагревании на воздухе загорается, а затем внесенный в чистый кислород горит ярким пламенем с образованием белого дыма – частиц оксида кальция:2Ca + O2 = 2CaO

Если поджечь на воздухе порошок магния или тонкую магниевую пластинку, то горение происходит с ослепительной вспышкой.

При нагревании в струе водорода кальций образует гидрид Ca + H2 = CaH2

Магний непосредственно с водородом не взаимодействует.

Как и щелочные металлы, кальций бурно реагирует с водой, вытесняя из нее водород Ca + 2HOH = Ca(OH)2 + H2 Mg + H2O = MgO + H2

Металлы кальция и магния могут окисляться водород кислот:

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2

Благодаря большой химической активности металлический кальций и магний восстанавливают многие металлы из их оксидов и хлоридов: это свойство используется для Ti, Zr, V, U.

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

Получение

Кальций и магний получают в промышленности так же, как и щелочные металлы, - электролизом расплава солей CaCl2 = Ca + Cl2

Применение

Легкие и прочные сплавы магния широко применяются в авиации и машиностроении. Это сплавы электрон (Mg, Al, Zn, Mn), магналит. Добавка магния в чугун придает ему такиесвойста, как ковкость и прочность. Кальций также применяют для получения сплавов, например высокосортной стали. Сплавы кальция и свинца используются в производстве подшипников.

Магниевые пластины используются в качестве протектора для защиты от коррозии кораблей и трубопроводов.

Важнейшие соединения.

Оксид кальция – белое тугоплавкое вещество. В технике CaO - называют негашеной известью. Получают при прокаливании известняка

CaCO3 = CaO + CO2

Гидроксид кальция – малорастворим в воде, его насыщенный раствор часто используют в лабораториях под названием известковая вода. Щелочной раствор обнаруживается по окраске малиновой. В технике называют Ca(OH)2 – известковым молоком.

Оксид магния MgO– (магнезия) – легкий, рыхлый порошок, белого цвета, легко впитывает воду. На этом свойстве основано применение в спортивной гимнастике. Нанесенный на ладони спортсмена порошок предохраняет его от опасности сорваться с гимнастического снаряда.

Природные карбонаты магния – магнезит и доломит – широко применяется для изготовления огнеупорных и строительных материалов.

 

3. Написать уравнения реакции химических превращений органических соединений по схеме: C2H6 – C2H5CL– C2H4(OH)2– C2H4

Цепочка: этан-хлорэтан-этанол-этен

C₂H6 + CL₂ = C2H5CL +HCL (галогенирование; алканов этан +хлор = хлорэтан +соляная кислота)

С2Н5Cl + KOH = C2H5OH + KCl – обмена(хлорэтан + гидроксид калия = этанол +хлорид калия);

С2Н5ОН = С2Н4 + Н2О – дегидратации происходит при нагревании в присутствии Н2SO4 (этанол=этен+вода)

4. Какое количество воды и какой объем оксида углерода (IV) при н. у. выделятся при сгорании 3 моль пропана?

Дано:

n (C₃H₈)=3моль.Vm=22,4л./моль Найти V(CO₂)-?

Решение

Записываем уравнение реакции горения пропана:

C₃H₈ + 5O₂ =3CO₂ + 4H₂O +Q

Анализируем уравнение реакции: при горении 1 моль пропана образуется 3 моль оксида углерода(IV), значит V(C3H8)=V(CO2) 1:3. Найдем объем пропана V(С3Н8)=n*Vm=3*22,4=67,2 л, так как оксида углерода требуется в три раза больше: V (CO₂)=67,2л* 3=201,6 л. Из уравнения реакция следует также отнощения между количеством веществ пропана и воды оно составляет 1:4, значит n(Н2О)=3*4=12 моль

Ответ: 201,6л и 12моль.

 

Билет № 24

 

Алюминий, характеристика элемента по положению в периодической системе. Химические свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. Соединения алюминия в природе, его роль в технике.

 

Алюминий — элемент главной подгруппы III группы, третьего периода, с атомным номером 13. Алюминий – р-элемент. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия содержится 3 электрона, которые имеют электронную конфигурацию 3s23p1. Алюминий проявляет степень окисления +3.

Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния).

Простое вещество алюминий— лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия.

Химические свойства алюминия

При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°);O2, HNO3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. При разрушении оксидной плёнки алюминий выступает как активный металл-восстановитель.

