Wykład 6 - Reakcje chemiczne

http://scholaris.pl/

http://www.youtube.com/

filmy i animacje

http://wikipedia.com/

Wzory sumaryczne i strukturalne związków

H

₂

S

SO

₂

H

2

SO

4

H

3

PO

4

CH

₄

OHC

₂

H

₅

NH

₂

Wzory sumaryczne i strukturalne związków

H

₂

SO

₄ Fe2(SO4)3 siarczan(VI) żelaza(III) CuSO₄ siarczan(VI) miedzi(II) K2SO4 siarczan(VI) potasu

powyższe równanie można odczytać na dwa sposoby:

• dwie cząsteczki wodoru reagują z jedną cząsteczką tlenu dając dwie cząsteczki wody

• dwa mole wodoru reagując z jednym molem tlenu dając 2 mole wody

O

2H

O

2H

₂



₂



₂

O

H

SO

Na

SO

H

NaOH



₂

₄



₂

₄



₂

 obydwie strony równania muszą się zgadzać, czyli ilość atomów każdego pierwiastka musi być taka sama po obydwu stronach równania

ponieważ po stronie produktów są dwa atomy sodu, NaOH musizostać przemnożone przez 2  teraz, aby zgadzała się ilość wodoru należy wziąć dwie cząsteczki wody po stronie produktów

Reakcje chemiczne

2

2

Ile

gramów kwasu siarkowego (VI) trzeba zużyć do

zobojętnienia 20g wodorotlenku sodowego?

H

₂

SO

₄

+ 2NaOH = Na

₂

SO

₄

+ 2H

₂

O

masa cząsteczkowa H2SO4= 98g

masa cząsteczkowa NaOH = 40g

98g H

₂

SO

₄

– 80g NaOH

xg H

₂

SO

₄

– 20g NaOH

xg H

₂

SO

₄

= 98g



20g/80g = 24,5g

Reakcje chemiczne, typy reakcji chemicznych

Równanie reakcji jest symbolicznym zapisem rzeczywistej

reakcji chemicznej:

aA



bB



cC



dD

a, b, c, d – współczynniki stechiometryczne

substraty

produkty

synteza analiza wymiany A B A B A B A B A C A B B A B C C D A C B D

+

+

+

₊

+

+

Typy reakcji chemicznych

synteza

– dwa lub więcej substratów tworzy jeden produkt

O

H

2

O

H

2

₂



₂



₂

2

2

SO

O

S





3

2

CaCO

CO

CaO





analiza

– jeden substrat rozkłada się na produkty

2 3

CaO

CO

CaCO





2

2

4

2

4

K

MnO

MnO

O

KMnO

2







2

O

Hg

2

HgO

2





Typy reakcji chemicznych

reakcja wymiany pojedynczej

– tylko jeden pierwiastek

ulega wymianie w

związku podczas reakcji









2

HCl

ZnCl

₂

H

₂

Zn

Cu

FeSO

CuSO

Fe



₄



₄















6

HNO

₃

2

Al

NO

₃

₃

3

H

₂

Al

2

4

2

3

3

2

4

Na

CO

ZnCO

Na

SO

ZnSO







O

H

3

FePO

PO

H

)

OH

(

Fe

₃



₃

₄



₄



₂



NO



2

H

O

Mg

HNO

2

)

OH

(

Mg

₂



₃



₃

₂



₂

Typy reakcji chemicznych

reakcja wymiany

podwójnej – dwa pierwiastki ulegają

wymianie w

związku podczas reakcji

Reakcje redox

reakcja redox

– nazwa pochodzi od procesów redukcji i

utleniania:

 utlenianie jestzwiązane z utratą elektronu przez atom lub cząsteczkę, czylipodwyższeniem stopnia utlenienia.

 redukcjazwiązana jest z przyjęciem elektronu i obniżeniem (redukcją) stopnia utlenienia A B 0 0 A+ _B -+

