Reakcia bez zmeny oxidačných stavov atómov. Druhy chemických reakcií. V. Podľa stavu agregácie látok

REDOXNÉ REAKCIE

Oxidačný stav

Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v molekule, vypočítaný za predpokladu, že molekula pozostáva z iónov a je vo všeobecnosti elektricky neutrálna.

Najviac elektronegatívnych prvkov v zlúčenine má negatívne oxidačné stavy, zatiaľ čo atómy prvkov s menšou elektronegativitou sú pozitívne.

Stupeň oxidácie je formálny pojem; v niektorých prípadoch sa oxidačný stav nezhoduje s valenciou.

Napríklad:

N2H4 (hydrazín)

oxidačný stav dusíka - -2; valencia dusíka - 3.

Výpočet stupňa oxidácie

Na výpočet oxidačného stavu prvku je potrebné vziať do úvahy nasledujúce ustanovenia:

1. Oxidačné stavy atómov v jednoduchých látkach sú nulové (Na 0; H2 0).

2. Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov, ktoré tvoria molekulu, je vždy nula a v komplexnom ióne sa tento súčet rovná náboju iónu.

3. Atómy majú konštantný oxidačný stav: alkalické kovy (+1), kovy alkalických zemín (+2), vodík (+1) (okrem hydridov NaH, CaH2 a pod., kde je oxidačný stav vodíka -1) , kyslík (-2) (okrem F 2 -1 O +2 a peroxidov obsahujúcich skupinu –O–O–, v ktorých je oxidačný stav kyslíka -1).

4. Pre prvky nemôže kladný oxidačný stav presiahnuť hodnotu rovnajúcu sa číslu skupiny periodického systému.

Príklady:

V 2 +5 O 5 -2 ;Na 2 +1 B 4 +3 O 7 -2 ;K +1 Cl +7 O 4 -2 ;N -3 H 3 +1 ;K2 +1 H +1 P +5 O 4 -2 ;Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Reakcie bez a so zmenou oxidačného stavu

Sú dva typy chemické reakcie:

AReakcie, pri ktorých sa oxidačný stav prvkov nemení:

Adičné reakcie

SO 2 + Nie 2 O → Na 2 SO 3

Reakcie rozkladu

Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O

Výmenné reakcie

AgNO 3 + KCl → AgCl + KNO 3

NaOH + HN03 → NaN03 + H20

BReakcie, pri ktorých dochádza k zmene oxidačných stavov atómov prvkov, ktoré tvoria reagujúce zlúčeniny:

2Mg0 + 020 → 2Mg +20-2

2KCl +503-2 ->2KCl-1 + 3020

2KI-1 + Cl20 → 2KCI-1 + I20

Mn+402 + 4HCl -1 ® Mn +2 Cl2 + Cl +1 2 0 + 2H20

Takéto reakcie sa nazývajú redoxné reakcie.

Redoxné reakcie sú reakcie, pri ktorých dochádza k zmene oxidačných stavov atómov. Redoxné reakcie sú veľmi časté. Všetky spaľovacie reakcie sú redoxné reakcie.
Redoxná reakcia pozostáva z dvoch procesov, ktoré nemôžu prebiehať oddelene od seba. Proces zvyšovania oxidačného stavu sa nazýva oxidácia. Súčasne s oxidáciou dochádza k redukcii, teda k procesu znižovania stupňa oxidácie.

Oxidácia, redukcia

Podľa toho sa v redoxných reakciách rozlišujú dvaja hlavní účastníci: oxidačné činidlo a redukčné činidlo. Proces darovania elektrónov je oxidácia. Pri oxidácii oxidačný stav stúpa. Oxidačné činidlo počas reakcie znižuje svoj oxidačný stav a regeneruje. Tu je potrebné rozlišovať medzi chemickým prvkom-oxidačným činidlom a látkou-oxidačným činidlom.

N +5 - okysličovadlo; HN +5 O3 a NaN +5 O 3 - oxidačné činidlá.
Ak povieme, že kyselina dusičná a jej soli sú silné oxidačné činidlá, potom tým myslíme, že oxidačným činidlom sú atómy dusíka s oxidačný stav+5, vo všeobecnosti nezáleží na všetkom.
Druhý povinný účastník redoxnej reakcie sa nazýva redukčné činidlo. Proces pridávania elektrónov je redukcia. Pri redukcii sa oxidačný stav znižuje.

Redukčné činidlo zvyšuje svoj oxidačný stav oxidáciou v priebehu reakcie. Rovnako ako v prípade oxidačného činidla by sa malo rozlišovať medzi redukčným činidlom a redukčným chemickým prvkom. Pri vykonávaní redukčnej reakcie aldehydu na alkohol nemôžeme jednoducho vziať vodík s oxidačným stavom -1, ale vziať nejaký hydrid, najlepšie je lítiumalumíniumhydrid.

H -1 - redukčné činidlo; NaH -1 a LiAlH -1 4 - redukčné činidlá.
Pri redoxných reakciách je úplný prenos elektrónov z redukčného činidla na oxidačné činidlo extrémne zriedkavý, pretože existuje len málo zlúčenín s iónovými väzbami. Ale pri usporiadaní koeficientov vychádzame z predpokladu, že k takémuto prechodu skutočne dochádza. To umožňuje správne určiť hlavné koeficienty pred vzorcami oxidačného činidla a redukčného činidla.
5H2S03 + 2KMnO4 \u003d 2H2S04 + 2MnS04 + K2S04 + 3H20
S +4 – 2e → S +6 5 - redukčné činidlo, oxidácia
Mn +7 + 5e → Mn +2 2 - oxidačné činidlo, redukcia

Atómy alebo ióny, ktoré pri tejto reakcii získavajú elektróny, sú oxidačné činidlá a tie, ktoré darujú elektróny, sú redukčné činidlá.

Redoxné vlastnosti látky a stupeň oxidácie jej základných atómov

Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov s maximálnym stupňom oxidácie môžu byť oxidačnými činidlami len vďaka týmto atómom, pretože už sa vzdali všetkých svojich valenčných elektrónov a sú schopné prijímať len elektróny. Maximálny oxidačný stav atómu prvku sa rovná číslu skupiny v periodickej tabuľke, do ktorej prvok patrí. Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov s minimálnym oxidačným stavom môžu slúžiť len ako redukčné činidlá, pretože sú schopné iba darovať elektróny, pretože vonkajšiu energetickú hladinu takýchto atómov dopĺňa osem elektrónov. Minimálny oxidačný stav pre atómy kovov je 0, pre nekovy - (n–8) (kde n je číslo skupiny v periodickom systéme). Zlúčeniny obsahujúce atómy prvkov so stredným oxidačným stavom môžu byť oxidačnými aj redukčnými činidlami v závislosti od partnera, s ktorým interagujú, a od reakčných podmienok.

Najdôležitejšie redukčné činidlá a oxidačné činidlá

Reclaimers:

kovy,

vodík,

uhlia.

Oxid uhoľnatý (II) (CO).

sírovodík (H2S);

oxid sírový (IV) (S02);

kyselina sírová H 2 SO 3 a jej soli.

Halogenovodíkové kyseliny a ich soli.

Katióny kovov v nižších oxidačných stupňoch: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO 4) 3.

kyselina dusitá HN02;

amoniak NH3;

hydrazín NH2NH2;

oxid dusnatý (II) (NO).

katóda v elektrolýze.

Oxidačné činidlá

Halogény.

manganistan draselný (KMnO 4);

manganistan draselný (K2Mn04);

oxid mangánu (MnO 2).

dvojchróman draselný (K2Cr207);

chróman draselný (K2CrO4).

Kyselina dusičná (HNO 3).

Kyselina sírová (H 2 SO 4) konc.

oxid meďnatý (CuO);

oxid olovnatý (Pb02);

oxid strieborný (Ag20);

peroxid vodíka (H202).

Chlorid železitý (FeCl3).

Bertholletova soľ (KClO 3).

Anóda v elektrolýze.

Každá takáto polovičná reakcia je charakterizovaná štandardným redoxným potenciálom E 0 (rozmer - volt, V). Čím väčšie E 0, tým silnejšia je oxidačná forma ako oxidačné činidlo a tým slabšia je redukovaná forma ako redukčné činidlo a naopak.

Polovičná reakcia bola braná ako referenčný bod potenciálov: 2H + + 2ē ® H2, pre ktoré E 0 = 0

Pre polovičné reakcie M n+ + nē ® M 0 sa E 0 nazýva štandardný elektródový potenciál. Podľa veľkosti tohto potenciálu je obvyklé usporiadať kovy do série štandardných elektródových potenciálov (séria kovových napätí):

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd,

Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Chemické vlastnosti kovov charakterizuje niekoľko napätí:

1. Čím viac vľavo sa kov nachádza v rade napätí, tým silnejšia je jeho redukčná schopnosť a tým slabšia je oxidačná schopnosť jeho iónu v roztoku (t.j. čím ľahšie odovzdáva elektróny (oxiduje) a tým ťažšie je jeho ióny pripájajú elektróny späť).

2. Každý kov je schopný vytesniť z roztokov solí tie kovy, ktoré sú v rade napätí napravo od neho, t.j. obnovuje ióny nasledujúcich kovov na elektricky neutrálne atómy, pričom sa vzdáva elektrónov a sám sa mení na ióny.

3. Len kovy stojace v sérii napätí naľavo od vodíka (H) ho dokážu vytesniť z kyslých roztokov (napríklad Zn, Fe, Pb, ale nie Cu, Hg, Ag).