1. Алюминий легко реагирует с простыми веществами-неметаллами:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3,

2Al + 3 Br2 = 2AlBr3

2Al + N2 = 2AlN

2Al + 3S = Al2S3

4Al + 3С = Al4С3

Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S­

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4

2. Алюминий реагирует с водой

(после удаления защитной оксидной пленки):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2­

Амфотерность. Амфотерность – это способность оксида или гидроксида элемента-металла проявлять одновременно основные и кислотные свойства. Оксид алюминия, будучи амфотерным, может реагировать не только с кислотами, но и щелочами, давая при этом метаалюминаты.

3. Алюминий вступает в реакцию со щелочами

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2­

2(NaOH•H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2

Сначала растворяется защитная оксидная пленка: Al2О3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4].

Затем протекают реакции: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2, NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4],

или суммарно: 2Al + 6H2O + 2NaOH = Na[Al(OH)4] + 3Н2,

и в результате образуются алюминаты: Na[Al(OH)4] — тетрагидроксоалюминат натрия Так как для атома алюминия в этих соединениях характерно координационное число 6, а не 4, то действительная формула тетрагидроксосоединений следующая: Na[Al(OH)4(Н2О)2]

4. Алюминий легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2­

2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2

При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия:

8Al + 15H2SO4(конц) = 4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O

Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2­ + 3H2O

5. Алюминий восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия):

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

Алюминий, оксид алюминия, гидроксид алюминия

По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до 8,14 % от массы земной коры.

В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).

Нкоторые из них:

Бокситы — Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3)

Нефелины — KNa3[AlSiO4]4

Алуниты — KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3

Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3)

Корунд — Al2O3

Полевой шпат (ортоклаз) — K2O×Al2O3×6SiO2

Каолинит — Al2O3×2SiO2 × 2H2O

Алунит — (Na,K)2SO4×Al2(SO4)3×4Al(OH)3

Берилл — 3ВеО • Al2О3 • 6SiO2

Алюминий, как наиболее легкий и пластичный металл, обладает широкой сферой использования. Он отличается устойчивостью к коррозии, имеет высокую электропроводность, а также легко переносит резкие температурные колебания. Еще одной особенностью является при контакте с воздухом появление на его поверхности особой пленки, которая защищает металл.

Основные области применения алюминия и его сплавов

Данный конструкционный металл имеет широкое распространение. В частности именно с его использования начали свою работу авиастроение, ракетостроение, пищевая промышленность и изготовление посуды. Благодаря своим особенностям алюминий позволяет улучшить маневренность судов за счет меньшей массы.

 

Конструкции из алюминия в среднем на 50% получаются легче, нежели аналогичные стальные изделия.

Отдельно стоит упомянуть способность металла проводить ток. Такая особенность позволила сделать его главным конкурентом меди. Он активно применяется при производстве микросхем и в целом в области микроэлектроники.

Наиболее популярными сферами использования можно назвать:

· Авиастроение: насосы, двигатели, корпуса и прочие элементы;

· Ракетостроение: как горючий компонент для ракетного топлива;

· Судостроение: корпуса и палубные надстройки;

· Электроника: провода, кабели, выпрямители;

· Оборонное производство: автоматы, танки, самолеты, различные установки;

· Строительство: лестницы, рамы, отделка;

· Область ЖД: цистерны для нефтепродуктов, детали, рамы для вагонов;

· Автомобилестроение: бампера, радиаторы;

· Быт: фольга, посуда, зеркала, мелкие приборы;

Широкое распространение объясняется преимуществами металла, однако есть у него и существенный недостаток – это невысокая прочность. Чтобы минимизировать его, в металл добавляется медь и магний.

Классификация химических реакций. Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Обратимые и необратимые химические реакции.

Химические реакции по изменению числа исходных и конечных веществ подразделяют на:

1. Реакции соединения - реакции, при которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество:

NH3 + HCl = NH4Cl

CaO + CO2 = CaCO3

2. Реакции разложения - реакции, в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ:

C2H5Br = C2H4 + HBr

Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2

3. Реакции замещения - реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают в молекулах других веществ:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

4. Реакции обмена - реакции, в результате которых два вещества обмениваются атомами или группировками атомов, образуя два новых вещества:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

KCl + AgNO3 = AgCl + KNO3

По обратимости реакции делят на обратимые и необратимые. Реакции, протекающие в двух противоположных направлениях, называются обратимыми, а, соответственно, протекающие только в одном направлении - необратимыми. При необратимых реакций продукты реакции уходят из сферы реакции (выпадают в осадок, выделяются в виде газа), образуются малодиссоциирующее соединения или выделяется большое количество энергии

 

3. Определите два органических вещества при помощи качественных реакций.

