Preizkusno delo klasifikacija kemijskih reakcij. Testno delo na teme "Klasifikacija kemijskih reakcij

V vsaki redoks reakciji, vključno z reakcijo

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu (1)

sta vključena dva redoks para - redukcijsko sredstvo (Zn) in njegova oksidirana oblika (Zn 2+); oksidant (Cu 2+) in njegova reducirana oblika (Cu). Merilo redoks sposobnosti danega para je redoks ali elektrodni potencial, ki je označena z , kjer je Ox oksidirana oblika, Red je reducirana oblika (na primer , ). Absolutne vrednosti potenciala je nemogoče izmeriti, zato se meritve izvajajo glede na standard, na primer standardno vodikovo elektrodo.

Standardna vodikova elektroda sestoji iz platinaste plošče, prevlečene s finim prahom platine, potopljene v raztopino žveplove kisline s koncentracijo vodikovih ionov 1 mol/l. Elektrodo speremo s tokom vodikovega plina pod tlakom 1,013 × 10 5 Pa pri temperaturi 298 K. Na površini platine pride do reverzibilne reakcije, ki jo lahko predstavimo kot:

2H + + 2 Û H 2 .

Potencial takšne elektrode vzeto kot nič: V (potencialna dimenzija – Volt).

Standardni potenciali so bili izmerjeni ali izračunani za veliko število redoks parov (polreakcije) in so podani v tabelah. na primer . kako več pomen, še posebej močno oksidacijsko sredstvo je oksidirana oblika (Ox) tega para. kako manj vrednost potenciala, še posebej močno redukcijsko sredstvo je reducirana oblika (rdeča) redoks para.

Serija kovin, ki so razvrščene v naraščajočem vrstnem redu svojih standardnih elektrodnih potencialov, se imenuje elektrokemične vrste kovinskih napetosti (vrste aktivnosti kovin):

Li Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Bi Cu Ag Hg Au

E 0< 0 E 0 =0 E 0 > 0

Niz se začne z najaktivnejšimi kovinami (alkalijami) in konča z »plemenitimi«, tj. težko oksidativne kovine. Bolj levo kot so kovine v vrsti, močnejše redukcijske lastnosti imajo lahko izpodrivajo kovine v desno iz raztopin soli. Kovine, ki se nahajajo pred vodikom, ga izpodrinejo iz kislinskih raztopin (razen HNO 3 in H 2 SO 4 konc).

V primerih, ko je sistem v nestandardnih pogojih, je to pomembno

,

kjer je potencial sistema pri nestandardnih pogojih, V;

– potencial sistema pri standardnih pogojih, V;

R – univerzalna plinska konstanta (8,31 J/mol K);

T – temperatura, K;

n – število elektronov, ki sodelujejo v procesu;

F – Faradayevo število (96500 K/mol);

A, c – zmnožek koncentracij (mol/l) oksidiranih in reduciranih oblik udeležencev v procesu, povečan na moč stehiometričnih koeficientov.

Koncentracije trdnih snovi in ​​vode se upoštevajo kot enota.

Pri temperaturi 298 K, po zamenjavi numeričnih vrednosti R in F,

Nernstova enačba ima obliko:

. (2)

Torej, za polovično reakcijo

Û

Nernstova enačba

Z uporabo vrednosti elektrodnih potencialov je mogoče določiti smer spontanega pojava redoks reakcije. Med redoks reakcijo se elektroni vedno premikajo od para, ki vsebuje redukcijsko sredstvo, do para, ki vsebuje oksidant. Označimo

Elektrodni potencial para, ki vsebuje oksidant;

Osnova za določanje smeri spontanega pojava redoks reakcij je naslednje pravilo:

Redoks reakcije potekajo vedno spontano v smeri pretvorbe močnega oksidanta v šibki konjugirani reducent ali močnega reducenta v šibki konjugirani oksidant.

To pravilo je podobno pravilu, ki določa smer kislinsko-bazičnih transformacij.