Galvanické články

Každé dva kovy, ktoré sú ponorené do roztokov svojich solí, ktoré spolu komunikujú cez sifón naplnený elektrolytom, tvoria galvanický článok. Dosky z kovov ponorené do roztokov sa nazývajú elementové elektródy.

Ak spojíte vonkajšie konce elektród (póly prvku) drôtom, tak z kovu, ktorý má nižšiu potenciálovú hodnotu, sa elektróny začnú presúvať do kovu, ktorý má väčší (napr. Zn na Pb). Únik elektrónov narúša rovnováhu, ktorá existuje medzi kovom a jeho iónmi v roztoku, a spôsobí prechod nového počtu iónov do roztoku – kov sa postupne rozpúšťa. Súčasne elektróny prechádzajúce do iného kovu vybíjajú ióny v roztoku blízko jeho povrchu - kov sa z roztoku uvoľňuje. Elektróda, na ktorej dochádza k oxidácii, sa nazýva anóda. Elektróda, kde prebieha redukcia, sa nazýva katóda. V oloveno-zinkovom článku je zinková elektróda anóda a olovená elektróda je katóda.

V uzavretom galvanickom článku teda dochádza k interakcii medzi kovom a soľným roztokom iného kovu, ktoré nie sú vo vzájomnom priamom kontakte. Atómy prvého kovu sa darovaním elektrónov menia na ióny a ióny druhého kovu sa získavaním elektrónov menia na atómy. Prvý kov vytlačí druhý z jeho soľného roztoku. Napríklad počas prevádzky galvanického článku zloženého zo zinku a olova, ponoreného do roztokov Zn (NO 3) 2 a Pb (NO 3) 2, prebiehajú na elektródach tieto procesy:

Zn – 2ē → Zn 2+

Pb 2+ + 2ē → Pb

Zhrnutím oboch procesov dostaneme rovnicu Zn + Pb 2+ → Pb + Zn 2+ , ktorá vyjadruje reakciu prebiehajúcu v prvku v iónovej forme. Molekulárna rovnica pre rovnakú reakciu bude:

Zn + Pb(NO 3) 2 → Pb + Zn(NO 3) 2

Elektromotorická sila galvanického článku sa rovná potenciálnemu rozdielu medzi jeho dvoma elektródami. Pri jej určovaní sa vždy odpočítava menšia od väčšej. Napríklad elektromotorická sila (EMF) uvažovaného prvku je:

emf =	-0,13		(-0,76)	0,63 V
	E Pb		E Zn

Bude mať takú hodnotu za predpokladu, že kovy sú ponorené do roztokov, v ktorých je koncentrácia iónov 1 g-ión / l. Pri iných koncentráciách roztokov budú hodnoty elektródových potenciálov trochu iné. Môžu sa vypočítať pomocou vzorca:

E \u003d Eo + (0,058 / n) lgC

kde E je požadovaný potenciál kovu (vo voltoch)

E 0 - jeho normálny potenciál

n - valencia kovových iónov

C - koncentrácia iónov v roztoku (g-ión / l)

Príklad

Nájdite elektromotorickú silu prvku (emf) tvorenej zinkovou elektródou ponorenou v 0,1 M roztoku Zn (NO 3) 2 a olovenou elektródou ponorenou v 2 M roztoku Pb (NO 3) 2.

Riešenie

Vypočítame potenciál zinkovej elektródy:

E Zn \u003d -0,76 + (0,058 / 2) lg 0,1 \u003d -0,76 + 0,029 (-1) \u003d -0,79 v

Vypočítame potenciál olovenej elektródy:

E Pb \u003d -0,13 + (0,058 / 2) lg 2 \u003d -0,13 + 0,029 0,3010 \u003d -0,12 v

Nájdite elektromotorickú silu prvku:

E. d. s. = -0,12 - (-0,79) = 0,67v

Elektrolýza

elektrolýzou Proces rozkladu látky elektrickým prúdom sa nazýva.

Podstata elektrolýzy spočíva v tom, že pri prechode prúdu cez roztok elektrolytu (alebo roztavený elektrolyt) sa kladne nabité ióny presúvajú na katódu a záporne nabité ióny na anódu. Po dosiahnutí elektród sa ióny vybijú, v dôsledku čoho sa zložky rozpusteného elektrolytu alebo vodíka a kyslíka uvoľňujú z vody na elektródach.

Na premenu rôznych iónov na neutrálne atómy alebo skupiny atómov sú potrebné rôzne napätia elektrického prúdu. Niektoré ióny strácajú náboj ľahšie, iné ťažšie. Miera ľahkosti, s akou sa kovové ióny vybíjajú (pripájajú elektróny), je určená polohou kovov v sérii napätia. Čím viac vľavo je kov v rade napätí, tým väčší je jeho záporný potenciál (alebo menej kladný potenciál), tým ťažšie sa jeho ióny vybíjajú za rovnakých okolností (ióny Аu 3+, Ag + sú najviac ľahko sa vybíja; najťažšie sú Li +, Rb +, K +).

Ak sú v roztoku súčasne ióny niekoľkých kovov, potom sa najskôr vybijú ióny kovu s nižším negatívnym potenciálom (alebo vyšším pozitívnym potenciálom). Napríklad z roztoku obsahujúceho ióny Zn 2+ a Cu 2+ sa najskôr uvoľní kovová meď. Ale hodnota potenciálu kovu závisí aj od koncentrácie jeho iónov v roztoku; jednoduchosť vypúšťania iónov každého kovu sa tiež mení rovnakým spôsobom v závislosti od ich koncentrácie: zvýšenie koncentrácie uľahčuje vypúšťanie iónov, zníženie sťažuje. Preto sa pri elektrolýze roztoku obsahujúceho ióny viacerých kovov môže stať, že uvoľnenie aktívnejšieho kovu nastane skôr ako uvoľnenie menej aktívneho kovu (ak je koncentrácia iónov prvého kovu významná, napr. a druhá je veľmi nízka).

IN vodné roztoky soli, okrem iónov solí sú tu vždy ióny vody (H + a OH -). Z nich sa vodíkové ióny vybijú ľahšie ako všetky kovové ióny predchádzajúce vodíku v napäťovej sérii. Avšak kvôli zanedbateľnej koncentrácii vodíkových iónov počas elektrolýzy všetkých solí, okrem solí najaktívnejších kovov, sa na katóde uvoľňuje kov a nie vodík. Len pri elektrolýze solí sodíka, vápnika a iných kovov až po hliník vrátane sa vybíjajú ióny vodíka a uvoľňuje sa vodík.

Na anóde môžu byť vypúšťané buď ióny zvyškov kyselín alebo hydroxidové ióny vody. Ak ióny kyslých zvyškov neobsahujú kyslík (Cl -, S 2-, CN - atď.), potom sa zvyčajne vybíjajú tieto ióny a nie hydroxylové, ktoré strácajú svoj náboj oveľa ťažšie a Cl 2, S a t sú uvoľnené na anóde d. Naopak, ak je soľ kyseliny obsahujúcej kyslík alebo samotná kyselina podrobená elektrolýze, potom sa vybijú hydroxylové ióny a nie ióny zvyškov kyslíka. Neutrálne OH skupiny vytvorené počas vybíjania hydroxylových iónov sa okamžite rozkladajú podľa rovnice:

4OH -> 2H20 + 02

V dôsledku toho sa na anóde uvoľňuje kyslík.

Elektrolýza roztoku chloridu nikelnatého NiCl 2

Roztok obsahuje ióny Ni 2+ a Cl -, ako aj nevýznamnú koncentráciu iónov H + a OH -. Pri prechode prúdu sa ióny Ni 2+ presunú ku katóde a ióny Cl - sa presunú na anódu. Odobratím dvoch elektrónov z katódy sa ióny Ni 2+ premenia na neutrálne atómy, ktoré sa uvoľnia z roztoku. Katóda je postupne pokrytá niklom.

Ióny chlóru, ktoré sa dostanú do anódy, jej darujú elektróny a premenia sa na atómy chlóru, ktoré, keď sa spoja v pároch, tvoria molekuly chlóru. Na anóde sa uvoľňuje chlór.

Teda na katóde proces obnovy, na anóde - oxidačný proces.

Elektrolýza roztoku jodidu draselného KI

Jodid draselný je v roztoku vo forme K + a I - iónov. Pri prechode prúdu sa ióny K + presunú na katódu, ióny I - sa presunú na anódu. Ale keďže draslík je v sérii napätí oveľa vľavo od vodíka, nie sú to draselné ióny, ktoré sa vybíjajú na katóde, ale vodíkové ióny vody. Vzniknuté atómy vodíka sa spoja do molekúl H 2, a tak sa vodík uvoľňuje na katóde.

Ako sa vodíkové ióny vybíjajú, stále viac molekúl vody disociuje, v dôsledku čoho sa na katóde hromadia hydroxidové ióny (uvoľnené z molekuly vody), ako aj ióny K +, ktoré sa kontinuálne pohybujú smerom ku katóde. Vznikne roztok KOH.

Na anóde sa uvoľňuje jód, pretože I - ióny sa vypúšťajú ľahšie ako hydroxylové ióny vody.

Elektrolýza roztoku síranu draselného

Roztok obsahuje ióny K +, SO 4 2- a ióny H + a OH - z vody. Keďže ióny K + sa vybíjajú ťažšie ako ióny H + a ióny SO 4 2- ako ióny OH -, pri prechode elektrického prúdu sa vodíkové ióny vybijú na katóde a hydroxylové skupiny sa vybijú na anóde. , teda v skutočnosti bude elektrolýza vody. Súčasne v dôsledku vypúšťania vodíkových a hydroxidových iónov vody a nepretržitého pohybu iónov K + na katódu a iónov SO 4 2- na anódu sa na katóde vytvára alkalický roztok (KOH), a na anóde sa vytvorí roztok kyseliny sírovej.