Вещество, функциональная группа Реактив Схема реакции Характерные признаки
Непредельные углеводороды (алкены, алкины, диены), кратные связи р-р KMnO4 (розовый) СН2=СН2 + Н2О + КMnO4 → КОН + MnO2↓+ СН2(ОН)-СН2(ОН) обесцвечивание р-ра
р-р I2 (бурый) СН2=СН-CН3 + I2 → СН2(I)-СН(I)-CH3 обесцвечивание р-ра
р-р Br2 (желтый) СН2=СН2 + Br2 → СН2(Br)-СН2(Br) обесцвечивание р-ра
Ацетилен аммиачныйр-р Ag2O СН≡СН + [Ag(NH3)2]OH → AgC≡CAg↓ + NH3↑ + H2O образование осадка желтого цвета (взрывоопасен)
Бензол нитрующая смесь HNO3 + H2SO4 t0C, H2SO4(конц.) C6Н6 + HNO3 → C6H5-NO2 + H2O образование тяжелой жидкости светло-желтого цвета с запахом горького миндаля
Толуол р-р KMnO4 (розовый) C6Н5-СН3 + KMnO4 + H2SO4 → C6H5-COOH + H2O + K2SO4 + MnSO4 обесцвечивание р-ра
Фенол (карболовая кислота) р-р FeCl3 (светло-желтый) C6H5OH + FeCl3 → (C6H5O)3Fe + HCl окрашиваниер-ра в фиолетовый цвет
насыщенный р-р Br2 (бромная вода) C6H5OH + Br2 → C6H2Br3OH↓ + HBr образование белого осадка со специфическим запахом
Анилин (аминобензол) р-р хлорной извести CaOCl2(бесцветный) окрашиваниер-ра в фиолетовый цвет
Этанол насыщенный р-р I2 + р-р NaOH C2H5OH + I2 + NaOH → CHI3↓ + HCOONa + NaI + H2O образование мелкокристаллического осадка СНI3 светло-желтого цвета со специфическим запахом
CuO (прокаленная медная проволока) C2H5OH + CuO → Cu↓ + CH3-CHO + H2O выделение металлической меди, специфический запах ацетальдегида
Гидроксогруппа (спирты, фенол, гидроксикислоты) Металлический Na R-OH + Na → R-ONa+ + H2 C6H5-OH + Na → C6H5-ONa+ + H2 выделение пузырьков газа (Н2), образование бесцветной студенистой массы
Эфиры (простые и сложные) Н2О (гидролиз) в присутствии NaOH при нагревании CH3-C(O)-O-C2H5 + H2O ↔ CH3COOH + C2H5OH специфический запах
Многоатомные спирты, глюкоза Свежеосажденный гидроксид меди (II) в сильно щелочной среде ярко-синее окрашивание р-ра
Карбонильная группа – СНО (альдегиды, глюкоза) Аммиачный р-р Ag2O R-CHO + [Ag(NH3)2]OH → R-COOH + Ag↓ + NH3↑ + H2O образование блестящего налета Ag («серебряное зеркало») на стенках сосудов
Свежеосажденный Сu(OH)2 R-CHO + Cu(OH)2 → R-COOH + Cu2O↓ + H2O образование красного осадка Сu2O
Карбоновые кислоты лакмус окрашивание р-ра в розовый цвет
р-р Na2CO3 R-COOH + Na2CO3 → R-COONa+ + H2O + CO2 выделение СО2
спирт +H2SO4 (КОНЦ.) R-COOH + HO-R1 ↔ RC(O)OR1 + H2O специфический запах образующегося сложного эфира
Муравьиная кислота лакмус окрашивание р-ра в розовый цвет
Свежеосажденный Сu(OH)2 HCOOH + Cu(OH)2 → Cu2O↓ + H2O + CO2 образование красного осадка Сu2O
аммиачныйр-р Ag2O HCOOH + [Ag(NH3)2]OH → Ag↓ + H2O + CO2 «серебряное зеркало» на стенках сосуда
Олеиновая кислота р-р KMnO4 (розовый) или I2(бурый) или Br2 (желтый) C17H33COOH + KMnO4 + H2O → C8H17-CH(OH)-CH(OH)-(CH2)7-COOH + MnO2↓ + KOH C17H33COOH + I2 → C8H17-CH(I)-CH(I)-(CH2)7-COOH обесцвечивание р-ра
Ацетаты (соли уксусной кислоты) р-р FeCl3 CH3COONa + FeCl3 → (CH3COO)3Fe + NaCl окрашивание р-ра в красно-бурый цвет
Стеарат натрия (мыло) Н2О (гидролиз) + фенолфталеин C17H35COONa + H2O ↔ C17H35COOH↓ + NaOH окрашивание р-ра в малиновый цвет
насыщенный р-р соли кальция C17H35COONa + Ca2+ ↔ (C17H35COO)2Ca↓ + Na+ образование серого осадка
Концентрированная неорганическая кислота C17H35COONa + H+ ↔ C17H35COOH↓ + Na+ образование белого осадка
Белок пламя реакция горения запах «паленого», жженых перьев
НNO3 (конц.);t, °С ксантопротеиновая реакция (происходит нитрование бензольных колец в молекуле белка) без нагревания – появляется желтое окрашивание р-ра; при нагревании и добавлении раствора аммиака белок окрашивается в желтый цвет
Свежеосажденный Сu(OH)2 биуретовая реакция (образуется комплексное соединение) сине-фиолетовое окрашивание р-ра

