Реферат: Химические реакции. Реакции в растворах электролитов - текст реферата. Скачать бесплатно.
Банк рефератов, курсовых и дипломных работ. Много и бесплатно. # | Правила оформления работ | Добавить в избранное
 
 
   
Меню Меню Меню Меню Меню
   
Napishem.com Napishem.com Napishem.com

Реферат

Химические реакции. Реакции в растворах электролитов

Банк рефератов / Химия

Рубрики  Рубрики реферат банка

закрыть
Категория: Реферат
Язык реферата: Русский
Дата добавления:   
 
Скачать
Microsoft Word, 173 kb, скачать бесплатно
Заказать
Узнать стоимость написания уникального реферата

Узнайте стоимость написания уникальной работы

- 9 - Содержание. стр. 1. Химические реакции. 2. Окислительно-восстановительные реакции. 3. Реакции в растворах электролитов. 4. Представление о кислотах и основаниях. 5. Гидролиз солей. Список литературы. 2 3 4 5 7 9 1. Химические реакции Химические свойства веществ выявляются в химических реакциях . Химическ ая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей. Хими ческая реакция изображается в общем виде уравнением aA + bB = cC + dD, где вещества A и B , вступи вшие в реакцию, называют реагентами (или исходными веществами ), а новые вещества C и D , образу ющиеся в результате протекания реакции, - продуктами (или конечными веществами ). Целочисл енные параметры a , b , c и d в уравнении реакции называют стехиометр ическими коэффициентами. Химические реакции классифицируются различными способами: 1) По типу взаимодействия: реакции разложения 2 HgO = 2 Hg + O 2 реакции соединения 2 Na + Cl 2 = 2 NaCl реакции замещения CuO + H 2 = H 2 O + Cu реакции двойного об мена CaO + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакц иях. Например : Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 + H 2 O. Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно обра зующаяся угольная кислота H 2 CO 3 неустойчива и разлагается на CO 2 и H 2 O . 2) По тепловому эффекту: экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+ Q ): C + O 2 = CO 2 + Q, эндотермичес кие реакции, протекающие с эндо -эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (- Q ): N 2 + O 2 = 2NO – Q. 3) По направлению протекания пр оцесса реакции подразделяются на необратимые , которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты: AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3 , и обратимые реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном на правлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (т.е. реакции не идут до конца слева направо): 2SO 2 + O 2 2SO 3 . Необратимость химической ре акции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) между формулами ре агентов и формулами продуктов, а обратимость реакции – специальным зна ком – противоположно направленными стрелками ( ). 4) По изменению степеней окисления реакции подразделяются на: протекающие без изменения степеней окисления всех элементов, входящи х в исходные вещества, например NaOH + HCl = NaCl + H 2 O, и окислительно-восстановител ьные реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или неко торых (или даже хотя бы одного!) элементов, например: 2Cu 0 + O 0 = 2Cu 2+ O 2- , Cu 2+ O 2- + H 0 = Cu 0 + H 1+ O 2- , Cl 0 + 2Na 1+ O 2- H 1+ = Na 1+ Cl 1- + Na 1+ Cl 1+ O 2- + H 1+ O 2- . 2. Окислительно-восстановительные реакции Окислительно- восстановительные реакции – это химические реакции, прот екающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реа гирующих веществ. Окисление – это процесс отдачи электроно в атомом, молекулой или ионом. Если атом отдаёт свои электроны, то он приоб ретает положительный заряд, например: Zn 0 – 2e = Zn 2+ . Если отрицательно заряженный ион (заряд – 1), например Cl - , отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом: Cl - - 1e = Cl 0 . Если положительно заряженный ион или атом отдаёт электроны, то величина его положительного заряда уве личивается соответственно числу отданных электронов: Fe 2+ - 1e = Fe 3+ . Восстановлен ие – это процесс присоединения электронов атомом, молекул ой или ионом. Если атом присоединяет электроны, то он превращается в отри цательно заряженный ион: S 0 + 2e = S 2- . Если положительно заряженный ион принимает электроны, то величина его заряда уменьшается, например: Mn 7+ + 5e = Mn 2+ , или он может перейти в нейтрал ьный атом: H + + 1e = H 0 , Al 3+ + 3e = Al 0 . Окис лителем является атом, молекула или ион, прин имающий электроны . Восстановителем является атом, молекула или ион, отдающий электроны . Окислитель в процессе реакции восстанавливается , а восстановитель - окисляется . Следует помнить, что рассмотрение окисления (восстановления) как проце сса отдачи (и принятия) электронов атомами или ионами не всегда отражает истинное положение, так как во многих случаях происходит не полный перен ос электронов, а только смещение электронного облака от одного атома к д ругому. 