Kvantitativno merilo redoks sposobnosti danega konjugiranega redoks para je velikost njegove obnovitveni potencial f, ki je odvisen od:

Narava oksidiranih in reduciranih oblik danega konjugiranega para;

Razmerje koncentracij oksidirane in reducirane oblike danega para konjugatov;

Temperature.

V primerih, ko so ioni H + ali OH- vključeni v transformacijo oksidanta ali reducenta, je (p odvisen tudi od pH raztopine. Vrednost, ki jo φ zavzame pod standardnimi pogoji: koncentracija vseh komponent, ki sodelujejo pri reakcija, vključno z vodnimi ioni H + (v kislem mediju) in OH- (v alkalnem mediju), enaka 1 mol/l, temperatura 298 K, - imenovana standardni redukcijski potencial in je označena (f°. Vrednost f° je kvantitativna značilnost redoks lastnosti danega konjugiranega redoks para pod standardnimi pogoji.

Absolutne vrednosti potencialov za konjugirane redoks pare ni mogoče določiti. Zato uporabljajo relativne vrednosti (oddelek 25.2), ki označujejo potenciale konjugiranih parov glede na referenčni par, katerih potencial se pod standardnimi pogoji predpostavlja, da je pogojno enak nič

Redoks pari, v katerih oksidirana oblika lažje veže elektrone kot vodikov kation v referenčnem paru, imajo pozitivno vrednost φ. Redoks pari imajo negativno vrednost φ, pri kateri oksidirana oblika težje veže elektrone kot H+ v referenčnem paru. Posledično, večja kot je (tj. bolj pozitivna) vrednost φ° danega konjugiranega redoks para, bolj izrazite so njegove oksidacijske lastnosti, redukcijske lastnosti pa so ustrezno šibkejše.

V tabeli Tabela 9.1 prikazuje standardne vrednosti potencialov nekaterih konjugiranih redoks parov.

Bistvo redoks reakcij je tekmovanje za pridobivanje elektronov med sodelujočimi oksidanti. V tem primeru je elektron vezan na konjugirani par, katerega oksidirana oblika ga močneje drži. To se odraža v naslednjem diagramu: *

Ko medsebojno delujeta dva konjugirana redoks para, bo oksidacijsko sredstvo vedno oksidirana oblika para, katerega potencial ima bolj pozitivno vrednost.

Ker prvi par vsebuje močnejši oksidant (I2) kot drugi par (S), bo pod standardnimi pogoji spontano prišlo do reakcije, pri kateri bo I2 oksidant, I2 pa redukcijsko sredstvo.

Za določitev smeri redoks reakcije lahko uporabite tudi vrednost njenega EMF.

Pogoj za spontani pojav redoks reakcije je pozitivna vrednost njenega EMF, tj.

Po drugi strani pa je sprememba standardne Gibbsove energije povezana z EMF redoks reakcije z razmerjem:

kje F= 96500 C/mol; z-število elektronov, ki sodelujejo v elementarnem procesu.

Iz teh dveh enačb sledi:

Z uporabo teh izrazov je mogoče izračunati ravnotežno konstanto katere koli redoks reakcije, vendar bo imela pravi pomen samo za tiste reakcije, katerih EMF je manjši od 0,35 V, saj se pri visokih EMF reakcije štejejo za praktično nepopravljive. Ker EMF posameznih stopenj redoks reakcij, ki potekajo v živih sistemih, običajno ne presega 0,35 V (| E°| < 0,35 В), то большинство из них практически об­ратимы, причем обратимость процесса выражена тем сильнее, чем величина | E°| bližje ničli.

Redoks reakcije so osnova presnove katerega koli organizma. V primeru aerobni metabolizem Glavni oksidant je molekularni kisik, dobavljen med dihanjem, redukcijsko sredstvo pa so organske spojine, dobavljene s hrano. pri anaerobni metabolizem temelji predvsem na redoks reakcijah, v katerih so tako oksidanti kot reducenti organske spojine.

