Emri nuk përputhet me reagimin. Llojet e reaksioneve kimike

Kur një përbërës reagon nga disa substanca reaguese me përbërje relativisht të thjeshtë, fitohet një substancë me përbërje më komplekse:

Si rregull, këto reagime shoqërohen me lëshimin e nxehtësisë, d.m.th. çojnë në formimin e komponimeve më të qëndrueshme dhe më pak të pasura me energji.

Reaksionet e komponimeve të substancave të thjeshta janë gjithmonë të natyrës redoks. Reaksionet e përbëra që ndodhin midis substancave komplekse mund të ndodhin pa një ndryshim në valencë:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2,

dhe gjithashtu të klasifikohet si redoks:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3.

2. Reaksionet e zbërthimit

Reaksionet e dekompozimit çojnë në formimin e disa komponimeve nga një substancë komplekse:

A = B + C + D.

Produktet e dekompozimit të një substance komplekse mund të jenë substanca të thjeshta dhe komplekse.

Nga reaksionet e zbërthimit që ndodhin pa ndryshuar gjendjet e valencës, vlen të përmendet shpërbërja e hidrateve kristalore, bazave, acideve dhe kripërave të acideve që përmbajnë oksigjen:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.

Reaksionet e zbërthimit redoks janë veçanërisht karakteristike për kripërat e acidit nitrik.

Reaksionet e dekompozimit në kiminë organike quhen plasaritje:

C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20,

ose dehidrogjenimi

C4H10 = C4H6 + 2H2.

3. Reaksionet e zëvendësimit

Në reaksionet e zëvendësimit, zakonisht një substancë e thjeshtë ndërvepron me një kompleks, duke formuar një substancë tjetër të thjeshtë dhe një tjetër komplekse:

A + BC = AB + C.

Këto reaksione në shumicën dërrmuese i përkasin reaksioneve redoks:

2Al + Fe 2 O 3 = 2 Fe + Al 2 O 3,

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2,

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2,

2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2.

Shembujt e reaksioneve të zëvendësimit që nuk shoqërohen nga një ndryshim në gjendjet valore të atomeve janë jashtëzakonisht të paktë. Duhet të theksohet reagimi i dioksidit të silikonit me kripërat e acideve që përmbajnë oksigjen, të cilat korrespondojnë me anhidridet e gazta ose të paqëndrueshme:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2,

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3СаSiO 3 + P 2 O 5,

Ndonjëherë këto reagime konsiderohen si reagime shkëmbimi:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl.

4. Reagimet e shkëmbimit

Reaksionet e shkëmbimit janë reaksione ndërmjet dy komponimeve që shkëmbejnë përbërësit e tyre me njëri-tjetrin:

AB + CD = AD + CB.

Nëse proceset redoks ndodhin gjatë reaksioneve të zëvendësimit, atëherë reaksionet e shkëmbimit ndodhin gjithmonë pa ndryshuar gjendjen e valencës së atomeve. Ky është grupi më i zakonshëm i reaksioneve midis substancave komplekse - oksideve, bazave, acideve dhe kripërave:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,

AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,

CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 + ZNaCl.

Një rast i veçantë i këtyre reaksioneve të shkëmbimit është reagimi i neutralizimit:

HCl + KOH = KCl + H 2 O.

Në mënyrë tipike, këto reaksione u binden ligjeve të ekuilibrit kimik dhe vazhdojnë në drejtimin ku të paktën një nga substancat hiqet nga sfera e reaksionit në formën e një substance të gaztë, të paqëndrueshme, një precipitate ose një përbërje me disociim të ulët (për tretësirat):

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2,

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O,

CH 3 COONa + H 3 PO 4 = CH 3 COOH + NaH 2 PO 4.

Shumë procese pa të cilat është e pamundur të imagjinohet jeta jonë (si frymëmarrja, tretja, fotosinteza dhe të ngjashme) shoqërohen me reaksione të ndryshme kimike të përbërjeve organike (dhe inorganike). Le të shohim llojet e tyre kryesore dhe të hedhim një vështrim më të afërt në procesin e quajtur lidhje (bashkëngjitje).

Çfarë është një reaksion kimik?

Para së gjithash, ia vlen të jepet një përkufizim i përgjithshëm i këtij fenomeni. Fraza në fjalë i referohet reagimeve të ndryshme të substancave me kompleksitet të ndryshëm, të cilat rezultojnë në formimin e produkteve të ndryshme nga ato origjinale. Substancat e përfshira në këtë proces quhen "reagentë".

Me shkrim, reaksionet kimike të përbërjeve organike (dhe ato inorganike) shkruhen duke përdorur ekuacione të specializuara. Nga pamja e jashtme, ato duken paksa si shembuj matematikorë të mbledhjes. Megjithatë, shigjetat ("→" ose "⇆") përdoren në vend të shenjës së barazimit ("="). Përveç kësaj, ndonjëherë mund të ketë më shumë substanca në anën e djathtë të ekuacionit sesa në të majtë. Çdo gjë që është përpara shigjetës është substanca përpara fillimit të reaksionit (ana e majtë e formulës). Çdo gjë pas saj (ana e djathtë) janë komponime të formuara si rezultat i procesit kimik që ka ndodhur.

Si shembull i një ekuacioni kimik, ne mund të konsiderojmë ujin që shndërrohet në hidrogjen dhe oksigjen nën ndikimin e një rryme elektrike: 2H 2 O → 2H 2 + O 2 . Uji është reaktanti fillestar, dhe oksigjeni dhe hidrogjeni janë produktet.

Si një shembull tjetër, por më kompleks i një reaksioni kimik të përbërjeve, mund të konsiderojmë një fenomen të njohur për çdo amvise që ka pjekur ëmbëlsirat të paktën një herë. Po flasim për shuarjen e sodës së bukës me uthull tavoline. Veprimi që po ndodh ilustrohet duke përdorur ekuacionin e mëposhtëm: NaHCO 3 + 2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Është e qartë se gjatë bashkëveprimit të bikarbonatit të natriumit dhe uthullës, kripë natriumi e acidit acetik , formohen uji dhe dioksidi i karbonit.

Për nga natyra e tij ajo zë një vend të ndërmjetëm midis fizikës dhe bërthamës.

Ndryshe nga e para, komponimet që marrin pjesë në reaksionet kimike janë në gjendje të ndryshojnë përbërjen e tyre. Domethënë, nga atomet e një lënde mund të formohen disa të tjera, si në ekuacionin e sipërpërmendur për zbërthimin e ujit.