3. Реакции в растворах элек тролитов Электролиты – это вещества, растворы которых обладают ионной проводим остью. Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущн ости реакций часто используют так называемые ионные урав нения реакций. Написанием ионных уравнений подчёркиваетс я тот факт, что, согласно теории диссоциации, в растворах происходят реак ции не между молекулами, а между ионами. С точки зрения теории диссоциации при реакциях между ионами в раствора х электролитов возможны два исхода : 1. Образующиеся вещества – сильные электролиты, хорошо раст воримые в воде и полностью диссоциирующие на ионы. 2. Одно (или несколько) из образующихся вещ еств – газ, осадок или слабый электролит (хорошо растворимый в воде). Например, можно рассмотреть две реакции: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 , (1) 2Al + 2KOH + 6H 2 O = 2K[Al(OH) 4 ] + 3H 2 . (2) В ионной форме уравнения (1) и (2) запишутся следующим образом: 2Al + 2Na + + 2OH - + 6 H 2 O = 2Na + + 2[Al(OH) 4 ] - + 3H 2 , (3) 2Al + 2K + + 2OH - + 6 H 2 O = 2K + + 2[Al(OH) 4 ] - + 3H 2 , (4) В данном случае алюминий не я вляется электролитом, а молекула воды записывается в недиссоциированн ой форме потому, что является очень слабым электролитом. Неполярные моле кулы водорода практически нерастворимы в воде и удаляются из сферы реак ции. Одинаковые ионы в обеих частях уравнений (3), (4) можно сократить, и тогда эти уравнения преобразуются в одно сокращённое ионное уравнение взаим одействия алюминия с щелочами: 2Al + 2OH - + 6H 2 O = 2[Al(OH) 4 ] - + 3H 2 . (5) Очевидно, что при взаимодейс твии алюминия с любой щелочью реакция будет описываться уравнением (5). Сл едовательно, ионное уравнение, в отличие от молекулярног о, относится не к одной какой-нибудь реакции между конкретными веществам и, а к целой группе аналогичных реакций. В этом его большая п рактическая ценность и значение, например благодаря этому широко испол ьзуются качественные реакции на различные ионы. Так, при помощи ионов серебра Ag + можно обнаружить присутствие в растворе ионов галогенов, а при помощи ионов галогенов можно обнаружить ионы серебра; при помощи ионов бария Ba 2+ можно обнаруж ить ионы SO 2- и наоборот. С учётом вышеизложенного можно сформулировать правило, которым удобн о руководствоваться при изучении процессов, протекающих в растворах эл ектролитов. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до кон ца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов. Следовательно, реакции идут с образованием веществ с меньшей концентр ацией ионов в растворе в соответствии с законом действующих масс. Скорос ть прямой реакции пропорциональна произведению концентраций ионов реа гирующих компонентов, а скорость обратной реакции пропорциональна про изведению концентраций ионов продуктов. Но при образовании газов, осадк ов и слабых электролитов ионы связываются (уходят из раствора) и скорост ь обратной реакции уменьшается. 4. Представление о кислота х и основаниях Определения кислот и основа ний с точки зрения теории диссоциации были даны С. Аррениусом. Кислотой называется соединение, образующ ее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода H + . В соответствии с этим определением к кислотам относ ятся, например, HCl , H 2 SO 4 , HNO 3 , H 2 S . Основанием называется соединение, образу ющее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы OH - . По современной номенклатуре основания принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: NaOH – гидроксид натрия, KOH – гидроксид калия, Ca ( OH ) 2 – гидроксид кальция, Cr ( OH ) 2 – гидроксид хрома ( II ), Cr ( OH ) 3 – гидроксид хрома ( III ). Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (о бразованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов OH - в растворах ще лочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяет ся растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие р авновесные концентрации иона OH - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойств а этого класса соединений. После Аррениуса было показано, что определение кислот и оснований в те рминах теории электролитической диссоциации не охватывает всего много образия кислотно-основных свойств веществ. Дальнейшее развитие химии п отребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований. Согласно протонной теории кислот и основа ний, предложенной И. Бренстедом, кислотой наз ывают вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением кислота основание + H + . На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счёт неподе лённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при вза имодействии с кислотами, образуя за счёт донорно-акцепторной связи ион а ммония: HNO 3 + NH 3 NH + + NO - . Возможно и ещё более общее оп ределение кислот и оснований. Г. Льюис предположил, что кислотно-основны е взаимодействия совсем необязательно происходят с пере носом протона . В определении кислот и оснований по Льюису о сновная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии. Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные при нять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса. Так, например, фторид алюминия AlF 3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаим одействии с аммиаком: AlF 3 + :NH 3 [AlF 3 ]:[NH 3 ]. Катионы, анион ы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называ ют основаниями Льюиса . В только что рассмотренном примере аммиак является основанием. Определение Г. Льюиса охватывает все кислотно-основные процессы, рассм отренные ранее предложенными теориями. 5. Гидролиз солей Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном рас творе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков , а иногда кроме них, ионы водорода и гидроксид-ионы, например: Na 2 SO 4 2Na + + SO 2- , NaHSO 4 Na + + HSO - Na + + H + + SO 2- , Mg(OH)Cl Mg(OH) + + Cl - Mg 2+ + OH - + Cl - . В соответствии с данным опре делением соли делятся на средние ( Na 2 SO 4 ), кислые ( NaHSO 4 ) и основные ( Mg ( OH ) Cl ). Общеизвестно, что реакция чистой воды является нейтральной ( pH = 7). Водные растворы кислот и оснований имеют с оответственно кислую ( pH < 7) и щелочную ( pH > 7) реакцию. Практика, однако, показыва ет, что не только кислоты и основания, но и соли могут иметь щелочную или к ислую реакцию – причиной этого является гидролиз солей . Взаимодействие солей с водой, в результате которого обр азуются кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль), называет ся гидролизом солей. Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответс твующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы H + и OH - , но в процессе гидролиза один или оба из этих ионо в могут связываться ионами, образующимися при диссоциации соли, в малоди ссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества. Рассмотрим ги дролиз солей следующих основных типов: 1. Соли сильног о основания и сильной кислоты п ри растворении в воде (например, NaCl , CaCl 2 , K 2 SO 4 ) не гидролизуются, и раствор соли имеет нейтральную реакцию. 2. Соли сильного основания и слабой кислоты , н апример KClO , Na 2 CO 3 , CH 3 COONa , NaCN , Na 2 S , K 2 SiO 3 . Запишем уравнение гидролиза ацетата натрия: CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH. В резу льтате реакции образовался слабый электролит – уксусная кислота. В ион ном виде этот процесс можно записать так: CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - . Следовательно, раствор CH 3 COONa бу дет проявлять щелочную реакцию. При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступе нчато, например: Na 2 S + H 2 O NaHS + NaOH или в ионной форме S 2- + H 2 O HS - + OH - . (6) Процес с (6) отражает гидролиз Na 2 S по первой ступени. Чтобы гидролиз прошёл полн остью, как правило, увеличивают температуру процесса: HS - + H 2 O H 2 S + OH - . Таким образом, при растворен ии в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза. 3. Соли слабого основания и сильной кислоты , например Al 2 ( SO 4 ) 3 , FeCl 2 , CuBr 2 , NH 4 Cl . Рассмотрим гидролиз хлорида железа ( II ): FeCl 2 + H 2 O Fe(OH)Cl + HCl. (7) В ионном виде этот процесс мо жно записать так: Fe 2+ + H 2 O Fe(OH) + + H + . (8) По вто рой ступени гидролиз протекает следующим образом: Fe(OH) + + H 2 O Fe(OH) 2 + H + . (9) Из реакций (7)-(9) ясно, что в резул ьтате гидролиза солей слабого основания и сильной кислоты раствор прио бретает кислую реакцию. 4. Соли слабого основания и слабой кислоты , н апример Al 2 S 3 , Cr 2 S 3 , CH 3 COONH 4 , ( NH 4 ) 2 CO 3 . При растворении в воде таких с олей образуются малодиссоциирующие кислота и основание: CH 3 COONH 4 + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH или в ионном виде: CH 3 COO - + NH + + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH. Реакция среды в растворах по добных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся к ислот и оснований. Так, при гидролизе CH 3 COONH 4 реакция раствора будет слабо щелочной, поскольку константа диссоциации гидроксида аммония ( K = 6,3 * 10 -5 ) больше конст анты диссоциации уксусной кислоты ( K = 1,75 * 10 -5 ). Список литературы 1. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., По пков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы: В 2 т. М.: 1-я Фе дерат. книготорг. компания, 1998. 2. Хомченко Г. П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1988. 3. Фримантл М. Химия в действии: В 2 ч. М.: Мир, 1991.
1Архитектура и строительство
2Астрономия, авиация, космонавтика
 