Elektrolýza roztoku síranu meďnatého s medenou anódou

Elektrolýza prebieha špeciálnym spôsobom, keď je anóda vyrobená z rovnakého kovu, ktorého soľ je v roztoku. V tomto prípade sa na anóde nevybíjajú žiadne ióny, ale samotná anóda sa postupne rozpúšťa, posiela ióny do roztoku a dáva elektróny do zdroja prúdu.

Celý proces sa redukuje na uvoľňovanie medi na katóde a postupné rozpúšťanie anódy. Množstvo CuSO 4 v roztoku zostáva nezmenené.

Zákony elektrolýzy (M. Faraday)

1. Hmotnosť látky uvoľnenej pri elektrolýze je úmerná množstvu elektriny pretekajúcej roztokom a prakticky nezávisí od iných faktorov.

2. Počas elektrolýzy sa z rôznych ekvivalentných chemických zlúčenín uvoľňuje rovnaké množstvo elektriny množstvo látok.

3. Na izoláciu jedného gramového ekvivalentu akejkoľvek látky z roztoku elektrolytu musí roztokom prejsť 96 500 coulombov elektriny.

m (x) = ((It) / F) (M (x) / n)

kde m (x) je množstvo redukovanej alebo oxidovanej látky (g);

I - sila prenášaného prúdu (a);

t je čas elektrolýzy (s);

M(x)- molárna hmota;

n je počet elektrónov získaných alebo odovzdaných v redoxných reakciách;

F - Faradayova konštanta (96500 cou/mol).

Na základe tohto vzorca môžete vykonať množstvo výpočtov súvisiacich s procesom elektrolýzy, napríklad:

1. Vypočítajte množstvá látok uvoľnených alebo rozložených určitým množstvom elektriny;

2. Zistite aktuálnu silu podľa množstva uvoľnenej látky a času stráveného jej uvoľnením;

3. Stanovte, ako dlho bude trvať uvoľnenie určitého množstva látky pri danej sile prúdu.

Príklad 1

Koľko gramov medi sa uvoľní na katóde, keď prúd 5 ampérov prechádza cez roztok síranu meďnatého СuSO 4 počas 10 minút?

Riešenie

Určte množstvo elektriny pretekajúcej cez roztok:

Q = to,

kde I je súčasná sila v ampéroch;

t je čas v sekundách.

Q=5A 600s=3000coulombov

Ekvivalent medi (at. hmotnosť 63,54) je 63,54: 2 \u003d 31,77. Preto 96 500 coulombov emituje 31,77 g medi. Požadované množstvo medi:

m = (31,77 3 000) / 96 500 » 0,98 g

Príklad 2

Ako dlho trvá prechod prúdu 10 ampérov cez roztok kyseliny na získanie 5,6 litra vodíka (v n.a.)?

Riešenie

Nájdeme množstvo elektriny, ktoré musí prejsť roztokom, aby sa z neho uvoľnilo 5,6 litra vodíka. Pretože 1 g-ekv. vodík zaberá pri n. r. objem je 11,2 litra, potom požadované množstvo el

Q = (96 500 5,6) / 11,2 = 48 250 coulombov

Poďme určiť aktuálny čas prechodu:

t = Q / I = 48250 / 10 = 4825 s = 1 h 20 min 25 s

Príklad 3

Keď prúd prechádzal cez roztok striebornej soli na katóde, 10 min. 1 g striebra. Určte silu prúdu.

Riešenie

1 g-ekv. striebro sa rovná 107,9 g Na izoláciu 1 g striebra musí roztokom prejsť 96500: 107,9 = 894 coulombov. Preto prúd

I \u003d 894 / (10 60) "1,5A

Príklad 4

Nájdite ekvivalent cínu, ak pri prúde 2,5 ampéra z roztoku SnCl 2 za 30 minút. Uvoľní sa 2,77 g cínu.

Riešenie

Množstvo elektriny prešlo roztokom za 30 minút.

Q \u003d 2,5 30 60 \u003d 4500 coulombov

Pretože na izoláciu 1 g-ekv. vyžadovalo 96 500 príveskov, potom ekvivalent cínu.

E Sn \u003d (2,77 96500) / 4500 \u003d 59,4

Korózia

Predtým, ako opustíme diskusiu o elektrochémii, aplikujme to, čo sme sa naučili, na štúdium jedného veľmi dôležitého problému - korózia kovy. Koróziu spôsobujú redoxné reakcie, pri ktorých sa kov v dôsledku interakcie s akoukoľvek látkou zo svojho prostredia mení na nežiaducu zlúčeninu.

Jedným z najznámejších koróznych procesov je hrdzavenie železa. Z ekonomického hľadiska ide o veľmi dôležitý proces. Podľa dostupných odhadov ide 20 % železa vyrobeného ročne v Spojených štátoch na nahradenie železných výrobkov, ktoré sa stali nepoužiteľnými v dôsledku hrdzavenia.

Je známe, že kyslík sa podieľa na hrdzavení železa; železo vo vode bez kyslíka neoxiduje. Voda sa tiež podieľa na procese hrdzavenia; železo nekoroduje v okysličovanom oleji, pokiaľ neobsahuje stopy vody. Hrdzavenie urýchľuje množstvo faktorov, ako je pH média, prítomnosť solí v ňom, kontakt železa s kovom, ktorý sa oxiduje ťažšie ako železo, a tiež vplyvom mechanického namáhania.

Korózia železa je v podstate elektrochemický proces. Niektoré časti povrchu železa slúžia ako anóda, na ktorej sa oxiduje:

Fe (tuhé) → Fe 2+ (vodné) + 2e - oxid Eº \u003d 0,44 V

Výsledné elektróny sa pohybujú cez kov do iných častí povrchu, ktoré zohrávajú úlohu katódy. Redukcia kyslíka na nich prebieha:

O2 (g.) + 4H + (vod.) + 4e - → 2H20 (l.) Eº obnoviť \u003d 1,23 V

Všimnite si, že ióny H + sa podieľajú na procese redukcie O2. Ak koncentrácia H+ klesá (tj so zvýšením pH), získavanie O2 sa stáva ťažším. Bolo pozorované, že železo v kontakte s roztokom, ktorého pH je vyššie ako 9-10, nekoroduje. Počas procesu korózie sa ióny Fe 2+ vytvorené na anóde oxidujú na Fe 3+. Ióny Fe3+ tvoria hydratovaný oxid železitý (III), ktorý sa nazýva hrdza:

4Fe2+ (vod.) + 02 (g.) + 4H20 (1.) +2 X H20 (l.) → 2Fe203. X H2O ( tv.) + 8H+ (vod.)

Keďže úlohu katódy zvyčajne zohráva tá časť povrchu, ktorá je najlepšie vybavená prítokom kyslíka, hrdza sa najčastejšie objavuje v týchto oblastiach. Ak pozorne preskúmate lopatu, ktorá nejaký čas stála na otvorenom, vlhkom vzduchu s nečistotami priľnutými na čepeli, všimnete si, že na povrchu kovu sa pod špinou vytvorili priehlbiny a hrdza sa objavila všade tam, kde by mohol O 2 preniknúť.

Motoristi sa často stretávajú so zvýšenou koróziou v prítomnosti solí v oblastiach, kde je soľ v zime hojne posypaná na cesty, aby bojovala proti námraze. Vplyv solí sa vysvetľuje tým, že ióny, ktoré tvoria, vytvárajú elektrolyt potrebný na vznik uzavretého elektrického obvodu.

Prítomnosť anodických a katódových miest na povrchu železa vedie k vytvoreniu dvoch rôznych chemických prostredí na ňom. Môžu vzniknúť v dôsledku prítomnosti nečistôt alebo defektov v kryštálovej mriežke (zrejme v dôsledku napätí vo vnútri kovu). V miestach, kde sú takéto nečistoty alebo defekty, môže mikroskopické prostredie konkrétneho atómu železa spôsobiť určité zvýšenie alebo zníženie jeho oxidačného stavu v porovnaní s normálnymi polohami v kryštálovej mriežke. Preto takéto miesta môžu hrať úlohu anód alebo katód. Ultra čisté železo, v ktorom je počet takýchto defektov minimalizovaný, koroduje oveľa menej ako bežné železo.

Železo je často potiahnuté farbou alebo iným kovom, ako je cín, zinok alebo chróm, aby sa jeho povrch chránil pred koróziou. Takzvaný "plech" sa získa pokrytím plechu tenkou vrstvou cínu. Cín chráni železo len dovtedy, kým ochranná vrstva zostane neporušená. Akonáhle je poškodený, vzduch a vlhkosť začnú ovplyvňovať žehličku; cín dokonca urýchľuje koróziu železa, pretože slúži ako katóda v elektrochemickom procese korózie. Porovnanie oxidačných potenciálov železa a cínu ukazuje, že železo sa oxiduje ľahšie ako cín:

Fe (tuhá látka) → Fe 2+ (voda) + 2e - oxid Eº \u003d 0,44 V

Sn (tv.) → Sn 2+ (voda) + 2e - oxid Eº \u003d 0,14 V

Preto železo slúži v tomto prípade ako anóda a je oxidované.