-+

+

przyjmują elektrony (redukcja)

oddają elektrony (utlenienie)

reduktor – dawca elektronów

utleniacz – biorca elektronów

Reakcje redox

typy reakcji chemicznych kwasowo-zasadowe  transfer protonu redoks  transfer elektronu ON – ang. Oxidation Number całkowicie jonowe wiązania  liczba dodatnich lub ujemnych ładunków elementarnych, jakie przypisalibyśmy atomom danego pierwiastka, gdyby cząsteczki miały budowę jonową

stopień utlenienia

pierwiastki ON = 0

n

związki chemiczne (ON)i= 0

i

n

jony (ON)i= ładunek jonu

i

1. stopień utlenienia pierwiastka w stanie wolnym przyjęto za równy zeru

2. suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce związku jestrówna zeru

3. suma stopni utlenianiaatomów wchodzących w skład jonu złożonego jestrówna ładunkowi tego jonu

4. fluor we wszystkichzwiązkach występuje na stopniu utlenienia -I 5. tlenwystępuje w zasadzie na stopniu utlenienia -II, wyjątek stanowią

nadtlenki (stopień utlenienia tlenu -I) i fluorek tlenu (stopień utlenienia tlenu II)

6. wodór w zasadzie występuje na stopniu utlenienia I, wyjątki stanowią wodorki wszystkich metali oraz niektórych niemetali, na przykład krzemu, arsenu, boru, wktórych przyjmuje on stopień utlenienia -I

Reguły ustalania stopni utleniania

Ustalanie stopnia utleniania

S

(IV)

_O

2(-II)

H

2 (I)

S

(VI)

O

4(-II)

[S

(IV)

O

3(-II)

]

-II

H

2(I)

S

(-II)

Ba

(II)

_O

wodór +I

wyjątki -I wodorki litowców i berylowców

fluor -I

tlen tlenki -II CaO

nadtlenki -I H₂O₂

ponadtlenki -1_/

2 KO2

zwizki dioksygenylowe +1_/

2 O2PtF6

związki oksygenylowe +II OF₂

Zasada ogólna uzgadniania reakcji redoks

zachowana zostaje zarówno liczba atomów każdego rodzaju pierwiastka, jak i liczba elektronów

w roztworach wodnych liczbyatomów wodoru i tlenu bilansuje się przy użyciu jonów H+_{(aq), OH}- _i

cząsteczek H2O

reakcje połówkowe utleniania i redukcji bilansuje się oddzielnie, a następnie sumuje

wszystkie elektrony użyte w procesie utleniania muszą być zużyte w procesie redukcji

procedura

Etap 1 Rozpoznaj cząstki utleniane i redukowane na podstawie zmian ich stopnia utlenienia.Cząstki utleniane zawierają pierwiastek, którego stopień utlenienia wzrasta.Cząstki ulegające redukcji zawierają pierwiastek, którego stopień utlenienia maleje.

Etap 2 Napisz dwa szkieletowe (niezbilansowane) równania reakcji połówkowych utleniania i redukcji. Nie włączaj jeszcze elektronów.

Etap 3 Zbilansuj wszystkie pierwiastki w reakcjach połówkowych oprócz H i O.

Etap 4 Jeśli reakcja zachodzi w roztworze kwaśnym, zbilansuj O, dopisując H2O

dokażdej strony równań połówkowych, w których brakuje O. Następnie zbilansuj H,dodając H+_{po tej stronie, poktórej brakuje H.}

Jeśli reakcja zachodzi w roztworze zasadowym, zbilansuj O, dopisując H2O do każdej strony równań połówkowych, w których brakuje O.

Następnie zbilansuj H, dopisując H2O po stronie, po której brakuje H.

Natomiast po drugiej stronie równania dopisz OH- _{na każdą dopisaną}

cząsteczkę H2O.

zatem

… OH-_{… → … H} 2O…

… H2O… → … OH-…

Etap 5 Zbilansuj ładunek elektryczny poprzez dopisanie elektronów (e-_{) po lewej}

stronie równania redukcji i po prawej stronie równania utlenienia, aby ładunek całkowity po każdej stronie równania reakcji połówkowej był taki sam.

redukcja + ne

-utlenianie + ne

Etap 6 Pomnóż jedno lub oba równania połówkowe przez czynnik umożliwiający uzyskanie jednakowej liczby elektronów w obu równaniach.

Dodaj stronami równania.