Ndryshe nga reaksionet bërthamore, reaksionet kimike nuk ndikojnë në bërthamat e atomeve të substancave ndërvepruese.

Cilat janë llojet e proceseve kimike?

Shpërndarja e reaksioneve të komponimeve sipas llojit ndodh sipas kritereve të ndryshme:

• Kthyeshmëria/pakthyeshmëria.
• Prania/mungesa e substancave dhe proceseve katalitike.
• Nga thithja/lirimi i nxehtësisë (reaksionet endotermike/ekzotermike).
• Nga numri i fazave: homogjene/heterogjene dhe dy varietete hibride.
• Me ndryshimin e gjendjeve të oksidimit të substancave që ndërveprojnë.

Llojet e proceseve kimike sipas metodës së bashkëveprimit

Ky kriter është i veçantë. Me ndihmën e tij dallohen katër lloje reaksionesh: lidhja, zëvendësimi, zbërthimi (ndarja) dhe shkëmbimi.

Emri i secilit prej tyre korrespondon me procesin që ai përshkruan. Domethënë, ato kombinohen, në zëvendësim kalojnë në grupe të tjera, në zbërthim formohen disa reagentë dhe në këmbim pjesëmarrësit në reaksion shkëmbejnë atome me njëri-tjetrin.

Llojet e proceseve sipas metodës së bashkëveprimit në kiminë organike

Me gjithë kompleksitetin e tyre të madh, reaksionet e përbërjeve organike ndodhin sipas të njëjtit parim si ato inorganike. Sidoqoftë, ata kanë emra paksa të ndryshëm.

Kështu, reaksionet e kombinimit dhe dekompozimit quhen "shtim", si dhe "eliminim" (eliminim) dhe zbërthim organik i drejtpërdrejtë (në këtë seksion të kimisë ekzistojnë dy lloje të proceseve të ndarjes).

Reaksione të tjera të përbërjeve organike janë zëvendësimi (emri nuk ndryshon), rirregullimi (shkëmbimi) dhe proceset redoks. Megjithë ngjashmërinë e mekanizmave të shfaqjes së tyre, në lëndën organike ato janë më të shumëanshme.

Reaksioni kimik i një përbërjeje

Duke marrë parasysh llojet e ndryshme të proceseve në të cilat substancat hyjnë në kiminë organike dhe inorganike, ia vlen të ndalemi më në detaje për përbërjen.

Ky reagim ndryshon nga të gjithë të tjerët në atë që, pavarësisht nga numri i reagentëve në fillim, në fund ata të gjithë bashkohen në një.

Si shembull, mund të kujtojmë procesin e shuarjes së gëlqeres: CaO + H 2 O → Ca(OH) 2. Në këtë rast, ndodh një reaksion midis oksidit të kalciumit (klimë të shpejtë) dhe oksidit të hidrogjenit (ujit). Si rezultat, formohet hidroksidi i kalciumit (gëlqerja e shuar) dhe lirohet avulli i ngrohtë. Nga rruga, kjo do të thotë se ky proces është vërtet ekzotermik.

Ekuacioni i reaksionit të përbërë

Skematikisht, procesi në shqyrtim mund të përshkruhet si më poshtë: A + BV → ABC. Në këtë formulë, ABC është një reagent i sapoformuar A është një reagent i thjeshtë dhe BV është një variant i një përbërje komplekse.

Vlen të theksohet se kjo formulë është karakteristike edhe për procesin e shtimit dhe lidhjes.

Shembuj të reaksionit në shqyrtim janë ndërveprimi i oksidit të natriumit dhe dioksidit të karbonit (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3), si dhe oksidi i squfurit me oksigjenin (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).

Disa komponime komplekse janë gjithashtu të afta të reagojnë me njëri-tjetrin: AB + VG → ABVG. Për shembull, i njëjti oksid natriumi dhe oksid hidrogjeni: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.

Kushtet e reaksionit në përbërjet inorganike

Siç u tregua në ekuacionin e mëparshëm, substancat me shkallë të ndryshme kompleksiteti mund të hyjnë në ndërveprimin në shqyrtim.

Për më tepër, për reagentët e thjeshtë me origjinë inorganike, janë të mundshme reaksionet redoks të përbërjes (A + B → AB).

Si shembull mund të marrim procesin e përftimit të trivalentit.Për këtë kryhet një reaksion kompleks ndërmjet klorit dhe ferumit (hekurit): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.

Nëse po flasim për ndërveprimin e substancave komplekse inorganike (AB + VG → ABVG), proceset në to mund të ndodhin, duke ndikuar dhe jo në valencën e tyre.

Si ilustrim i kësaj, vlen të merret në konsideratë shembulli i formimit të bikarbonatit të kalciumit nga dioksidi i karbonit, oksidi i hidrogjenit (uji) dhe ngjyra e bardhë ushqimore E170 (karbonat kalciumi): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2. Në këtë rast, ai ka vend është një reaksion klasik i përbërë. Gjatë zbatimit të tij, valenca e reagentëve nuk ndryshon.

Një ekuacion kimik pak më i avancuar (se i pari) 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 është një shembull i një procesi redoks gjatë bashkëveprimit të reagentëve inorganik të thjeshtë dhe kompleks: gazit (klor) dhe kripës (klorur hekuri).

Llojet e reaksioneve të shtimit në kiminë organike

Siç tregohet tashmë në paragrafin e katërt, në substancat me origjinë organike reaksioni në fjalë quhet "shtim". Si rregull, substanca komplekse me lidhje të dyfishta (ose të trefishta) marrin pjesë në të.

Për shembull, reaksioni ndërmjet dibrominës dhe etilenit që çon në formimin e 1,2-dibromoetanit: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + Br 2 → (C2H4Br2) BrCH 2 - CH 2 Br. Nga rruga, shenja të ngjashme me të barabarta dhe minus ("=" dhe "-") në këtë ekuacion tregojnë lidhjet midis atomeve të një substance komplekse. Kjo është një veçori e shkrimit të formulave të substancave organike.

Në varësi të cilit prej përbërjeve veprojnë si reagjentë, dallohen disa lloje të procesit të shtuar të konsideruar:

• Hidrogjenizimi (molekulat e hidrogjenit H shtohen në një lidhje të shumëfishtë).
• Hidrohalogjenimi (shtohet halidi i hidrogjenit).
• Halogjenimi (shtimi i halogjeneve Br 2, Cl 2 dhe të ngjashme).
• Polimerizimi (formimi i substancave me peshë të lartë molekulare nga disa komponime me peshë molekulare të ulët).