"Pozinkované" (galvanizované) železo sa získava potiahnutím železa tenkou vrstvou zinku. Zinok chráni železo pred koróziou aj po porušení celistvosti povlaku. V tomto prípade hrá železo pri korózii úlohu katódy, pretože zinok sa oxiduje ľahšie ako železo:

Zn (tuhá látka) → Zn 2+ (voda) + 2e - oxid Eº \u003d 0,76 V

Preto zinok zohráva úlohu anódy a koroduje namiesto železa. Takáto ochrana kovu, v ktorej hrá úlohu katódy v procese elektrochemickej korózie, sa nazýva katódovej ochrany. Rúry uložené pod zemou často chránia pred koróziou tým, že z nich robia katódu elektrochemického článku. Na tento účel sú do zeme pozdĺž potrubia zakopané bloky nejakého aktívneho kovu, najčastejšie horčíka, a sú spojené drôtom s rúrkami. Vo vlhkej pôde pôsobí aktívny kov ako anóda a železná rúra dostáva katódovú ochranu.

Zatiaľ čo naša diskusia je zameraná na železo, nie je to jediný kov podliehajúci korózii. Zároveň sa môže zdať zvláštne, že hliníková plechovka, nedbalo ponechaná na vzduchu, koroduje nezmerateľne pomalšie ako plechovka železná. Súdiac podľa štandardných oxidačných potenciálov hliníka (Eº oxid = 1,66 V) a železa (Eº oxid = 0,44 V), by sa malo očakávať, že korózia hliníka by mala prebiehať oveľa rýchlejšie. Pomalá korózia hliníka sa vysvetľuje tým, že na jeho povrchu sa tvorí tenký hustý oxidový film, ktorý chráni kov pod ním pred ďalšou koróziou. Horčík, ktorý má vysoký oxidačný potenciál, je chránený pred koróziou v dôsledku tvorby rovnakého oxidového filmu. Bohužiaľ, oxidový film na povrchu železa má príliš voľnú štruktúru a nie je schopný vytvoriť spoľahlivú ochranu. Na povrchu zliatin železa a chrómu sa však vytvára dobrý ochranný oxidový film. Takéto zliatiny sa nazývajú nehrdzavejúca oceľ.

1. Ako určiť redoxnú reakciu?

Existujú rôzne klasifikácie chemických reakcií. Jedným z nich sú tie, v ktorých látky, ktoré sa navzájom ovplyvňujú (alebo látka samotná), menia oxidačné stavy prvkov.

Ako príklad zvážte dve reakcie:

Zn0 + 2H +1 C1-1 \u003d Zn +2 Cl2-1 + H20 (1)
H+1Cl-1+K+10-2H+1 = K+1Cl-1 + H2+10-2 (2)

Reakcia (1) zahŕňa zinok a kyselina chlorovodíková. Zinok a vodík menia svoje oxidačné stavy, chlór zanecháva oxidačný stav nezmenený:

Zn°-2e = Zn2+
2H + 1 + 2e \u003d H20
2Cl-1 \u003d 2Cl-1

A v reakcii (2), ( neutralizačná reakcia), chlór, vodík, draslík a kyslík nemenia svoje oxidačné stavy: Cl-1 = Cl-1, H +1 = H +1, K +1 = K +1, O-2 = O-2; Reakcia (1) patrí k redoxnej reakcii a reakcia (2) patrí k inému typu.

Chemické reakcie, ktoré sa uskutočňujú so zmenouoxidačné stavy prvkovsa nazývajú redoxné.

Na stanovenie redoxnej reakcie je potrebné stanoviť stepižiadna oxidácia prvkov na ľavej a pravej strane rovnice. To si vyžaduje vedieť, ako určiť oxidačný stav prvku.

V prípade reakcie (1) prvky Zn a H menia svoje stavy stratou alebo ziskom elektrónov. Zinok, ktorý odovzdá 2 elektróny, prechádza do iónového stavu - stáva sa katiónom Zn 2+. V tomto prípade proces zotavenie a zinok sa oxiduje. Vodík získava 2 elektróny, vystavuje oxidačné vlastnosti, sám v procese reakcie zotavuje sa.

2. Definíciaoxidačné stavy prvkov.

Oxidačný stav prvkov v jej zlúčeninách sa určuje na základe polohy, že celkový celkový náboj oxidačných stavov všetkých prvkov danej zlúčeniny je nulový. Napríklad v zlúčenine H3P04 je oxidačný stav vodíka +1, fosforu +5 a kyslíka -2; Po vytvorení matematickej rovnice to určíme v súčte počet častíc(atómy alebo ióny) budú mať náboj rovný nule: (+1)x3+(+5)+(-2)x4 = 0

Ale v tomto príklade sú už nastavené oxidačné stavy prvkov. Ako možno určiť stupeň oxidácie síry, napríklad v zlúčenine tiosíran sodný Na2S203 alebo mangán v zlúčenine manganistan draselný- KMnO 4 ? Na to potrebujete vedieť konštantné oxidačné stavy množstva prvkov. Majú nasledujúce významy:

1) Prvky I. skupiny periodickej sústavy (vrátane vodíka v kombinácii s nekovmi) +1;
2) Prvky II. skupiny periodickej sústavy +2;
3) Prvky III. skupiny periodickej sústavy +3;
4) Kyslík (okrem kombinácie s fluórom alebo v peroxidových zlúčeninách) -2;

Na základe týchto konštantných hodnôt oxidačných stavov (pre sodík a kyslík) určujeme oxidačný stav síry v zlúčenine Na2S203. Pretože celkový náboj všetkých oxidačných stavov prvkov, ktorých zloženie to odráža zložený vzorec, sa rovná nule, potom označuje neznámy náboj síry " 2X“(keďže vo vzorci sú dva atómy síry), zostavíme nasledujúcu matematickú rovnicu:

(+1) x 2 + 2X+ (-2) x 3 = 0

Vyriešením tejto rovnice pre 2 x dostaneme

2X = (-1) x 2 + (+2) x 3
alebo
X = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;

Preto je oxidačný stav síry v zlúčenine Na2S203 (+2). Bude však naozaj vždy potrebné použiť takúto nepohodlnú metódu na určenie oxidačných stavov určitých prvkov v zlúčeninách? Samozrejme nie vždy. Napríklad pre binárne zlúčeniny: oxidy, sulfidy, nitridy atď. môžete na určenie oxidačných stavov použiť takzvanú „cross-over“ metódu. Povedzme dané zložený vzorec:oxid titaničitý– Ti203. Použitím jednoduchej matematickej analýzy založenej na skutočnosti, že oxidačný stav kyslíka je nám známy a rovná sa (-2): Ti 2 O 3, je ľahké určiť, že oxidačný stav titánu bude rovný ( +3). Alebo napríklad v spojení metán CH 4 je známe, že oxidačný stav vodíka je (+1), potom nie je ťažké určiť oxidačný stav uhlíka. Bude zodpovedať vzorcu tejto zlúčeniny (-4). Tiež pomocou metódy "krížom" nie je ťažké zistiť, že ak je nasledovné zložený vzorec Cr 4 Si 3, potom stupeň oxidácie chrómu do neho je (+3) a kremíka (-4).
Pre soli to tiež nie je ťažké. A je jedno, či je daný resp stredná soľ alebo kyslá soľ. V týchto prípadoch je potrebné vychádzať zo soľotvornej kyseliny. Napríklad podaná soľ dusičnan sodný(NaN03). Je známe, že ide o derivát kyseliny dusičnej (HNO 3) a v tejto zlúčenine je stupeň oxidácie dusíka (+5), preto v jeho soli - dusičnane sodnom je stupeň oxidácie dusíka tiež (+5 ). hydrogénuhličitan sodný(NaHC03) je kyslá soľ kyseliny uhličitej (H2CO3). Rovnako ako v kyseline, oxidačný stav uhlíka v tejto soli bude (+4).

Je potrebné poznamenať, že oxidačné stavy v zlúčeninách: kovy a nekovy (pri zostavovaní elektronické bilančné rovnice) sa rovnajú nule: K 0, Ca 0, Al 0, H 2 0, Cl 2 0, N 2 0 Ako príklad uvádzame oxidačné stavy najtypickejších prvkov:

Iba oxidačné činidlá sú látky, ktoré majú maximálny, zvyčajne kladný, oxidačný stav, napríklad: KCl +7 O 4, H 2 S +6 O 4, K 2 Cr +6 O 4, HN +5 O 3, KMn +7 O4. To sa dá ľahko dokázať. Ak by tieto zlúčeniny mohli byť redukčnými činidlami, potom by v týchto stavoch museli darovať elektróny:

Cl +7 - e \u003d Cl +8
S +6 - e \u003d S +7

Ale prvky chlór a síra nemôžu existovať s takýmito oxidačnými stavmi. Podobne iba redukčnými činidlami sú látky, ktoré majú minimálny, spravidla negatívny oxidačný stav, napr.: H 2 S -2, HJ -, N -3 H 3. V procese redoxných reakcií takéto zlúčeniny nemôžu byť oxidačné agentov, pretože by museli pridať elektróny:

S-2 + e = S-3
J - + e \u003d J -2

Ale pre síru a jód nie sú ióny s takýmito stupňami oxidácie typické. Prvky so strednými oxidačnými stavmi, napríklad N+1, N+4, S+4, Cl+3, C+2, môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti.

3 . Typy redoxných reakcií.

Existujú štyri typy redoxných reakcií.

1) Intermolekulárne redoxné reakcie.
Najbežnejší typ reakcie. Tieto reakcie sa menia oxidačné stavyprvkov v rôznych molekulách, napr.