Etap 7 Uprość równanie przez skreślenie cząsteczek wody, które pojawiają się po obu stronach równania.

MnO

₄-I

(aq)

+ H

2

C

2

O

4 (aq)

→ Mn

+II(aq)

+ CO

2 (g)

Etap 1

(r. redukcji) mangan(VII) w MnO4-I



mangan(II) w Mn+II

(r. utlenienia) węgiel(III) w H2C2O4



węgiel(IV) w CO2

Etap 2 zapis reakcji połówkowych (r. redukcji) MnO4-I→ Mn+II

(r. utlenienia) H2C2O4→ CO2

Etap 3 zbilansowanie pierwiastków z wyjątkiem H i O (r. redukcji) MnO₄-I_{→ Mn}+II

(r. utlenienia) H₂C₂O₄→ 2CO₂

Etap 4 zbilansowanie atomów O, poprzez dopisanie H2O

(r. redukcji) MnO4-I→ Mn+II+ 4 H2O

(r. utlenienia) H2C2O4→ 2 CO2

zbilansowanie atomów H, poprzez dopisanie H+

(r. redukcji) MnO4-I+ 8 H+→ Mn+II+ 4 H2O

(r. utlenienia) H2C2O4→ 2 CO2+ 2 H+

Etap 5 zbilansowanie ładunku elektrycznego

(r. redukcji) MnO4-I+ 8 H++ 5 e-→ Mn+II+ 4 H2O

(r. utlenienia) H2C2O4→ 2 CO2+ 2 H++ 2 e

-Etap 6 mnożenie równań reakcji połówkowych i dodawanie (r. redukcji) MnO4-I+ 8 H++ 5 e-→ Mn+II+ 4 H2O / 2

(r. utlenienia) H2C2O4→ 2 CO2+ 2 H++ 2 e- / 5

2 MnO4-I+ 5 H2C2O4+ 16 H+→ 2 Mn+II+ 8 H2O + 10 CO2+ 10 H+

Etap 7 upraszczanie

Etap 2 zapis reakcji połówkowych (r. redukcji) Cr₂O₇-II _{→ Cr}+III

(r. utlenienia) I-I _{→ I} 20

Cr

₂

O

₇-II

_{+ I}

-I

→ Cr

+III

_{+ I}

2

Etap 1

(r. redukcji) chrom(VI) w Cr2O7-II



chrom(III) w Cr+III

(r. utlenienia) jod(-I) w I-I



_{jod(0) w I} 2

Uzgadnianie reakcji redoks, 2p

Etap 3-6 Cr2O7-II→ 2Cr+III 2I-I_{→ I} 2 Cr2O7-II→ 2 Cr+III+ 7H2O 2 I-I_{→ I} 2 Cr2O7-II+ 14 H+I→ 2 Cr+III+ 7 H2O 2 I-I_{→ I} 2 Cr2O7-II+ 14 H+I+ 6 e-→ 2 Cr+III+ 7 H2O 2 I-I→ I 2 + 2 e- / 3

Cr

₂

O

₇-II

_{+ 14 H}

+I

_{+ 6 I}

-I

→ 2 Cr

+III

_{+ 3 I}

2

+ 7 H

2

O

• 4 H+ _{+ H}

2O + 2 CrO4-II+ 3SO3-II→ 2

Cr(OH)₃+ 3 SO₄-II

jeśli reakcja przebiega w roztworze zasadowym, to jony H+ występujące w uzgodnionym równaniu możemy zastąpić jonami OH -• 4 OH-I_{+ 4 H}+ _{+ H}