Shembuj të reaksioneve të shtimit (komponimeve)

Pas renditjes së varieteteve të procesit në shqyrtim, ia vlen të mësoni në praktikë disa shembuj të reaksioneve të përbërjes.

Si ilustrim i hidrogjenizimit, mund t'i kushtoni vëmendje ekuacionit për bashkëveprimin e propenit me hidrogjenin, i cili do të rezultojë në propan: (C 3 H 6 ) CH 3 -CH = CH 2 + H 2 → (C 3 H 8 ) CH 3 -CH 2 -CH 3.

Në kiminë organike, një reaksion komponimi (shtimi) mund të ndodhë midis acidit klorhidrik (një substancë inorganike) dhe etilenit për të formuar kloroetan: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 H5Cl). Ekuacioni i paraqitur është një shembull i hidrohalogjenizimit.

Sa i përket halogjenimit, ai mund të ilustrohet nga reaksioni midis diklorit dhe etilenit, duke çuar në formimin e 1,2-dikloroetanit: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + Cl 2 → (C2H4Cl2) ClCH 2 -CH 2 Cl.

Shumë substanca të dobishme formohen falë kimisë organike. Reaksioni i bashkimit (shtimit) të molekulave të etilenit me një iniciues radikal të polimerizimit nën ndikimin e dritës ultravjollcë e vërteton këtë: n CH 2 = CH 2 (drita R dhe UV) → (-CH 2 -CH 2 -)n. Substanca e formuar në këtë mënyrë është e njohur për çdo person me emrin polietileni.

Nga ky material prodhohen lloje të ndryshme ambalazhesh, çanta, pjata, tuba, materiale izoluese dhe shumë të tjera. Një veçori e veçantë e kësaj substance është mundësia e riciklimit të saj. Polietileni i detyrohet popullaritetit të tij për faktin se ai nuk dekompozohet, kjo është arsyeja pse ambientalistët kanë një qëndrim negativ ndaj tij. Sidoqoftë, vitet e fundit, është gjetur një mënyrë për të asgjësuar në mënyrë të sigurt produktet e polietilenit. Për ta bërë këtë, materiali trajtohet me acid nitrik (HNO 3). Pas së cilës disa lloje të baktereve janë në gjendje të dekompozojnë këtë substancë në përbërës të sigurt.

Reaksioni i lidhjes (shtimi) luan një rol të rëndësishëm në natyrë dhe në jetën e njeriut. Përveç kësaj, përdoret shpesh nga shkencëtarët në laboratorë për të sintetizuar substanca të reja për studime të ndryshme të rëndësishme.

(reaksionet fotokimike), rryma elektrike (proceset e elektrodës), rrezatimi jonizues (reaksionet rrezatimi-kimike), veprimi mekanik (reaksionet mekanike), në plazmën me temperaturë të ulët (reaksionet plazmokimike), etj. Ndërveprimi i molekulave me njëra-tjetrën ndodh përgjatë një Rruga zinxhirore: asociacion - izomerizim elektronik - disociim, në të cilën grimcat aktive janë radikale, jone dhe komponime të pangopura në mënyrë koordinative. Shpejtësia e një reaksioni kimik përcaktohet nga përqendrimi i grimcave aktive dhe diferenca midis energjive të lidhjeve që thyhen dhe atyre të formuara.

Proceset kimike që ndodhin në materie ndryshojnë si nga proceset fizike ashtu edhe nga transformimet bërthamore. Në proceset fizike, secila prej substancave pjesëmarrëse ruan përbërjen e saj të pandryshuar (megjithëse substancat mund të formojnë përzierje), por mund të ndryshojnë formën e tyre të jashtme ose gjendjen e grumbullimit.

Në proceset kimike (reaksionet kimike), substanca të reja fitohen me veti të ndryshme nga reagentët, por atomet e elementeve të rinj nuk formohen kurrë. Në atomet e elementeve që marrin pjesë në reaksion, domosdoshmërisht ndodhin modifikime të shtresës elektronike.

Në reaksionet bërthamore, ndodhin ndryshime në bërthamat atomike të të gjithë elementëve të përfshirë, gjë që çon në formimin e atomeve të elementeve të rinj.

YouTube enciklopedik

• 1 / 5

  Ka një numër të madh karakteristikash me të cilat mund të klasifikohen reaksionet kimike.

  1. Në bazë të pranisë së një kufiri fazor, të gjitha reaksionet kimike ndahen në homogjene Dhe heterogjene

  Një reaksion kimik që ndodh brenda një faze quhet reaksion kimik homogjen . Reaksioni kimik që ndodh në ndërfaqe quhet reaksion kimik heterogjen . Në një reaksion kimik me shumë hapa, disa hapa mund të jenë homogjenë ndërsa të tjerët mund të jenë heterogjenë. Reaksione të tilla quhen homogjen-heterogjen .

  Në varësi të numrit të fazave që formojnë materialet fillestare dhe produktet e reaksionit, proceset kimike mund të jenë homofazike (substancat fillestare dhe produktet janë brenda një faze) dhe heterofazike (substancat fillestare dhe produktet formojnë disa faza). Homo- dhe heterofaziteti i një reaksioni nuk lidhet me faktin nëse reagimi është homo- apo heterogjen. Prandaj, mund të dallohen katër lloje të proceseve:

  • Reaksionet homogjene (homofazike) . Në këtë lloj reaksioni, përzierja e reaksionit është homogjene dhe reaktantët dhe produktet i përkasin të njëjtës fazë. Një shembull i reaksioneve të tilla janë reaksionet e shkëmbimit të joneve, për shembull, neutralizimi i një zgjidhje acidi me një zgjidhje alkali:
  N a O H + H C l → N a C l + H 2 O (\displaystyle \mathrm (NaOH+HCl\shigjeta djathtas NaCl+H_(2)O) )
  • Reaksionet homofazike heterogjene . Komponentët janë brenda një faze, por reaksioni ndodh në kufirin e fazës, për shembull, në sipërfaqen e katalizatorit. Një shembull do të ishte hidrogjenizimi i etilenit mbi një katalizator nikeli:
  C 2 H 4 + H 2 → C 2 H 6 (\displaystyle \mathrm (C_(2)H_(4)+H_(2)\shigjeta djathtas C_(2)H_(6))
  • Reaksionet heterofazike homogjene . Reaktantët dhe produktet në një reaksion të tillë ekzistojnë brenda disa fazave, por reaksioni ndodh në një fazë. Kështu mund të bëhet oksidimi i hidrokarbureve në fazën e lëngët me oksigjen të gaztë.
  • Reaksionet heterogjene heterofazike . Në këtë rast, reaktantët janë në gjendje të ndryshme fazore, dhe produktet e reaksionit mund të jenë gjithashtu në çdo gjendje fazore. Procesi i reagimit ndodh në kufirin e fazës. Një shembull është reagimi i kripërave të acidit karbonik (karbonateve) me acidet Bronsted:
  M g C O 3 + 2 H C l → M g C l 2 + C O 2 + H 2 O (\displaystyle \mathrm (MgCO_(3)+2HCl\shigjeta djathtas MgCl_(2)+CO_(2)\arrow +H_(2 )O))