2Bi +3 Cl 3 + 3Sn +2 Cl 2 = 2Bi 0 + 3Sn +4 Cl 4

Bi +3 - 3 e= Bi0

sn+2+2 e= Sn+4

2) Reakciou je druh intermolekulárnych redoxných reakcií primerané, v ktorých sú oxidačným a redukčným činidlom atómy toho istého prvku: pri tejto reakcii dva atómy toho istého prvku rôznej miere oxidáciou tvorí jeden atóm s rôznym oxidačným stavom:

S02+4 + 2H2S-2 \u003d 3S0 + 2H20

S-2-2 e= S 0

S+4+4 e= S 0

3) Reakcie disproporcie sa uskutočňujú, ak sú oxidačným a redukčným činidlom atómy toho istého prvku alebo jeden atóm prvku s jedným oxidačným stavom tvorí zlúčeninu s dvoma oxidačnými stavmi:

N+402 + NaOH = NaN +503 + NaN +302 + H20

N +4 - e=N+5

N+4+ e= N+3

4) Intramolekulárne redoxné reakcie sa vyskytujú, keď sú oxidačný atóm a redukujúci atóm v tej istej látke, napríklad:

N-3H4N+503 \u003d N +120 + 2H20

2N -3 - 8 e= 2N+1

2N+5+8 e= 2N+1

4 . Mechanizmus redoxných reakcií.

Redoxné reakcie sa uskutočňujú v dôsledku prenosu elektrónov z atómov jedného prvku na druhý. Ak atóm alebo molekula stratí elektróny, potom sa tento proces nazýva oxidácia a tento atóm je redukčným činidlom, napríklad:

Al 0 - 3 e=Al3+

2Cl--2 e= Cl20

Fe 2+ - e= Fe3+

V týchto príkladoch sú Al 0, Cl -, Fe 2+ redukčné činidlá a procesy ich transformácie na zlúčeniny Al 3+, Cl 2 0, Fe 3+ sa nazývajú oxidačné. Ak atóm alebo molekula získa elektróny, potom sa takýto proces nazýva redukcia a tento atóm je oxidačným činidlom, napríklad:

Ca 2+ + 2 e= Ca0

Cl20 + 2 e= 2Cl -

Fe3+ + e= Fe2+

Oxidačnými činidlami sú spravidla nekovy (S, Cl2, F2, O2) alebo zlúčeniny kovov s maximálnym oxidačným stavom (Mn +7, Cr +6, Fe +3). Redukčnými činidlami sú kovy (K, Ca, Al) alebo nekovové zlúčeniny s minimálnym oxidačným stavom (S-2, Cl-1, N-3, P-3);

Redoxné rovnice sa líšia od molekulové rovnice iné reakcie obtiažnosťou výberu koeficientov pred reaktantmi a reakčnými produktmi. Na toto použitie metóda elektronickej váhy, alebo metóda elektrón-iónových rovníc(niekedy sa tomu druhému hovorí " metóda polovičnej reakcie"). Ako príklad zostavovania rovníc pre redoxné reakcie uvažujme proces, v ktorom koncentrovaná kyselina sírová(H2SO4) bude reagovať s jodovodíkom (HJ):

H2SO4 (konc.) + HJ → H2S + J2 + H20

V prvom rade si to stanovme oxidačný stav jód v jodovodíku je (-1) a síra v kyseline sírovej: (+6). Počas reakcie sa jód (-1) oxiduje na molekulárny stav a síra (+6) sa redukuje na oxidačný stav (-2) - sírovodík:

J - → J 0 2
S+6 → S-2

Aby to bolo potrebné brať do úvahy množstvočastice atómy v ľavej a pravej časti polovičných reakcií by mali byť rovnaké

2J - - 2 e→ J 0 2
S+6+8 e→S-2

Nastavením zvislej čiary napravo od tejto schémy polovičnej reakcie určíme reakčné koeficienty:

2J - - 2 e→ J 0 2 |8
S+6+8 e→ S-2 |2

Znížením o "2" dostaneme konečné hodnoty koeficientov:

2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1

Poďme to zhrnúť podľa tejto schémy polovičné reakcie vodorovnú čiaru a zhrňte reakciu počet častíc atómy:

2J - - 2 e→ J 0 2 |4
S+6+8 e→ S-2 |1
____________________
8J - + S +6 → 4 J 0 2 + S -2

Potom je to potrebné. Nahradením získaných hodnôt koeficientov do molekulárnej rovnice ju privedieme do tejto formy:

8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + H2O

Po spočítaní počtu atómov vodíka v ľavej a pravej časti rovnice sa uistíme, že koeficient „4“ pred vodou je potrebné opraviť, dostaneme úplnú rovnicu:

8HJ + H2SO4 \u003d 4J2 + H2S + 4H20

Táto rovnica môže byť napísaná pomocou metóda elektronickáiónová rovnováha. V tomto prípade nie je potrebné korigovať koeficient pred molekulami vody. Rovnica je zostavená na základe disociácie iónov zlúčenín zúčastňujúcich sa reakcie: napr. disociácia kyseliny sírovej vedie k tvorbe dvoch vodíkových protónov a síranového aniónu:

H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2-

Podobne možno napísať disociáciu jodovodíka a sírovodíka:

HJ ↔ H + + J -
H2S ↔ 2H++ S2-

J 2 nedisociuje. Prakticky tiež nedisociuje H 2 O. Kompilácia poloreakčné rovnice pretože jód zostáva rovnaký:

2J - - 2 e→ J 0 2
Polovičná reakcia pre atómy síry bude mať nasledujúcu formu:

SO4-2 → S-2

Keďže na pravej strane polovičnej reakcie chýbajú štyri atómy kyslíka, toto množstvo musí byť vyvážené vodou:

S04-2 -> S-2 + 4H20

Potom v ľavej časti polovičnej reakcie je potrebné kompenzovať atómy vodíka v dôsledku protónov (keďže reakcia média je kyslá):

S042- + 8H+ ->S-2 + 4H20

Po spočítaní počtu prechádzajúcich elektrónov získame úplný záznam rovnice v zmysle metóda polovičnej reakcie:

S042- + 8H++ 8 e→ S-2 + 4H20

Keď zhrnieme obe polovičné reakcie, dostaneme rovnica elektronickej rovnováhy:

2J - - 2 e→ J 0 2 |8 4
S042- + 8H++ 8 e→ S-2 + 4H20 | 2 1

8J - + SO 4 2- + 8Н + → 4J 2 0 + S 0 + 4H 2 O

Z tohto vstupu vyplýva, že metóda elektrón-iónová rovnica poskytuje úplnejší obraz o redoxnej reakcii ako metóda elektronickej váhy. Počet elektrónov zapojených do procesu je rovnaký pre obe metódy rovnováhy, ale v druhom prípade je počet protónov a molekúl vody zapojených do redoxného procesu nastavený „automaticky“.

Analyzujme niekoľko konkrétnych prípadov oxidačno-redukčných reakcií, ktoré je možné touto metódou zostaviť elektrón-iónová rovnováha. Niektoré redoxné procesy sa vykonávajú za účasti alkalického prostredia, napríklad:

KCrO 2 + Br 2 + KOH → KBr + K 2 CrO 4 + H 2 O

Pri tejto reakcii je redukčným činidlom chromitový ión (CrO 2 -), ktorý sa oxiduje na chrómanový ión (CrO -2 4). Oxidačné činidlo - bróm (Br 0 2) sa redukuje na bromidový ión (Br -):
CrO 2 - → CrO 4 2-
Br 0 2 → 2 Br -

Keďže reakcia prebieha v alkalickom prostredí, prvá polovičná reakcia musí byť zložená s ohľadom na hydroxidové ióny (OH-):
Cr02- + 4OH--3 e\u003d Cr02-4 + 2H20

Druhú polovičnú reakciu zostavíme už známym spôsobom:
Cr02- + 4OH-3 e\u003d CrO42 - + 2H20 | 2
Br 02 + 2 e= Br - |3
__________
2CrO2 - + 3Br20 + 8OH - \u003d 2CrO2-4 + 6Br - + 4H20

Po tomto je potrebné usporiadať koeficienty do reakčnej rovnice a úplne molekulová rovnica tento redoxný proces bude mať formu:

2KCr02 + 3Br2 + 8KOH = 2K2Cr04 + 6KBr + 4H20.

V mnohých prípadoch sa nedisociovateľné látky súčasne podieľajú na redoxnej reakcii. Napríklad:

AsH3 + HNO3 \u003d H3As04 + N02 + 4H20

Potom metóda polovičnej reakcie je zostavený s ohľadom na tento proces:

AsH3 + 4H20 - 8 e\u003d As04 3- + 11H+ | 1
N03 + 2H++ e= N02 + H20 | 8

AsH3 + 8N03 + 4H20 + 2H+ = As043- + 8N02 + 11H + O

molekulová rovnica bude mať podobu:

AsH3 + 8HN03 \u003d H3As04 + 8N02 + 4H20.