Na podlagi vrednosti standardnih redoks potencialov (E0) lahko ocenimo smer redoks reakcije.

Na primer. Za reakcijsko enačbo

MnO 4 - + 5Fe 2+ + 8H + → Mn 2+ + 5Fe 3+ + 4H 2 O

do spontane neposredne reakcije pride, če je standardni potencial redoks para redukcijskega sredstva večji od standardnega potenciala redoks para redukcijskega sredstva in Δ E> 0 . Vrednosti tabele standardnih elektrodnih potencialov za naslednje redoks pare:

E 0 (MnO 4 - /Mn 2+) = 1,51 V; E 0 (Fe 3+ /Fe 2+) = 0,77 B.

Vrednost je 1,51 V > 0,77 V, zato ob stiku permanganatni ion MnO 4 deluje kot oksidant, železov kation Fe 2+ pa kot reducent, pride do neposredne reakcije. Izračunajte Δ E ta reakcija:

ΔE = E 0 ok – E 0 obnovi = 1,51 – 0,77 = 0,74 V.

Vrednost ΔE je pozitivna, reakcija poteka spontano v smeri naprej. Če se izkaže, da je ΔE negativna vrednost, potem reakcija poteka v nasprotni smeri pri standardnih pogojih.

Na primer. Ali lahko klor Cl 2 oksidira bromidni ion Br - v brom Br 2?

Zapišimo vrednosti standardnih potencialov redoks parov iz referenčne tabele:

E 0 (Cl 2 /2Cl -) = 1,36 V; E 0 (Br 2 /2Br -) = 1,07 V.

Iz vrednosti standardnih potencialov je jasno, da je vrednost 1,36 V> 1,07 V, zato bo klor oksidiral bromidni ion v brom v skladu z reakcijsko enačbo:

Cl 2 + 2Br - = 2Cl - + Br 2

Standardni redoks potenciali (E 0)
glede na potencial standardne vodikove elektrode pri 25 °C

1) Reakcija izmenjave je

a) BaO + HOH →; b) H2SO4 + Zn →; c) HNO3 + Ca(OH)2 →; d) N2 + O2 →

2) Reverzibilna reakcija je

a) HCl + KOH → KCl -+ H2O; b) N2 + O2 → 2NO;

c) C(trdno) + O2 → CO2; d) BaCl2 + 2AgNO3 → 2AgCl + Ba(NO3)2

3) Endotermne reakcije so:

a) CaCO3 = CaO + CO2 -Q; b) 2H2O2 → 2H3O + O2 +Q

c) N2 + O2 → 2NO -Q; d) 2SO2 + O2 → 2SO3 + Q

4) Katalizator je ...

a) inhibitor reakcije, ki reagira z izhodnimi snovmi;

b) pospeševalnik reakcije, ki reagira z izhodnimi snovmi;

c) pospeševalnik reakcije, ki se ne porabi in ni vključen v izdelke;

5) Homogena reakcija je:

a) 2H2O2(l) ↔ 2H2O (l) + O2(g); b) CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(para);

c) 2Al(s) + 3Сl2(g) → 2AlСl3(s); d) Ca(trdno) + 2HCl(l) → CaCl2(l) + H2(g)

6) Ne gre za redoks reakcijo

a) 2C + O2 → 2CO; b) N2 + O2 → 2NO

c) BaO + SO2 → BaSO3; d) 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

7) Reakcija razgradnje je:

a) 2Mg + O2 → 2MgO; b) (CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O;

c) 3O2 → 2O3; d) CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

8) Reakcija, ki poteka brez spremembe sestave snovi, je

a) N2 + O2 → 2NO; b) P4 ↔ 4P; c) 2C + O2 → 2CO; d) N2 + 3H2 → 2NH3

a) FeCl3 + NaOH →

c) Mg + HNO3 →

10) Izpodrivanje manj aktivnih kovin iz njihovih oksidov z bolj aktivnimi kovinami je ...

a) oksidacijo; b) zgorevanje; c) metalotermija; d) kovinsko-plastični.