  2.Me ndryshimin e gjendjeve të oksidimit të reaktantëve

  Në këtë rast, dalloni

  • Reaksionet redoks në të cilat atomet e një elementi (agjent oksidues) janë duke u restauruar , kjo eshte ulin gjendjen e tyre të oksidimit, dhe atomet e një elementi tjetër (agjent reduktues) oksidohen , kjo eshte rrisin gjendjen e tyre të oksidimit. Një rast i veçantë i reaksioneve redoks janë reaksionet proporcionale, në të cilat agjentët oksidues dhe reduktues janë atome të të njëjtit element në gjendje të ndryshme oksidimi.

  Një shembull i një reaksioni redoks është djegia e hidrogjenit (agjent reduktues) në oksigjen (agjent oksidues) për të formuar ujë:

  2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O (\stil ekrani \ mathrm (2H_(2)+O_(2)\shigjeta djathtas 2H_(2)O) )

  Një shembull i një reaksioni të përpjestimit është reaksioni i dekompozimit të nitratit të amonit kur nxehet. Në këtë rast, agjenti oksidues është azoti (+5) i grupit nitro, dhe agjenti reduktues është azoti (-3) i kationit të amonit:

  N H 4 N O 3 → N 2 O + 2 H 2 O (< 250 ∘ C) {\displaystyle \mathrm {NH_{4}NO_{3}\rightarrow N_{2}O\uparrow +2H_{2}O\qquad (<250{}^{\circ }C)} }

  Ato nuk zbatohen për reaksionet redoks në të cilat nuk ka ndryshim në gjendjet e oksidimit të atomeve, për shembull:

  B a C l 2 + N a 2 S O 4 → B a S O 4 ↓ + 2 N a C l (\displaystyle \mathrm (BaCl_(2)+Na_(2)SO_(4)\arrow djathtas BaSO_(4)\poshtë +2 NaCl))

  3.Sipas efektit termik të reaksionit

  Të gjitha reaksionet kimike shoqërohen me çlirimin ose thithjen e energjisë. Kur lidhjet kimike në reagjentë prishen, lirohet energji, e cila përdoret kryesisht për të formuar lidhje të reja kimike. Në disa reaksione energjitë e këtyre proceseve janë të afërta, dhe në këtë rast efekti i përgjithshëm termik i reaksionit i afrohet zeros. Në raste të tjera mund të dallojmë:

  • reaksionet ekzotermike që vijnë me çlirimi i nxehtësisë,(efekt termik pozitiv) për shembull, djegia e mësipërme e hidrogjenit
  • reaksionet endotermike gjatë të cilave nxehtësia përthithet(efekt termik negativ) nga mjedisi.

  Efekti termik i një reaksioni (entalpia e reaksionit, Δ r H), i cili shpesh është shumë i rëndësishëm, mund të llogaritet duke përdorur ligjin e Hess-it nëse dihen entalpitë e formimit të reaktantëve dhe produkteve. Kur shuma e entalpive të produkteve është më e vogël se shuma e entalpive të reaktantëve (Δ r H< 0) наблюдается gjenerimi i nxehtësisë, përndryshe (Δ r H > 0) - thithjen.

  4. Sipas llojit të transformimit të grimcave reaguese

  Reaksionet kimike shoqërohen gjithmonë me efekte fizike: thithjen ose çlirimin e energjisë, ndryshimin e ngjyrës së përzierjes së reaksionit, etj. Nga këto efekte fizike shpesh gjykohet ecuria e reaksioneve kimike.

  Reaksioni i përbërë - një reaksion kimik si rezultat i të cilit nga dy ose më shumë substanca fillestare formohet vetëm një substancë e re.Në reaksione të tilla mund të hyjnë edhe substancat e thjeshta edhe ato komplekse.

  Reaksioni i zbërthimit -reaksion kimik që rezulton në formimin e disa substancave të reja nga një substancë. Reaksionet e këtij lloji përfshijnë vetëm komponime komplekse, dhe produktet e tyre mund të jenë substanca komplekse dhe të thjeshta

  Reagimi i zëvendësimit - një reaksion kimik si rezultat i të cilit atomet e një elementi që janë pjesë e një substance të thjeshtë zëvendësojnë atomet e një elementi tjetër në përbërjen e tij komplekse. Siç del nga përkufizimi, në reaksione të tilla njëra nga substancat fillestare duhet të jetë e thjeshtë dhe tjetra komplekse.

  Reagimet e shkëmbimit - një reaksion në të cilin dy substanca komplekse shkëmbejnë pjesët e tyre përbërëse

  5. Në bazë të drejtimit të shfaqjes reaksionet kimike ndahen në të pakthyeshme dhe të kthyeshme

  E pakthyeshme reaksionet kimike që zhvillohen vetëm në një drejtim quhen nga e majta në të djathtë"), si rezultat i të cilave substancat fillestare shndërrohen në produkte reaksioni. Procese të tilla kimike thuhet se vazhdojnë "deri në fund". Këto përfshijnë reaksionet e djegies, dhe reaksione të shoqëruara me formimin e substancave të dobëta të tretshme ose të gazta E kthyeshme quhen reaksione kimike që ndodhin njëkohësisht në dy drejtime të kundërta (“nga e majta në të djathtë” dhe “nga e djathta në të majtë”) Në ekuacionet e reaksioneve të tilla, shenja e barazimit zëvendësohet me dy shigjeta me drejtim të kundërt.Ndër dy reaksione që ndodhin njëkohësisht. , dallohen drejt( rrjedh nga e majta në të djathtë) dhe e kundërta(procedon "nga e djathta në të majtë"). Meqenëse gjatë një reaksioni të kthyeshëm substancat fillestare konsumohen dhe formohen njëkohësisht, ato nuk shndërrohen plotësisht në produkte reaksioni. Prandaj, reaksionet e kthyeshme thuhet se vazhdojnë "jo plotësisht". Si rezultat, gjithmonë formohet një përzierje e substancave fillestare dhe produkteve të reagimit.