Redoxné reakcie sú niekedy sprevádzané súčasným oxidačno-redukčným procesom viacerých látok. Napríklad pri reakcii so sulfidom medi interaguje koncentrovaná kyselina dusičná:

Cu 2 S + HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H2SO 4 + NO + H2O

Redoxný proces zahŕňa atómy medi, síry a dusíka. Pri zostavovaní rovnice metóda polovičnej reakcie je potrebné vziať do úvahy nasledujúce kroky:

Cu + → Cu 2+
S 2- → S +6
N5+ → N+2

V tejto situácii je potrebné spojiť oxidačné a redukčné procesy v jednej fáze:

2 Cu + - 2 e→ 2Cu 2+ | 10 e
S 2- - 8 e→ S 6+
_______________________
N5+ + 3 e→ N 2+ | 3 e

Pri ktorej redoxná polovičná reakcia bude mať formu:

2 Cu + - 2 e→ 2Cu 2+
S 2- - 8 e→ S 6+ 3 ( procesy obnovy)
_______________________
N5+ + 3 e→ N 2+ 10 (oxidačný proces)
_____________________________________

6Cu + + 3S 2- + 10N 5+ → 6Cu 2+ + 3S 6+ + 10N 2+

Nakoniec rovnica molekulovej reakcie bude mať podobu:

3Cu2S + 22HN03 \u003d 6Cu (N03)2 + 3H2S04 + 10NO + 8H20.

Osobitná pozornosť by sa mala venovať redoxným reakciám s organickými látkami. Napríklad, keď sa oxiduje glukóza manganistan draselný v kyslom prostredí nastáva táto reakcia:

C6H1206 + KMnO4 + H2S04 > CO2 + MnS04 + K2S04 + H20

Pri zostavovaní súvahy metóda polovičnej reakcie Konverzia glukózy berie do úvahy neprítomnosť jej disociácie, ale korekcia počtu atómov vodíka sa vykonáva v dôsledku protónov a molekúl vody:

C6H1206 + 6H20 - 24 e\u003d 6C02 + 24H+

Polovičná reakcia zahŕňajúca manganistan draselný bude mať podobu:

Mn04- + 8H++ 5 e\u003d Mn2+ + 4H20

Výsledkom je nasledujúca schéma redoxného procesu:

C6H1206 + 6H20 - 24 e= 6C02 + 24H+ | 5
Mn04- + 8H++ 5 e= Mn+2 + 4H20 |24
___________________________________________________

5C6H1206 + 30H20 + 24Mn04 - + 192H+ = 30C02 + 120H++ 24Mn2+ + 96H20

Znížením počtu protónov a molekúl vody na ľavej a pravej strane polovičné reakcie, dostaneme finále molekulová rovnica:

5C6H1206 + 24KMnO4 + 36H2S04 = 30C02 + 24MnS04 + 12K2S04 + 66H20

5. Vplyv prostredia na charakter priebehu redoxných reakcií.

V závislosti od média (nadbytok H +, neutrálny, nadbytok OH -) sa môže meniť charakter reakcie medzi rovnakými látkami. Na vytvorenie kyslého prostredia sa zvyčajne používa kyselina sírová(H2S04), Kyselina dusičná(HNO 3), kyselina chlorovodíková (HCl), ako OH médium sa používa hydroxid sodný (NaOH) alebo hydroxid draselný (KOH). Ukážeme si napríklad, ako vplýva prostredie manganistan draselný(KMnO 4). a jeho reakčné produkty:

Vezmime si napríklad Na 2 SO 3 ako redukčné činidlo, KMnO 4 ako oxidačné činidlo

V kyslom prostredí:

5Na2S03 + 2KMnO4 + 3H2S04 → 5Na2S04 + 2MnS04 + K2S04 + 3H20

S032- + H20-2 e->S042- + 2H+ |5
Mn04- + 8H++ 5 e→ Mn2+ + 4H20 |2
________________________________________________
5SO 3 2- + 2MnO4 - + 6H + → 5SO 4 2- + 2Mn2+ + 3H20

V neutrálnom (alebo mierne alkalickom):

3Na2S03 + 2KMnO4 + H20 → 3Na2S04 + 2Mn02 + 2KOH

S032- + H20-2 e->S042- + 2H+ |3
Mn04- + 2H20 + 3 e→ Mn02 + 4OH | 2
_____________________________________
3SO 3 2- + 2 MnO 4 - + H 2 O → 3SO 4 2- + 2 MnO 2 + 2OH

Vo vysoko alkalickom prostredí:

Na2S03 + 2KMnO4 + 2NaOH → Na2S04 + K2MnO4 + Na2MnO + H20

S032- + 2OH--2 e→ SO42- + H20 | 1
Mn04 - + e→ MnO 4 2 |2
____________________________________

SO 3 2- + 2 MnO 4 - + 2OH → SO 4 2- + 2 MnO 4 2- + H20

Peroxid vodíka(H 2 O 2) sa v závislosti od prostredia obnovuje podľa schémy:

1) Kyslé prostredie (H+) H202 + 2H++ 2 e→ 2H20

2) Neutrálne médium (H20) H202 + 2 e→ 2OH

3) Alkalické médium (OH -) H202 + 2 e→ 2OH

Peroxid vodíka(H 2 O 2) pôsobí ako oxidačné činidlo:

2FeSO4 + H202 + H2S04 → Fe2 (SO4)3 + 2H20

Fe 2+ - e= Fe3+ |2
H202 + 2H++ 2 e\u003d 2H20 | 1
________________________________
2Fe2+ + H202 + 2H + → 2Fe3+ + 2 H20

Avšak pri stretnutí s veľmi silnými oxidačnými činidlami (KMnO 4) Peroxid vodíka(H 2 O 2) pôsobí ako redukčné činidlo:

5H202 + 2KMnO4 + 3H2S04 → 502 + 2MnSO4 + K2S04 + 8H20

H202-2 e->02 + 2H + |5
Mn04- + 8H++ 5 e→ Mn2+ + 4H20 |2
_________________________________
5H20 + 2 Mn04 - + 6H + → 502 + 2Mn2+ + 8H20

6. Stanovenie produktov redoxných reakcií.

V praktickej časti tejto témy sa uvažuje o redoxných procesoch, pričom sa uvádzajú iba počiatočné činidlá. Zvyčajne je potrebné určiť produkty reakcie. Reakcia zahŕňa napr chlorid železitý(FeCl3) a jodid draselný(KJ):

FeCl3 + KJ = A + B + C

potrebné na inštaláciu zložené vzorce A, B, C, vznikajúce ako výsledok redoxného procesu.

Počiatočné oxidačné stavy činidiel sú nasledovné: Fe3+, Cl-, K+, J-. Je ľahké predpokladať, že Fe 3+ ako oxidačné činidlo (má maximálny oxidačný stav) môže znížiť svoj oxidačný stav iba na Fe 2+:

Fe3+ + e= Fe2+

Chloridový ión a draselný ión pri reakcii nemenia svoj oxidačný stav a jodidový ión môže len zvyšovať svoj oxidačný stav, t.j. prejdite do stavu J 2 0:

2J - - 2 e= J20

Výsledkom reakcie bude okrem redoxného procesu výmenná reakcia medzi FeCl 3 a KJ, ale berúc do úvahy zmenu oxidačných stavov, reakcia sa neurčuje podľa tejto schémy:

FeCl3 + KJ = FeJ3 + KCl,

ale bude mať formu

FeCl3 + KJ = FeJ2 + KCl,

kde produkt C je zlúčenina J20:

FeCl3 + 6KJ = 2FeJ2 + 6KJ + J2

Fe3+ + e═> Fe2+ |2

2J - - 2 e═> J 2 0 |1

________________________________

2Fe +3 + 2J - = 2Fe2+ + J20

V budúcnosti pri určovaní produktov redoxného procesu môžete použiť takzvaný "výťahový systém". Jej princíp spočíva v tom, že akúkoľvek redoxnú reakciu možno znázorniť ako pohyb výťahov vo viacposchodovej budove v dvoch vzájomne opačných smeroch. Okrem toho budú "podlahy". oxidačné stavy relevantné prvky. Pretože ktorákoľvek z dvoch polovičných reakcií v redoxnom procese je sprevádzaná buď znížením alebo zvýšením oxidačné stavy toho alebo toho prvku, potom možno jednoduchou úvahou predpokladať ich možné oxidačné stavy vo výsledných reakčných produktoch.

Ako príklad uvažujme reakciu, pri ktorej reaguje síra s koncentrovaný roztok hydroxidu sodného ( NaOH):

S + NaOH (konc) = (A) + (B) + H20

Keďže pri tejto reakcii nastanú zmeny iba s oxidačnými stavmi síry, pre prehľadnosť zostavíme schému jej možných stavov:

Zlúčeniny (A) a (B) nemôžu byť súčasne stavmi síry S +4 a S +6, pretože v tomto prípade by proces prebiehal len s uvoľnením elektrónov, t.j. bude obnovujúce:

S 0 - 4 e= S+4

S 0 - 6 e= S+6

Ale to by bolo v rozpore s princípom redoxných procesov. Potom treba predpokladať, že v jednom prípade by mal proces prebiehať s uvoľňovaním elektrónov a v druhom prípade by sa mal pohybovať opačným smerom, t.j. byť oxidačný:

S 0 - 4 e= S+4

S 0 + 2 e=S-2

Na druhej strane, aká je pravdepodobnosť, že proces obnovy prebehne do stavu S +4 alebo S +6? Pretože reakcia prebieha v alkalickom a nie v kyslom prostredí, jej oxidačná schopnosť je oveľa nižšia, preto je tvorba zlúčeniny S+4 pri tejto reakcii výhodnejšia ako S+6. Preto bude mať konečná reakcia podobu:

4S + 6NaOH (konc) = Na2S03 + 2Na2S + 3H20

S 0 +2 e= S - 2 | 4 | 2

S° + 6OH--4 e= S032- + 3H20 | 2 | 1

3S 0 + 6OH - \u003d 2S - 2 + S03 2 - + 3H20

Ako ďalší príklad zvážte nasledujúcu reakciu medzi fosfínom a koncentrovaná kyselina dusičná(HNO3):

PH3 + HN03 \u003d (A) + (B) + H20

V tomto prípade máme rôzne stupne oxidácie fosforu a dusíka. Pre názornosť uvádzame diagramy stavu ich oxidačných stavov.