2O + 2 CrO4-II+ 3SO3-II

→ 2 Cr(OH)₃+ 3 SO₄-II_{+ 4 OH}-I

• 5 H₂O+ 2 CrO₄-II_{+ 3SO}

3-II→ 2 Cr(OH)3

+ 3 SO₄-II_{+ 4 OH}-I dodajemy 4 OH- _do

obu stron równania

H

₂

SO

₃

+ Cl

₂

→ H

₂

SO

₄

+ HCl

Etap 1

(r. utlenienia) siarka(IV) w H2SO3



siarka(VI) w H2SO4

(r. redukcji) chlor(0) w Cl2



chlor(-I) w Cl

-Etap 2 zapis reakcji połówkowych SO3-II→ SO4-II

Cl2 → Cl

Etap 3 zbilansowanie pierwiastków z wyjątkiem H i O SO3-II→ SO4-II

Cl20→ 2 Cl

-Etap 4 zbilansowanie atomów O, poprzez dopisanie H2O

SO3-II+ H2O → SO4-II

Cl20→ 2 Cl

-zbilansowanie atomów H, poprzez dopisanie H+

SO3-II+ H2O → SO4-II+ 2 H+

Cl20→ 2 Cl

-Etap 5 zbilansowanie ładunku elektrycznego SO3-II+ H2O

→ → SO

4-II+ 2 H++ 2 e

-Cl20 + 2 e-→ 2 Cl

-Etap 6 dodawanie równań reakcji połówkowych SO₃-II_{+ Cl}

20 + H2O + 2 e-→ SO4-II+ 2 H++ 2 e-+ 2 Cl-I

Etap 7 upraszczanie

Gdy dorozcieńczonego roztworu kwasu azotowego wrzucimy kawałek metalicznej miedzi, powstaje azotan miedzi(II) i gazowy tlenek azotu NO.

Uzgadnianie reakcji redoks, 4p





( ) ( ) 2 ) ( ) ( 2 ) ( 3 ) ( ) ( ) ( 3 ) ( ) ( ) 0 ( I V II II V II II II I II

O

H

O

N

O

N

Cu

O

N

H

Cu



  



  



 



 

utlenienie

e

Cu

Cu

(0)



(II)



2

redukcja

N

e

N

(V)



3



(II)

/



2

3

/



e

Cu

Cu

3

II

6

3

(0)



( )



) ( ) (

2

6

2

N

V



e



N

II

 

NO

2

NO

4

H

O

Cu

3

HNO

8

Cu

3



₃



₃₂





₂



NO



NO

H

O

Cu

HNO

Cu



₃



₃

₂





₂

3

Cu

0

(s)

+

2

NO

3-I(aq)

+

8 H

+

→

3

Cu

+II (aq)

+

2

NO

(g)

+

4 H

2

O

(c)

Kinetyka

szybka

reakcja chemiczna

wolna

kinetyka zajmuje się badaniami szybkości przebiegu reakcji chemicznych

znajomość szybkości reakcji w określonych warunkach fizycznych ma podstawowe znaczenie zarówno teoretyczne, jak i praktyczne:

 teoretyczne – gdyż pozwala na wyciągnięcie wniosków dotyczących mechanizmu reakcji

 praktyczne – gdyż określa przebieg danej reakcji w warunkach laboratoryjnych lub przemysłowych

równanie kinetyczne jest matematycznym zapisem wiążącym szybkość reakcji zestężeniami reagentów

Równanie kinetyczne

Teoria zderzeń

aby zaszła reakcja chemiczna cząsteczki substratów muszą się zderzyć. Zderzeniamuszą być efektywne, tj. cząsteczki muszą mieć wystarczającą energię i muszą być odpowiednio zorientowane względem siebie

minimalna energia potrzebna, aby reakcja zaszła nazywana jest energią aktywacji (inicjacji)

zmiana energii cząstek w czasie reakcji

Energia aktywacji

rozkład prawdopodobieństwa istnienia cząstek o różnej energii,

_A- energia aktywacji

stężenia reagentów  temperatura

ciśnienie (jeśli reagenty są gazami)  promieniowanie elektromagnetyczne rozwinięcie powierzchni

 dodatek katalizatora

Szybkość reakcji

szybkość reakcji chemicznej jest definiowana jako zmiana

stężenia w czasie:

dt

dc

v

i i

1





v -szybkość reakcji

i-współczynnik stechiometryczny reagentu „i”

ci-stężenie reagentu „i”

t - czas

dt

dc

dt

dc

v





s





p

zamiana stężeń substratów i produktów w czasie

szybkość reakcji rośnie ze wzrostem stężenia

reakcje I

rzędu:

A



B



C

A

c

k

v





2

4

2

5

2

O

N

O

₂

1

O

N





5 2

O

N

c

k

v





wykładnik potęgi stężenia = 1 (c

_A1

₎

reakcje II

rzędu:

A



B



C

v



k



c

_A



c

_B

ZnS

S

Zn





v



k



c

Zn



c

S

suma

wykładników: 1+1 = 2

C

B

A

2





v



k



c

2

A

6

2

3

Al

Cl

AlCl

2



v



k



c

2

_Al

Wpływ temperatury

każdy współczynnik szybkości reakcji jest związany z

temperaturą zależności Arheniusa

:

RT

E

_A

e

A

k







k – stała szybkości reakcji

A – stała, charakterystyczna dla reakcji EA– energia aktywacji

R– stała gazowa T – temperatura

Kataliza

katalizator jest to substancja zwiększająca szybkość reakcji, ale pozostająca po reakcji w niezmienionym stanie

AB

B

A





AK

K

A





po dodaniu katalizatora:

K

AB

B

AK







sumarycznie:

A



B



 

kat





.

A

Kataliza homogeniczna

katalizator jest w tej samej fazie co reagenty

O

H

O

O

H

_{2 2( )}



Co

 

2





( ) _{2( )}



₂ g aq a q

Kataliza heterogeniczna

katalizator jest w innej fazie

niż, reagenty

Mechanizm reakcji chemicznych

Reakcje

chemiczne

bardzo

rzadko

są

procesami

jednoetapowymi. Zazwyczaj

są to procesy wieloetapowe.

reakcja jednoetapowa:

H

₂



Br

₂



2

HBr





Br

Br

₂

2

 

_

_

_

H

HBr

H

Br

₂ etap 1: etap 2: etap 3: etap 4:  

_

_

_

Br

HBr

Br

H

₂ 2

2

Br





Br

reakcja dwuetapowa:

O

H

HIO

O

H

HI



₂

₂





₂

2

2

O

I

H

HI

HIO







etap 1: etap 2:

O

H

2

I

O

H

HI

2



₂

₂



₂



₂

sumarycznie: wolny szybki wolno

D

C

B

A





 

v



1



B

A

D

C





 

v



2



2

1

v

v



kiedy:

D

C

B

A







stan równowagi chemicznej

reakcja

odwracalna

może być wyrażona poprzez dwa

równania:

Statyka chemiczna

zmiana szybkości reakcji w czasie

Równowaga chemiczna

szybkość reakcji

szybkość reakcji odwrotnej

równe szybkości reakcji

równowaga: brak zmiany w stężeniach substraty produkty s zy bk oś ć il oś ć czas czas

dD

cC

bB

aA







b

B

a

A

1

1

k

c

c

v







d

D

c

C

2

2

k

c

c

v







2

1

v

v



d

D

c

C

2

b

B

a

A

1

c

c

k

c

c

k











b B a A d D c C

c

c

c

c

k

k







2 1

Stała równowagi

prawo działania mas Guldberga - Waage’go:

w stanie

równowagi chemicznej stosunek iloczynu stężeń

produktów (podniesionych do odpowiednich potęg) do

iloczynu

stężeń substratów (podniesionych do odpowiednich

potęg) jest wielkością stałą w danych warunkach temperatury

i

ciśnienia.

b B a A d D c C

c

c

c

c

K







HI

2

I

H

₂



₂



2 2 2 I H HI

c

c

c

K





3

2

2

3

H

2

NH

N





3 2 2 2 3 H N NH

c

c

c

K





Reguła Le Châtelier’a - Brauna

Jeśli zmienimy jakiś parametr w układzie będącym w stanie

równowagi chemicznej to układ ten będzie przeciwdziałał tym

zmianom.

NO

2

O

N

₂



₂





2

N

wpływ temperatury zależny jest od efektu cieplnego: reakcja endotermiczna H < 0 T- S

reakcja egzotermiczna H > 0 T- S

wzrost temperatury przesunie równowagę w prawo

dostarczenie ciepła poprzez zwiększenie temperatury powoduje przesunięcie równowagi w lewo

A + B = AB

 

H

zależność między stałą równowagi a entalpią swobodną:

stała równowagi zależy od temperatury; jej zależność określa

równanie van't Hoffa:

RT G

e

K

0  



2

)

(ln

RT

H

dT

K

d