  6. Në bazë të pjesëmarrjes së katalizatorëve reaksionet kimike ndahen në katalitik Dhe jo katalitike

  Katalitik quhen reaksione që ndodhin në prani të katalizatorëve.Në ekuacionet e reaksioneve të tilla, formula kimike e katalizatorit tregohet mbi shenjën e barabartë ose shenjën e kthyeshmërisë, ndonjëherë së bashku me përcaktimin e kushteve të shfaqjes (temperatura t, presioni p. Reaksionet e këtij lloji përfshijnë shumë reaksione zbërthimi dhe kombinimi.

  7.1. Llojet themelore të reaksioneve kimike

  Shndërrimet e substancave, të shoqëruara me ndryshime në përbërjen dhe vetitë e tyre, quhen reaksione kimike ose ndërveprime kimike. Gjatë reaksioneve kimike, nuk ka ndryshim në përbërjen e bërthamave atomike.

  Dukuritë në të cilat ndryshon forma ose gjendja fizike e substancave ose ndryshon përbërja e bërthamave atomike quhen fizike. Shembull i dukurive fizike është trajtimi termik i metaleve, gjatë të cilit ndryshon forma e tyre (falsifikim), shkrirja e metalit, sublimimi i jodit, shndërrimi i ujit në akull ose avull etj., si dhe reaksionet bërthamore. si rezultat i të cilave atomet formohen nga atomet e disa elementeve elementë të tjerë.

  Dukuritë kimike mund të shoqërohen me transformime fizike. Për shembull, si rezultat i reaksioneve kimike që ndodhin në një qelizë galvanike, lind një rrymë elektrike.

  Reaksionet kimike klasifikohen sipas kritereve të ndryshme.

  1. Sipas shenjës së efektit termik të gjitha reaksionet ndahen në endotermike(duke vazhduar me thithjen e nxehtësisë) dhe ekzotermike(që rrjedh me lëshimin e nxehtësisë) (shih § 6.1).

  2. Në bazë të gjendjes së grumbullimit të substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit, dallohen:

  reaksione homogjene, në të cilën të gjitha substancat janë në të njëjtën fazë:

  2 KOH (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (l),

  CO (g) + Cl 2 (g) = COCl 2 (g),

  SiO 2(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).

  reaksione heterogjene, substanca në të cilat ndodhen në faza të ndryshme:

  CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),

  CuSO 4 (tretësirë) + 2 NaOH (tretësirë) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (tretësirë),

  Na 2 SO 3 (tretësirë) + 2HCl (tretësirë) = 2 NaCl (tretësirë) + SO 2 (g) + H 2 O (l).

  3. Sipas aftësisë për të rrjedhur vetëm në drejtimin përpara, si dhe në drejtimin përpara dhe të kundërt, dallohen të pakthyeshme Dhe e kthyeshme reaksionet kimike (shih § 6.5).

  4. Në bazë të pranisë ose mungesës së katalizatorëve dallojnë katalitik Dhe jo katalitike reagimet (shih § 6.5).

  5. Sipas mekanizmit të shfaqjes së tyre reaksionet kimike ndahen në jonike, radikale etj (mekanizmi i reaksioneve kimike që ndodhin me pjesëmarrjen e përbërjeve organike diskutohet në kursin e kimisë organike).

  6. Sipas gjendjes së oksidimit të atomeve të përfshira në përbërjen e substancave reaguese, ndodhin reaksione pa ndryshuar gjendjen e oksidimit atomeve, dhe me një ndryshim në gjendjen e oksidimit të atomeve ( reaksionet redoks) (shih § 7.2) .

  7. Reaksionet dallohen nga ndryshimet në përbërjen e substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit lidhje, zbërthim, zëvendësim dhe shkëmbim. Këto reaksione mund të ndodhin si me dhe pa ndryshime në gjendjet e oksidimit të elementeve, tabelë . 7.1.

  Tabela 7.1

  Llojet e reaksioneve kimike

  	Skema e përgjithshme	Shembuj të reaksioneve që ndodhin pa ndryshuar gjendjen e oksidimit të elementeve	Shembuj të reaksioneve redoks
  Lidhjet (një substancë e re formohet nga dy ose më shumë substanca)		HCl + NH3 = NH4Cl; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4	H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
  Zbërthimet (nga një substancë formohen disa substanca të reja)	A = B + C + D	MgCO 3 MgO + CO 2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O	2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2
  Zëvendësimet (kur substancat ndërveprojnë, atomet e një lënde zëvendësojnë atomet e një substance tjetër në një molekulë)	A + BC = AB + C	CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2	Pb(NO 3) 2 + Zn = Zn(NO 3) 2 + Pb; Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
  (dy substanca shkëmbejnë pjesët e tyre përbërëse, duke formuar dy substanca të reja)	AB + CD = AD + CB	AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 + 3NaCl; Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O

  7.2. Reaksionet redoks

  Siç u përmend më lart, të gjitha reaksionet kimike ndahen në dy grupe:
  

  Reaksionet kimike që ndodhin me ndryshimin e gjendjes së oksidimit të atomeve që përbëjnë reaktantët quhen reaksione redoks.

  Oksidimiështë procesi i heqjes dorë nga elektronet nga një atom, molekulë ose jon:

  Na o – 1e = Na + ;

  Fe 2+ – e = Fe 3+ ;

  H 2 o – 2e = 2H + ;

  2 Br – – 2e = Br 2 o.

  Rimëkëmbjaështë procesi i shtimit të elektroneve në një atom, molekulë ose jon:

  S o + 2e = S 2– ;

  Cr 3+ + e = Cr 2+ ;

  Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;

  Mn 7+ + 5e = Mn 2+ .

  Atomet, molekulat ose jonet që pranojnë elektrone quhen agjentët oksidues. Restauruesit janë atome, molekula ose jone që dhurojnë elektrone.