Fosfor v oxidačnom stave (-3) bude vykazovať iba redukčné vlastnosti, takže v reakcii zvýši svoj oxidačný stav. Kyselina dusičná sám o sebe je silné oxidačné činidlo a vytvára kyslé prostredie, takže fosfor zo stavu (-3) dosiahne svoj maximálny oxidačný stav (+5).

Naproti tomu dusík zníži svoj oxidačný stav. Pri reakciách tohto typu zvyčajne až do stavu (+4).

Ďalej nie je ťažké predpokladať, že fosfor v stave (+5), ktorý je produktom (A), môže byť len kyselina fosforečná H3P04, pretože reakčné prostredie je silne kyslé. Dusík v takýchto prípadoch zvyčajne nadobúda oxidačný stav (+2) alebo (+4), častejšie (+4). Preto produkt (B) bude Oxid dusnatý NO2. Zostáva len vyriešiť túto rovnicu bilančnou metódou:

P - 3 - 8 e= P+5 | 1
N+ 5+ e= N+4 | 8

P - 3 + 8N +5 = P +5 + 8N +4

PH 3 + 8HNO 3 \u003d H3P04 + 8N02 + 4H20

stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.

Redoxné reakcie zahŕňajú tie, ktoré sú sprevádzané pohybom elektrónov z jednej častice na druhú. Pri zvažovaní vzorcov priebehu redoxných reakcií sa používa pojem stupňa oxidácie.

Oxidačný stav

koncepcie oxidačné stavy zavedené na charakterizáciu stavu prvkov v zlúčeninách. Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v zlúčenine, vypočítaný za predpokladu, že zlúčenina pozostáva z iónov. Oxidačný stav je označený arabskou číslicou so znamienkom plus, keď sú elektróny posunuté z daného atómu na iný atóm, a mínusovou číslicou, keď sú elektróny posunuté v opačnom smere. Nad symbolom prvku je umiestnené číslo so znamienkom „+“ alebo „-“. Oxidačný stav označuje oxidačný stav atómu a je len vhodnou formou na účtovanie prenosu elektrónov: nemal by sa považovať za efektívny náboj atómu v molekule (napríklad v molekule LiF sú efektívne náboje Li a F sú v tomto poradí + 0,89 a -0, 89, zatiaľ čo oxidačné stavy sú +1 a -1, alebo ako valencia prvku (napríklad v zlúčeninách CH 4, CH 3 OH, HCOOH, CO 2 uhlíková valencia je 4 a oxidačné stavy sú -4, -2, + 2, +4). Číselné hodnoty valencie a oxidačného stavu sa môžu v absolútnej hodnote zhodovať iba vtedy, keď sa vytvoria zlúčeniny s iónovou štruktúrou.

Pri určovaní stupňa oxidácie sa používajú tieto pravidlá:

Atómy prvkov, ktoré sú vo voľnom stave alebo vo forme molekúl jednoduchých látok, majú oxidačný stav rovný nule, napríklad Fe, Cu, H 2 , N 2 atď.

Oxidačný stav prvku vo forme monatomického iónu v zlúčenine s iónovou štruktúrou sa rovná náboju tohto iónu,

1 -1 +2 -2 +3 -1

napríklad NaCl, Cu S, AlF3.

Vodík má vo väčšine zlúčenín oxidačný stav +1, s výnimkou hydridov kovov (NaH, LiH), v ktorých je oxidačný stav vodíka -1.

Najbežnejší oxidačný stav kyslíka v zlúčeninách je -2, s výnimkou peroxidov (Na 2 O 2, H 2 O 2), v ktorých je oxidačný stav kyslíka -1 a F 2 O, v ktorých je oxidačný stav kyslíka +2.

Pre prvky s premenlivým oxidačným stavom možno jeho hodnotu vypočítať so znalosťou vzorca zlúčeniny a s prihliadnutím na to, že algebraický súčet oxidačných stavov všetkých prvkov v neutrálnej molekule je nula. V komplexnom ióne sa tento súčet rovná náboju iónu. Napríklad oxidačný stav atómu chlóru v molekule HClO 4 vypočítaný z celkového náboja molekuly = 0, kde x je oxidačný stav atómu chlóru) je +7. Oxidačný stav atómu síry v ióne (SO 4) 2- [x + 4 (-2) \u003d -2] je +6.

Redoxné vlastnosti látok

Každá redoxná reakcia pozostáva z oxidačných a redukčných procesov. Oxidácia - je proces darovania elektrónov atómom, iónom alebo molekulou reaktantu. Látky, ktoré dávajú ich elektróny pri reakcii a zároveň sa oxidujú, sú tzv redukčné činidlá.

Obnova je proces prijímania elektrónov atómom, ión alebo molekula reaktantu.

Látky, ktoré prijímajú elektróny a pri tomto procese sa redukujú, sa nazývajú oxidačné činidlá.

Oxidačno-redukčné reakcie prebiehajú vždy ako jeden proces, tzv redoxná reakcia. Napríklad pri interakcii kovového zinku s iónmi medi redukčné činidlo(Zn) daruje svoje elektróny oxidačné činidlo- ióny medi (Cu 2+):

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Meď sa uvoľňuje na povrchu zinku a ióny zinku prechádzajú do roztoku.

Redoxné vlastnosti prvkov sú spojené so štruktúrou ich atómov a sú určené polohou v periodickom systéme D.I. Mendelejev. Redukčná schopnosť prvku je spôsobená slabou väzbou valenčných elektrónov s jadrom. Atómy kovov obsahujúce malý počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni sú náchylné na ich návrat, t.j. ľahko oxiduje a hrá úlohu redukčných činidiel. Najsilnejšie redukčné činidlá sú najaktívnejšie kovy.

Kritériom redoxnej aktivity prvkov môže byť ich hodnota relatívna elektronegativita: čím je vyššia, tým je oxidačná schopnosť prvku výraznejšia a čím nižšia, tým výraznejšia je jeho redukčná aktivita. Atómy nekovov (napríklad F, O) majú vysokú elektrónovú afinitu a relatívnu elektronegativitu, ľahko prijímajú elektróny, t.j. sú oxidačné činidlá.

Redoxné vlastnosti prvku závisia od stupňa jeho oxidácie. Rovnaký prvok má nižšie, vyššie a stredné oxidačné stavy.

Ako príklad uvažujme síru S a jej zlúčeniny H2S, SO2 a SO3. Vzťah medzi elektrónovou štruktúrou atómu síry a jeho redoxnými vlastnosťami v týchto zlúčeninách je jasne znázornený v tabuľke 1.

V molekule H 2 S má atóm síry stabilnú oktetovú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny 3s 2 3p 6 a preto už nemôže pridávať elektróny, ale môže ich rozdávať.

Stav atómu, v ktorom už nemôže prijímať elektróny, sa nazýva najnižší oxidačný stav.

V najnižšom oxidačnom stupni atóm stráca svoju oxidačnú schopnosť a môže byť iba redukčným činidlom.

Stôl 1.

Vzorec látky	Elektronický vzorec	redoxné vlastnosti
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6	–2 ; - 6 ; - 8 redukčné činidlo
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4	+ 2 okysličovadlo	–4 ; - 6 redukčné činidlo
	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p o	+ 4 ; + 6 okysličovadlo	-2 redukčné činidlo
	1s 2 2s 2 2p 6 3s alebo 3p 0	+ 2 ; + 6 ; + 8 okysličovadlo

V molekule SO 3 sú všetky vonkajšie elektróny atómu síry premiestnené na atómy kyslíka. Preto v tomto prípade môže atóm síry prijímať iba elektróny, ktoré vykazujú oxidačné vlastnosti.

Stav atómu, v ktorom daroval všetky svoje valenčné elektróny, sa nazýva najvyšší oxidačný stav. Atóm v najvyššom oxidačnom stupni môže byť iba oxidačným činidlom.

V molekule SO 2 a elementárnej síre S sa atóm síry nachádza v stredné oxidačné stavy, t.j. majúce valenčné elektróny, atóm ich môže rozdať, ale bez toho, aby mal dokončené R - podúrovni a môže prijímať elektróny pred jej dokončením.

Atóm prvku, ktorý má stredný oxidačný stav, môže vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti, čo je určené jeho úlohou v konkrétnej reakcii.

Takže napríklad úloha sulfitového aniónu SO odlišné v nasledujúcich reakciách:

5Na2S03 + 2KMnO4 + 3H2S04  2MnS04 + 5Na2S04 + K2S04 + 3H20 (1)

H 2 SO 3 + 2 H 2 S  3 S + 3 H 2 O (2)

V reakcii (1) sa sulfitový anión SO v prítomnosti silného oxidačného činidla hrá KMnO 4 úlohu redukčného činidla; v reakcii (2) sulfitový anión SO - oxidačné činidlo, pretože H 2 S môže vykazovať iba redukčné vlastnosti.

Teda medzi komplexné látky redukčné činidlá môže byť:

1. Jednoduché látky, ktorých atómy majú nízku ionizačnú energiu a elektronegativitu (najmä kovy).

2. Komplexné látky obsahujúce atómy v nižších oxidačných stupňoch:

H Cl,H2 S,N H3

Na 2 S O 3 , Fe Cl2, sn(NO 3) 2.