3Безопасность жизнедеятельности
4Биология
 
5Военная кафедра, гражданская оборона
 
6География, экономическая география
7Геология и геодезия
8Государственное регулирование и налоги
 
9Естествознание
 
10Журналистика
 
11Законодательство и право
12Адвокатура
13Административное право
14Арбитражное процессуальное право
15Банковское право
16Государство и право
17Гражданское право и процесс
18Жилищное право
19Законодательство зарубежных стран
20Земельное право
21Конституционное право
22Конституционное право зарубежных стран
23Международное право
24Муниципальное право
25Налоговое право
26Римское право
27Семейное право
28Таможенное право
29Трудовое право
30Уголовное право и процесс
31Финансовое право
32Хозяйственное право
33Экологическое право
34Юриспруденция
 
35Иностранные языки
36Информатика, информационные технологии
37Базы данных
38Компьютерные сети
39Программирование
40Искусство и культура
41Краеведение
42Культурология
43Музыка
44История
45Биографии
46Историческая личность
47Литература
 
48Маркетинг и реклама
49Математика
50Медицина и здоровье
51Менеджмент
52Антикризисное управление
53Делопроизводство и документооборот
54Логистика
 
55Педагогика
56Политология
57Правоохранительные органы
58Криминалистика и криминология
59Прочее
60Психология
61Юридическая психология
 
62Радиоэлектроника
63Религия
 
64Сельское хозяйство и землепользование
65Социология
66Страхование
 
67Технологии
68Материаловедение
69Машиностроение
70Металлургия
71Транспорт
72Туризм
 
73Физика
74Физкультура и спорт
75Философия
 
76Химия
 
77Экология, охрана природы
78Экономика и финансы
79Анализ хозяйственной деятельности
80Банковское дело и кредитование
81Биржевое дело
82Бухгалтерский учет и аудит
83История экономических учений
84Международные отношения
85Предпринимательство, бизнес, микроэкономика
86Финансы
87Ценные бумаги и фондовый рынок
88Экономика предприятия
89Экономико-математическое моделирование
90Экономическая теория

 Анекдоты - это почти как рефераты, только короткие и смешные Следующий
Два года, как конец света не состоялся.
Два года, как индейцы Майя оказались неправы.
Два года, как я выплачиваю этот долбаный кредит.
Anekdot.ru

Узнайте стоимость курсовой, диплома, реферата на заказ.

Обратите внимание, реферат по химии "Химические реакции. Реакции в растворах электролитов", также как и все другие рефераты, курсовые, дипломные и другие работы вы можете скачать бесплатно.

Смотрите также:


Банк рефератов - РефератБанк.ру
© РефератБанк, 2002 - 2016
Рейтинг@Mail.ru