  Me pranimin e elektroneve, agjenti oksidues zvogëlohet gjatë reaksionit, dhe agjenti reduktues oksidohet. Oksidimi shoqërohet gjithmonë me reduktim dhe anasjelltas. Kështu, numri i elektroneve të dhëna nga agjenti reduktues është gjithmonë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues.

  7.2.1. Gjendja e oksidimit

  Gjendja e oksidimit është ngarkesa e kushtëzuar (formale) e një atomi në një përbërje, e llogaritur nën supozimin se përbëhet vetëm nga jone. Gjendja e oksidimit zakonisht shënohet me një numër arab mbi simbolin e elementit me një shenjë "+" ose "-". Për shembull, Al 3+, S 2–.

  Për të gjetur gjendjet e oksidimit, përdoren rregullat e mëposhtme:

  gjendja e oksidimit të atomeve në substanca të thjeshta është zero;

  shuma algjebrike e gjendjeve të oksidimit të atomeve në një molekulë është e barabartë me zero, në një jon kompleks - ngarkesa e jonit;

  gjendja e oksidimit të atomeve të metaleve alkali është gjithmonë +1;

  atomi i hidrogjenit në përbërjet me jometale (CH 4, NH 3, etj.) shfaq një gjendje oksidimi +1, dhe me metalet aktive gjendja e tij e oksidimit është –1 (NaH, CaH 2, etj.);

  atomi i fluorit në komponime shfaq gjithmonë një gjendje oksidimi prej –1;

  Gjendja e oksidimit të atomit të oksigjenit në përbërje është zakonisht –2, me përjashtim të peroksideve (H 2 O 2, Na 2 O 2), në të cilat gjendja e oksidimit të oksigjenit është –1, dhe disa substancave të tjera (superoksidet, ozonidet, oksigjeni fluoride).

  Gjendja maksimale pozitive e oksidimit të elementeve në një grup është zakonisht e barabartë me numrin e grupit. Përjashtim bëjnë fluori dhe oksigjeni, pasi gjendja e tyre më e lartë e oksidimit është më e ulët se numri i grupit në të cilin gjenden. Elementet e nëngrupit të bakrit formojnë komponime në të cilat gjendja e tyre e oksidimit e kalon numrin e grupit (CuO, AgF 5, AuCl 3).

  Gjendja maksimale negative e oksidimit të elementeve të vendosura në nëngrupet kryesore të tabelës periodike mund të përcaktohet duke zbritur numrin e grupit nga tetë. Për karbonin, kjo është 8 - 4 \u003d 4, për fosfor - 8 - 5 \u003d 3.

  Në nëngrupet kryesore, kur lëvizni nga elementët nga lart poshtë, qëndrueshmëria e gjendjes më të lartë pozitive të oksidimit zvogëlohet; në nëngrupet dytësore, përkundrazi, nga lart poshtë rritet qëndrueshmëria e gjendjeve më të larta të oksidimit.

  Konvencionaliteti i konceptit të gjendjes së oksidimit mund të demonstrohet duke përdorur shembullin e disa përbërjeve inorganike dhe organike. Në veçanti, në acidet fosforike (fosforike) H 3 PO 2, fosforike (fosforike) H 3 PO 3 dhe fosforike H 3 PO 4, gjendjet e oksidimit të fosforit janë përkatësisht +1, +3 dhe +5, ndërsa në të gjitha këto përbërje fosfori është pesëvalent. Për karbonin në metan CH 4, metanol CH 3 OH, formaldehid CH 2 O, acid formik HCOOH dhe monoksid karboni (IV) CO 2, gjendjet e oksidimit të karbonit janë përkatësisht –4, –2, 0, +2 dhe +4. , ndërsa si valencë e atomit të karbonit në të gjitha këto komponime është katër.

  Përkundër faktit se gjendja e oksidimit është një koncept konvencional, ai përdoret gjerësisht në kompozimin e reaksioneve redoks.

  7.2.2. Agjentët më të rëndësishëm oksidues dhe reduktues

  Agjentët tipikë oksidues janë:

  1. Substancat e thjeshta atomet e të cilave kanë elektronegativitet të lartë. Këto janë, para së gjithash, elementë të nëngrupeve kryesore VI dhe VII të grupeve të tabelës periodike: oksigjen, halogjen. Nga substancat e thjeshta, agjenti oksidues më i fuqishëm është fluori.

  2. Përbërjet që përmbajnë disa katione metalike në gjendje të lartë oksidimi: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ etj.

  3. Përbërjet që përmbajnë disa anione komplekse, elementët në të cilët janë në gjendje të lartë oksidimi pozitiv: 2–, – etj.

  Agjentët reduktues përfshijnë:

  1. Substancat e thjeshta atomet e të cilave kanë elektronegativitet të ulët janë metale aktive. Jometalet, si hidrogjeni dhe karboni, gjithashtu mund të shfaqin veti reduktuese.

  2. Disa përbërje metalike që përmbajnë katione (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), të cilat, duke dhuruar elektrone, mund të rrisin gjendjen e tyre të oksidimit.

  3. Disa komponime që përmbajnë jone të thjeshtë si I – , S 2– .

  4. Përbërjet që përmbajnë jone komplekse (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, në të cilat elementet, duke dhuruar elektrone, mund të rrisin gjendjen e tyre pozitive të oksidimit.

  Në praktikën laboratorike, agjentët e mëposhtëm oksidues përdoren më shpesh:

  permanganat kaliumi (KMnO 4);

  dikromat kaliumi (K 2 Cr 2 O 7);

  acid nitrik (HNO 3);

  acid sulfurik i koncentruar (H 2 SO 4);

  peroksid hidrogjeni (H 2 O 2);

  oksidet e manganit (IV) dhe plumbit (IV) (MnO 2, PbO 2);

  nitrati i shkrirë i kaliumit (KNO 3) dhe shkrirja e disa nitrateve të tjera.

  Agjentët reduktues të përdorur në praktikën laboratorike përfshijnë:

  • magnez (Mg), alumin (Al) dhe metale të tjera aktive;
  • hidrogjen (H2) dhe karbon (C);
  • jodur kaliumi (KI);
  • sulfid natriumi (Na2S) dhe sulfid hidrogjeni (H2S);
  • sulfit natriumi (Na2SO3);
  • klorur kallaji (SnCl 2).

  7.2.3. Klasifikimi i reaksioneve redoks

  Reaksionet redoks zakonisht ndahen në tre lloje: reaksione ndërmolekulare, intramolekulare dhe të disproporcionit (vetë-oksidim-vetë-reduktim).