Oxidačné činidlá môže byť:

1. Jednoduché látky, ktorých atómy majú vysoké hodnoty elektrónovej afinity a elektronegativity - nekovy.

2. Komplexné látky obsahujúce atómy vo vyšších oxidačných stupňoch: +7 +6 +7

K Mn O4, K2 Cr 207, HC104.

3. Komplexné látky obsahujúce atómy v stredných oxidačných stavoch:

Na 2 S O 3 , Mn O 2 , Mn SO4.

Existujú dva typy chemických reakcií:

A Reakcie, pri ktorých sa nemení oxidačný stav prvkov:

Adičné reakcie

S02 + Na20 \u003d Na2S03

Reakcie rozkladu

Cu(OH)2 \u003d CuO + H20

Výmenné reakcie

AgN03 + KCl = AgCl + KNO3

NaOH + HN03 \u003d NaN03 + H20

B Reakcie, pri ktorých dochádza k zmene oxidačných stavov atómov prvkov, ktoré tvoria reagujúce zlúčeniny, a k prenosu elektrónov z jednej zlúčeniny do druhej:

2Mg0+020 \u003d 2Mg+20-2

2KI-1 + Cl20 = 2KCI-1 + 120

Mn+402 + 4HCl -1 \u003d Mn +2 Cl2 + Cl20 + 2H20

Takéto reakcie sa nazývajú redoxné reakcie.

Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v molekule, vypočítaný za predpokladu, že molekula pozostáva z iónov a je vo všeobecnosti elektricky neutrálna.

Najviac elektronegatívnych prvkov v zlúčenine má negatívne oxidačné stavy, zatiaľ čo atómy prvkov s menšou elektronegativitou sú pozitívne.

Stupeň oxidácie je formálny pojem; v niektorých prípadoch sa oxidačný stav nezhoduje s valenciou.

Napríklad:

N2H4 (hydrazín)

oxidačný stav dusíka - -2; valencia dusíka - 3.

Výpočet stupňa oxidácie

Na výpočet oxidačného stavu prvku je potrebné vziať do úvahy nasledujúce ustanovenia:

1. Oxidačné stavy atómov v jednoduchých látkach sú rovné nule (Na 0; H 2 0).

2. Algebraický súčet oxidačných stavov všetkých atómov, ktoré tvoria molekulu, je vždy nula a v komplexnom ióne sa tento súčet rovná náboju iónu.

3. Atómy alkalických kovov (+1), kovov alkalických zemín (+2), fluóru majú v zlúčeninách s atómami iných prvkov konštantný stupeň oxidácie.

(-1), vodík (+1) (okrem hydridov kovov Na + H -, Ca 2+ H 2 - a iné, kde je oxidačný stav vodíka -1), kyslík (-2) (okrem F 2 - 1 O + 2 a peroxidy obsahujúce skupinu –O–O–, v ktorých je oxidačný stav kyslíka -1).

4. Pre prvky nemôže kladný oxidačný stav presiahnuť hodnotu rovnajúcu sa číslu skupiny periodického systému.

Príklady:

V2+505-2; Na2+1B4+307-2; K+1Cl+704-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+504-2; Na2+1Cr2+607-2

Oxidácia, redukcia

Pri redoxných reakciách sa elektróny prenášajú z jedného atómu, molekuly alebo iónu na druhý. Proces darovania elektrónov je oxidácia. Pri oxidácii sa oxidačný stav zvyšuje:

H20 - 2ē \u003d 2H++ 1/2O2

S -2 - 2ē \u003d S 0

Al 0 – 3ē \u003d Al +3

Fe +2 - ē = Fe +3

2Br - - 2ē = Br20

Proces pridávania elektrónov - redukcia: Pri redukcii sa oxidačný stav znižuje.

Mn +4 + 2ē = Mn +2

S 0 + 2ē \u003d S -2

Cr +6 +3ē = Cr +3

Cl 2 0 + 2ē \u003d 2Cl -

O 2 0 + 4ē \u003d 2O -2

Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré pri tejto reakcii získavajú elektróny, sú oxidačné činidlá a tie, ktoré elektróny darujú, sú redukčné činidlá.

Oxidačné činidlo sa počas reakcie redukuje, zatiaľ čo redukčné činidlo sa oxiduje.

Redoxné vlastnosti látky a stupeň oxidácie jej základných atómov

Najdôležitejšie redukčné činidlá a oxidačné činidlá

Reštaurátori

Oxid uhoľnatý (II) (CO).

sírovodík (H2S);

oxid sírový (IV) (S02);

kyselina sírová H 2 SO 3 a jej soli.

Halogenovodíkové kyseliny a ich soli.

Katióny kovov v nižších oxidačných stupňoch: SnCl 2, FeCl 2, MnSO 4, Cr 2 (SO4) 3.

kyselina dusitá HN02;

amoniak NH3;

hydrazín NH2NH2;

oxid dusnatý (II) (NO).

katóda v elektrolýze.

Oxidačné činidlá

Halogény.

manganistan draselný (KMnO 4);

manganistan draselný (K2Mn04);

oxid mangánu (MnO 2).

dvojchróman draselný (K2Cr207);

chróman draselný (K2CrO4).

Kyselina dusičná (HNO 3).

Kyselina sírová (H 2 SO 4) konc.

oxid meďnatý (CuO);

oxid olovnatý (Pb02);

oxid strieborný (Ag20);

peroxid vodíka (H202).

Chlorid železitý (FeCl3).

Bertholletova soľ (KClO 3).

Anóda v elektrolýze.

Chemická reakcia je proces, pri ktorom sa reaktanty premieňajú na reakčné produkty. Látky získané po ukončení reakcie sa nazývajú produkty. Od originálu sa môžu líšiť štruktúrou, zložením alebo oboma.

Zmenou zloženia sa rozlišujú tieto typy chemických reakcií:

so zmenou zloženia (takých je väčšina);
bez zmeny zloženia (izomerizácia a transformácia jednej alotropnej modifikácie na inú).

Ak sa v dôsledku reakcie nezmení zloženie látky, potom sa nevyhnutne zmení jej štruktúra, napríklad: Cgrafit↔Cdiamant

Pozrime sa podrobnejšie na klasifikáciu chemických reakcií, ktoré sa vyskytujú pri zmene zloženia.

I. Podľa počtu a zloženia látok

Reakcie spojenia

V dôsledku takýchto chemických procesov vzniká jedna látka z niekoľkých látok: A + B + ... = C

Môže sa pripojiť:

jednoduché látky: 2Na + S = Na2S;
jednoduché s komplexným: 2SO2 + O2 = 2SO3;
dva komplexné: CaO + H2O = Ca(OH)2.
viac ako dve látky: 4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

Reakcie rozkladu

Jedna látka sa v takýchto reakciách rozkladá na niekoľko ďalších: A \u003d B + C + ...

Produkty v tomto prípade môžu byť:

jednoduché látky: 2NaCl = 2Na + Cl2
jednoduché a zložité: 2KNO3 = 2KNO2 + O2
dva komplexné: CaCO3 = CaO + CO2
viac ako dva produkty: 2AgNO3 = 2Ag + O2 + 2NO2

Substitučné reakcie

Takéto reakcie, pri ktorých reagujú jednoduché a zložité látky navzájom a s atómami jednoduchá látka nahrádzajú atómy jedného z prvkov v komplexe a nazývajú sa substitučné reakcie. Schematicky možno proces substitúcie atómov znázorniť takto: A + BC = B + AC.

Napríklad CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Výmenné reakcie

Do tejto skupiny patria reakcie, v ktorých sú dve komplexné látky meniť ich časti: AB + CD = AD + CB. Podľa Bertholletovho pravidla je nezvratný výskyt takýchto reakcií možný, ak aspoň jeden z produktov:

zrazenina (nerozpustná látka): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4;
nízkodisociačná látka: NaOH + HCl = NaCl + H2O;
plyn: NaOH + NH4Cl \u003d NaCl + NH3 + H2O (najskôr sa vytvorí hydrát amoniaku NH3 H2O, ktorý sa po prijatí okamžite rozkladá na amoniak a vodu).

II. Tepelným efektom

exotermický - procesy prebiehajúce pri uvoľňovaní tepla:
C + O2 = C02 + Q
Endotermický reakcie, pri ktorých sa teplo absorbuje:
Cu(OH)2 = CuO + H20 - Q

III. Druhy chemických reakcií podľa smeru

reverzibilné nazývajú reakcie prebiehajúce súčasne v priamom aj v opačnom smere: N2 + O2 ↔ 2NO
nezvratné procesy prebiehajú až do konca, to znamená, kým sa aspoň jeden z reaktantov úplne nespotrebuje. Príklady ireverzibilných výmenných reakcií boli diskutované vyššie.

IV. Prítomnosťou katalyzátora

V. Podľa stavu agregácie látok

Ak sú všetky reaktanty v rovnakom stave agregácie, reakcia sa nazýva homogénne. Takéto procesy prebiehajú po celú dobu. Napríklad: NaOH + HCl = NaCl + H2O
heterogénne nazývané reakcie medzi látkami v rôznych stavoch agregácie, vyskytujúce sa na rozhraní. Napríklad: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

VI. Typy chemických reakcií na zmenu oxidačného stavu reaktantov

redox (OVR) - reakcie, pri ktorých sa menia oxidačné stavy reaktantov.
Prebiehajúce reakcie žiadna zmena oxidačných stavov činidlá (BISO).

Procesy spaľovania a substitúcie sú vždy redoxné procesy. Výmenné reakcie prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov látok. Všetky ostatné procesy môžu byť buď OVR alebo BISO.