 

4. Сколько граммов ацетата натрия вступило во взаимодействие с серной кислотой при нагревании, если в результате было получено 0,2 моль уксусной кислоты?

Дано n(CH3COOH)= 0,2 моль Найти m(CH3COONa)-?

Решение Рассчитаем относительную молярную массу ацитата натрия М(CH3COONa)=2*Ач(С)+3*Ач(Н)+2*Ач(О)+Ач(Na)=2*12+3*1+2*16+23=82г/моль

Определим массу, выразив ее из формулы для определения количества вещества n= m/M, m = n * M. m (CH3COONa)= 82г/моль*0,2 моль=16,4г.

Ответ 16,4 г ацитата натрия.

 

Билет № 25

1. Генетическая связь между оксидами, основаниями, кислотами и солями. Привести примеры и составить уравнения реакций.

Смотреть билет №5 и 21

Генетический ряд металлов бывает двух видов.

1. Генетический ряд металлов, которым в качестве гидроксида соответствует щелочь. Такой ряд может быть представлен подобной цепочкой превращений:

металл → основной оксид → основание (щелочь) → соль

Возьмем для примера генетический ряд кальция:

Ca → CaO → Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2.

2. Генетический ряд металлов, которым соответствуют нерастворимые основания. В данном ряде больше генетических связей, т.к. он более полно отражает идею прямых и обратных превращений (взаимных). Такой ряд можно изобразить очередной цепочкой превращений:

металл → основной оксид → соль → основание → основной оксид → металл.

Возьмем для примера генетический ряд меди:

Cu → CuO → CuCl2 → Cu (OH)2 → CuO → Cu.

Генетический ряд неметаллов раскрывает взаимосвязь веществ различных классов, в основе которых лежит один и тот же неметалл.

Давайте выделим еще две разновидности.

1. Генетический ряд неметаллов, которым в качестве гидроксида соответствует растворимая кислота, может быть изображен в виде следующей линии превращений:

неметалл → кислотный оксид → кислота → соль.

Возьмем для примера генетический ряд фосфора:

P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2.

2. Генетический ряд неметаллов, которым соответствует нерастворимая кислота, может быть изображен очередной цепочкой трансформаций:

неметалл → кислотный оксид → соль → кислота → кислотный оксид → неметалл.

Поскольку из рассмотренных нами кислот нерастворимой является исключительно кремниевая кислота, давайте рассмотрим в качестве примера генетический ряд кремния:

Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 → Si.

Итак, давайте подведем итоги и выделим самую основную информацию.

Целосность и разнообразие химических веществ наиболее выражено изображены в генетической связи веществ, которая раскрывается в генетических рядах. Рассмотрим самые важные признаки генетических рядов:

Вещества одного ряда должны быть образованы исключительно одним химическим элементом.

Вещества, которые образованы одним и тем же элGenементом, должны относиться к разным классам химических веществ.

Простое вещество → кислота → соль → соль.

Вещества, которые образовывают генетический ряд элемента, должны быть скоординированы взаимопревра



2018-07-06 1241 Обсуждений (0)
Классификация химических реакций. Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Обратимые и необратимые химические реакции. 0.00 из 5.00 0 оценок









Обсуждение в статье: Классификация химических реакций. Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Обратимые и необратимые химические реакции.

Обсуждений еще не было, будьте первым... ↓↓↓

Отправить сообщение

Популярное:
Как выбрать специалиста по управлению гостиницей: Понятно, что управление гостиницей невозможно без специальных знаний. Соответственно, важна квалификация...
Генезис конфликтологии как науки в древней Греции: Для уяснения предыстории конфликтологии существенное значение имеет обращение к античной...



©2015-2020 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (1241)

Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку...

Система поиска информации

Мобильная версия сайта

Удобная навигация

Нет шокирующей рекламы



(0.01 сек.)