  Reaksionet ndërmolekulare ndodhin me ndryshimin e gjendjes së oksidimit të atomeve që gjenden në molekula të ndryshme. Për shembull:

  2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,

  C + 4 HNO 3 (konc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.

  TE reaksionet intramolekulare Këto janë reaksione në të cilat agjenti oksidues dhe agjenti reduktues janë pjesë e së njëjtës molekulë, për shembull:

  (NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O,

  2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .

  NË reagimet e disproporcionit(vetë-oksidim-vetë-reduktim) një atom (jon) i të njëjtit element është edhe një agjent oksidues dhe një agjent reduktues:

  Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,

  2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.

  7.2.4. Rregullat themelore për kompozimin e reaksioneve redoks

  Përbërja e reaksioneve redoks kryhet sipas hapave të paraqitur në tabelë. 7.2.

  Tabela 7.2

  Fazat e përpilimit të ekuacioneve për reaksionet redoks

  	Veprimi
  	Përcaktoni agjentin oksidues dhe agjentin reduktues.
  	Identifikoni produktet e reaksionit redoks.
  	Krijoni një bilanc elektronik dhe përdorni atë për të caktuar koeficientët për substancat që ndryshojnë gjendjen e tyre të oksidimit.
  	Renditni koeficientët për substancat e tjera që marrin pjesë dhe formohen në reaksionin redoks.
  	Kontrolloni korrektësinë e koeficientëve duke numëruar sasinë e substancës së atomeve (zakonisht hidrogjen dhe oksigjen) të vendosura në anën e majtë dhe të djathtë të ekuacionit të reaksionit.

  Le të shqyrtojmë rregullat për kompozimin e reaksioneve redoks duke përdorur shembullin e ndërveprimit të sulfitit të kaliumit me permanganat kaliumi në një mjedis acid:

  1. Përcaktimi i agjentit oksidues dhe reduktues

  Mangani, i cili është në gjendjen më të lartë të oksidimit, nuk mund të heqë dorë nga elektronet. Mn 7+ do të pranojë elektrone, d.m.th. është një agjent oksidues.

  Joni S 4+ mund të dhurojë dy elektrone dhe të shkojë në S 6+, d.m.th. është një agjent reduktues. Kështu, në reaksionin në shqyrtim, K2SO3 është një agjent reduktues dhe KMnO4 është një agjent oksidues.

  2. Krijimi i produkteve të reaksionit

  K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?

  Duke i dhënë dy elektrone një elektroni, S 4+ shkon në S 6+. Kështu, sulfiti i kaliumit (K 2 SO 3 ) shndërrohet në sulfat (K 2 SO 4). Në një mjedis acid, Mn 7+ pranon 5 elektrone dhe në një tretësirë ​​të acidit sulfurik (mesatar) formon sulfat mangani (MnSO 4). Si rezultat i këtij reagimi, formohen edhe molekula shtesë të sulfatit të kaliumit (për shkak të joneve të kaliumit të përfshira në permanganat), si dhe molekulave të ujit. Kështu, reagimi në shqyrtim mund të shkruhet si:

  K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.

  3. Përpilimi i bilancit elektronik

  Për të përpiluar një bilanc elektronik, është e nevojshme të tregohen ato gjendje oksidimi që ndryshojnë në reagimin në shqyrtim:

  K 2 S 4+ O 3 + KMn 7+ O 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.

  Mn 7+ + 5 e = Mn 2+;

  S 4+ – 2 e = S 6+.

  Numri i elektroneve të dhëna nga agjenti reduktues duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues. Prandaj, dy Mn 7+ dhe pesë S 4+ duhet të marrin pjesë në reagim:

  Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,

  S 4+ – 2 e = S 6+ 5.

  Kështu, numri i elektroneve të dhëna nga agjenti reduktues (10) do të jetë i barabartë me numrin e elektroneve të pranuara nga agjenti oksidues (10).

  4. Rregullimi i koeficientëve në ekuacionin e reaksionit

  Në përputhje me ekuilibrin e elektroneve, është e nevojshme të vendosni një koeficient 5 përpara K 2 SO 3, dhe 2 përpara KMnO 4. Në anën e djathtë, përpara sulfatit të kaliumit vendosim një koeficient 6, meqenëse pesë molekulat e K 2 SO 4 të formuara gjatë oksidimit të sulfitit të kaliumit K 2 SO 4 i shtohet një molekulë si rezultat i lidhjes së joneve të kaliumit që përbëjnë permanganatin. Meqenëse reagimi përfshin dy formohen edhe molekulat e permanganatit, në anën e djathtë dy molekulat e sulfatit të manganit. Për të lidhur produktet e reaksionit (jonet e kaliumit dhe manganit të përfshira në permanganat), është e nevojshme tre molekulat e acidit sulfurik, pra, si rezultat i reaksionit, tre molekulat e ujit. Më në fund marrim:

  5 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 3 H 2 O.

  5. Kontrollimi i korrektësisë së koeficientëve në ekuacionin e reaksionit

  Numri i atomeve të oksigjenit në anën e majtë të ekuacionit të reaksionit është:

  5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

  Në anën e djathtë ky numër do të jetë:

  6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

  Numri i atomeve të hidrogjenit në anën e majtë të ekuacionit të reaksionit është gjashtë dhe korrespondon me numrin e këtyre atomeve në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit.

  7.2.5. Shembuj të reaksioneve redoks që përfshijnë agjentë tipikë oksidues dhe reduktues

  7.2.5.1. Reaksionet ndërmolekulare të oksidimit-reduktimit

  Më poshtë, si shembuj, ne konsiderojmë reaksionet redoks që përfshijnë permanganat kaliumi, dikromat kaliumi, peroksid hidrogjeni, nitriti i kaliumit, jodidi i kaliumit dhe sulfidi i kaliumit. Reaksionet redoks që përfshijnë agjentë të tjerë tipikë oksidues dhe reduktues diskutohen në pjesën e dytë të manualit ("Kimi inorganike").

  Reaksionet redoks që përfshijnë permanganat kaliumi

  Në varësi të mjedisit (acid, neutral, alkalik), permanganati i kaliumit, duke vepruar si agjent oksidues, jep produkte të ndryshme reduktuese, Fig. 7.1.