11) Bertholletovo pravilo pravi:

a) Vsaka čista snov, ne glede na način njene priprave, ima vedno stalno kakovostno in količinsko sestavo.

b) Masa snovi, ki so vstopile v reakcijo, je enaka masi snovi, ki pri njej nastanejo.

c) Prostornine plinov, ki vstopajo v reakcijo, se nanašajo med seboj in na prostornine nastalih plinastih reakcijskih produktov kot majhna cela števila, enaka stehiometričnim koeficientom.

d) Reakcije med raztopinami elektrolitov potekajo do konca, če nastane oborina, plin ali snov, ki rahlo disociira.

12) Označite kemijsko reakcijo glede na vse značilnosti:

2H2O2(l) ↔ 2H3O (l) + O2(g) + Q

Test na temo "Klasifikacija kemijskih reakcij"

1) Eksotermne reakcije so:

a) Mg + 1/2O2 → MgO +614 kJ; b) H2 + O2 → 2H2O -484 kJ;

c) d) CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O +891 kJ; d) 2C + 2H2 → C2H4 -55 kJ

2) Zaviralec je ...

a) reagent, ki upočasni ali ustavi kemično reakcijo;

b) reagent, ki pospeši kemično reakcijo;

c) reagent, ki spremlja prisotnost stranskih produktov v reakcijskem sistemu;

d) sredstvo za spremljanje poteka kemijske reakcije.

3) Reakcija zamenjave je

a) Na2O + HOH →; b) H2SO4 + Al →; c) AgNO3 + CaCl2 →; d) N2 + H2 →

4) Ireverzibilna reakcija je:

a) K2CO3 + HCl → KCl -+ CO2 + H2O; b) N2 + O2 → 2NO;

c) SO2 + 1/2O2 → SO3; d) N2 + 3H2 → 2NH3

5) Redoks reakcija je:

a) CO2 + Na2O → Na2CO3; b) 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

c) BaCl2 + K2SO4 → BaSO4 + 2KCl; d) 2HNO3 + CaO → Ca(NO3)2 + H2O

6) Heterogena reakcija je:

a) 2H2(g) + O2(g) ↔ 2H2O (para); b) CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(para);

c) Al(trdno) + 3HCl(l) → AlCl3(l) + 1/2Н2(g) g) 2Al(trdno) + 3I2(trdno) → 2AlI3(trdno)

7) Reakcija, ki poteka brez spremembe sestave snovi, je:

c) 3C2H2 → C6H6; d) S + O2 → SO2

8) Reakcija spojine je:

a) 2CrO + 1/2O2 → Cr2O3; b) (CuOH)2CO3 → 2CuO + CO2 + H2O;

c) P4 → 4P; d) C2H₄ + 3O₂ → 2CO₂ + 2H₂O

9) Dopolnite reakcijske enačbe in določite njihov tip (r.r., r.s., r.z., r.o.):

a) Na + HOH →

d) H3PO4 + NaOH→

10) Medsebojno delovanje močnih kislin in baz pri nastanku soli in vode je ...

a) izpiranje; b) nevtralizacija; c) oksidacijo; d) kislinsko-bazična titracija.

11) Zakon konstantnosti sestave pravi:

a) Prostornine plinov, ki vstopajo v reakcijo, se nanašajo med seboj in na prostornine nastalih plinastih reakcijskih produktov kot majhna cela števila, enaka stehiometričnim koeficientom.

b) Reakcije med raztopinami elektrolitov potekajo do konca, če nastane oborina, plin ali snov, ki rahlo disociira.

c) Vsaka čista snov, ne glede na način njene priprave, ima vedno stalno kakovostno in količinsko sestavo.

d) Masa snovi, ki so vstopile v reakcijo, je enaka masi snovi, ki pri njej nastanejo.

12) Označite kemijsko reakcijo glede na vse značilnosti:

2SO2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g) + Q