  

  Oriz. 7.1. Formimi i produkteve të reduktimit të permanganatit të kaliumit në media të ndryshme

  Më poshtë janë reaksionet e KMnO 4 me sulfid kaliumi si agjent reduktues në mjedise të ndryshme, duke ilustruar skemën, Fig. 7.1. Në këto reaksione, produkti i oksidimit të joneve sulfide është squfuri i lirë. Në një mjedis alkalik, molekulat e KOH nuk marrin pjesë në reaksion, por përcaktojnë vetëm produktin e reduktimit të permanganatit të kaliumit.

  5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

  3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O 2 MnO 2 + 3 S + 8 KOH,

  K 2 S + 2 KMnO 4 – (KOH) 2 K 2 MnO 4 + S.

  Reaksionet redoks që përfshijnë dikromatin e kaliumit

  Në një mjedis acid, dikromati i kaliumit është një agjent i fortë oksidues. Një përzierje e K 2 Cr 2 O 7 dhe H 2 SO 4 të koncentruar (kromi) përdoret gjerësisht në praktikën laboratorike si një agjent oksidues. Duke ndërvepruar me një agjent reduktues, një molekulë e dikromatit të kaliumit pranon gjashtë elektrone, duke formuar komponime trevalente të kromit:

  6 FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 ( SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O;

  6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.

  Reaksionet redoks që përfshijnë peroksid hidrogjeni dhe nitriti i kaliumit

  Peroksidi i hidrogjenit dhe nitriti i kaliumit shfaqin veti kryesisht oksiduese:

  H 2 S + H 2 O 2 = S + 2 H 2 O,

  2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,

  Sidoqoftë, kur ndërveprojnë me agjentë të fortë oksidues (si p.sh., KMnO 4), peroksidi i hidrogjenit dhe nitriti i kaliumit veprojnë si agjentë reduktues:

  5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

  5 KNO 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 KNO 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O.

  Duhet të theksohet se peroksidi i hidrogjenit, në varësi të mjedisit, reduktohet sipas skemës, Fig. 7.2.

  

  Oriz. 7.2. Produkte të mundshme për reduktimin e peroksidit të hidrogjenit

  Në këtë rast, si rezultat i reaksioneve, formohen jone uji ose hidroksidi:

  2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,

  2 KI + H 2 O 2 = I 2 + 2 KOH.

  7.2.5.2. Reaksionet intramolekulare të oksidimit-reduktimit

  Reaksionet redoks intramolekulare zakonisht ndodhin kur substancat molekulat e të cilave përmbajnë një agjent reduktues dhe një agjent oksidues nxehen. Shembuj të reaksioneve intramolekulare të reduktimit-oksidimit janë proceset e dekompozimit termik të nitrateve dhe permanganatit të kaliumit:

  2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2,

  2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2,

  Hg(NO 3) 2 Hg + NO 2 + O 2,

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

  7.2.5.3. Reagimet e disproporcionit

  Siç u përmend më lart, në reaksionet e disproporcionit i njëjti atom (jon) është njëkohësisht një agjent oksidues dhe një agjent reduktues. Le të shqyrtojmë procesin e kompozimit të këtij lloji të reagimit duke përdorur shembullin e ndërveprimit të squfurit me alkalin.

  Gjendjet karakteristike të oksidimit të squfurit: – 2, 0, +4 dhe +6. Duke vepruar si një agjent reduktues, squfuri elementar dhuron 4 elektrone:

  Kështu që – 4e = S 4+.

  Squfuri – Agjenti oksidues pranon dy elektrone:

  S o + 2е = S 2– .

  Kështu, si rezultat i reaksionit të disproporcionit të squfurit, formohen komponime, gjendjet e oksidimit të të cilave të elementit janë – 2 dhe djathtas +4:

  3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.

  Kur oksidi i azotit (IV) është disproporcional në alkali, fitohen nitrit dhe nitrat - komponime në të cilat gjendjet e oksidimit të azotit janë përkatësisht +3 dhe +5:

  2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,

  Disproporcioni i klorit në një zgjidhje të ftohtë alkali çon në formimin e hipokloritit, dhe në një zgjidhje të nxehtë alkali - klorati:

  Cl 0 2 + 2 KOH = KCl – + KCl + O + H 2 O,

  Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl – + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.

  7.3. Elektroliza

  Procesi redoks që ndodh në tretësirat ose shkrihet kur një rrymë elektrike e drejtpërdrejtë kalon nëpër to quhet elektrolizë. Në këtë rast, oksidimi i anioneve ndodh në elektrodën pozitive (anodë). Kationet reduktohen në elektrodën negative (katodën).

  2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2 .

  Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të elektroliteve, së bashku me transformimet e substancës së tretur, mund të ndodhin procese elektrokimike me pjesëmarrjen e joneve të hidrogjenit dhe joneve hidroksid të ujit:

  katodë (–): 2 Н + + 2е = Н 2,

  anodë (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.

  Në këtë rast, procesi i reduktimit në katodë ndodh si më poshtë:

  1. Kationet metalike aktive (deri në Al 3+ përfshirë) nuk reduktohen në katodë, në vend të kësaj reduktohet hidrogjeni.

  2. Kationet metalike të vendosura në serinë e potencialeve standarde të elektrodës (në serinë e tensioneve) në të djathtë të hidrogjenit reduktohen në katodë në metale të lira gjatë elektrolizës.

  3. Kationet metalike të vendosura ndërmjet Al 3+ dhe H + reduktohen në katodë njëkohësisht me kationin e hidrogjenit.

  Proceset që ndodhin në tretësirat ujore në anodë varen nga substanca nga e cila është bërë anoda. Ka anoda të patretshme ( inerte) dhe i tretshëm ( aktive). Si material i anodës inerte përdoret grafiti ose platini. Anodat e tretshme janë bërë nga bakri, zinku dhe metale të tjera.

  Gjatë elektrolizës së tretësirave me një anodë inerte, mund të formohen produktet e mëposhtme:

  1. Kur jonet halide oksidohen, lirohen halogjenet e lira.

  2. Elektroliza e tretësirave që përmbajnë anione SO 2 2– , NO 3 – , PO 4 3– çliron oksigjen, d.m.th. Nuk janë këto jone që oksidohen në anodë, por molekulat e ujit.

  Duke marrë parasysh rregullat e mësipërme, konsideroni si shembull elektrolizën e tretësirave ujore të NaCl, CuSO 4 dhe KOH me elektroda inerte.

  1). Në tretësirë, kloruri i natriumit shpërbëhet në jone.

  
  
  Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Karakteristikat e elementit të karbonit dhe vetitë kimike