Какие продукты реакций соответствуют

Иногда, не столь сложно подобрать коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях, сколько определить продукт на выходе.

Для облегчения этой задачи ниже приведены данные о часто используемых окислителях и восстановителях, и продуктах их реакций.

Окислители и продукты их реакции

• Галогены:

  Cl20 → HCl-1
  Br20 → HBr-1
  I20 → HI-1
  HCl+1O → HCl-1
  KCl+1O3 → KCl-1

• Сера:

  H2S+6O4 → H2S-2 (с сильным восстановителем)
  H2S+6O4 → S0 (с слабым восстановителем)
  Na2S+4O3 → S0 (pH<7)

• Азот:

  HN+5O3(конц) → N+4O2 (с слабым восстановителем)
  HN+5O3(конц) → N+2O (с сильным восстановителем)
  HN+5O3(разб) → N+2O (с слабым восстановителем)
  HN+5O3(разб) → N2+1O (с сильным восстановителем)
  HN+5O3(разб) → N-3H3 (с сильным восстановителем)
  KNO2 → N+2O (pH<7)

• Марганец:

  KMn+7O4 → Mn+2SO4 (pH<7 – H2SO4разб)
  KMn+7O4 → Mn+4SO4 (pH=7 – H2O)
  KMn+4O4 → K2Mn+6O4 (pH>7 – KOH)
  Mn+4O2 → Mn+2SO4 (pH<7 – H2SO4разб)

• Хром:

  K2Cr2O7 → Cr2+3(SO4)3 (pH<7 – H2SO4разб)

• Свинец:

  Pb+4O2 → Pb+2(NO3)2 (pH<7)

• Олово:

  Sn+4Cl4 → Sn+2Cl2

• Железо:

  Fe+3Cl3 → Fe+2Cl2

Восстановители и продукты их реакции

• Галогены:

  HI-1 → I20
  HBr-1 → Br20
  HCl-1 → Cl20

• Сера:

  H2S-2 → S0
  Na2S+4O3 → Na2S+6O4
  S0 → S+4O2

• Азот:

  N-3H3 → N20
  KN+3O2 → KN+5O3

• Марганец:

  Mn+2SO4 → Mn+4O2

• Хром:

  Cr+3Cl3 → K2Cr+6O4 (pH>7, KOH)

• Мышьяк:

  As2+3S3-2 → H3As+5O4+H2S+6O4+NO2 (pH<7, HNO3)

• Олово:

  Sn+2Cl → Sn+4Cl4

• Железо:

  Fe+2Cl2 → Fe+3Cl3

В выше приведенных типовых реакциях можно делать очевидные замены, например, перманганат калия – на перманганат натрия или другой перманганат (KMnO4 – NaMnO4); гидроксид калия – на гидроксид натрия (KOH – NaOH), гипохлорит натрия на гипохлорит кальция (NaClO – Ca(ClO)2) и т. д.

Определение продуктов реакции в ОВР

1. Определить продукты реакции взаимодействия нитрита калия и дихромата калия в кислой среде?

KN+3O2+K2Cr2+6O7+H2S+6O4 → ?

• Поскольку в молекуле дихромата калия хром находится в максимальной степени окисления, дихромат калия играет роль окислителя.
• В нитрите калия азот находится в промежуточной степени окисления, поэтому, нитрит калия может играть как роль окислителя, так и роль восстановителя. Но, поскольку дихромат калия является сильным окислителем, то нитрит калия будет играть роль восстановителя.
• Согласно указанных выше типовых реакций, в кислой среде дихромат калия образует сульфат хрома, калий, взаимодействуя с серной кислотой, образует соль K2SO4, оставшиеся атомы водорода и кислорода образуют воду.
• Что касается нитрита калия, то, играя роль восстановителя, он, окисляясь, образует KNO3 (см. выше).

KN+3O2+K2Cr2+6O7+H2S+6O4 → KNO3+Cr2(SO4)3+K2SO4+H2O

2. Определить продукты реакции йодида калия с хлоратом калия в кислой среде?

KI-1+KCl+5O3+H2SO4 → ?

• йод в йодиде калия находится в низшей степени окисления, поэтому, он может только играть роль восстановителя;
• согласно выше указанным реакциям, анион йода окисляется в I20;
• в хлорате калия калий имеет степень окисления +5, и согласно выше указанных реакций, восстанавливается до KCl-1
• атомы калия и серной кислоты образуют сульфат калия K2SO4, а атомы водорода и кислорода – воду.

KI-+KCl+5O3+H2SO4 → 3I20+KCl-+3K2SO4+3H2O

3. Определить продукты реакции сероводорода с сульфатом натрия в кислой среде?

H2S-2+Na2S+4O3+H2SO4 → ?

• атом серы в молекуле сероводорода имеет низшую степень окисления, следовательно, – это вещество-восстановитель;
• атом серы в молекуле сульфита натрия имеет степень окисления +4 – это вещество-окислитель;
• согласно выше указанных реакций, сероводород будет окисляться до серы, а сульфит натрия в кислой среде будет восстанавливаться, также до серы;
• атомы натрия и серной кислоты образуют сульфата натрия Na2SO4;
• атомы кислорода и водорода образуют воду.

H2S-2+Na2S+4O3+H2SO4 → S0+Na2SO4+H2O

Представим себе такую ситуацию:

Вы работаете в лаборатории и решили провести какой-либо эксперимент. Для этого вы открыли шкаф с реактивами и неожиданно увидели на одной из полок следующую картину. У двух баночек с реактивами отклеились этикетки, которые благополучно  остались лежать неподалеку. При этом установить точно какой банке соответствует какая этикетка уже невозможно, а внешние признаки веществ, по которым их можно было бы различить, одинаковы.

В таком случае проблема может быть решена с использованием, так называемых, качественных реакций.

Качественными реакциями называют такие реакции, которые позволяют отличить одни вещества от других, а также узнать качественный состав неизвестных веществ.

Например, известно, что катионы некоторых металлов при внесении их солей в пламя горелки окрашивают его в определенный цвет:

Данный метод  может сработать только в том случае, если различаемые вещества по разному меняют цвет пламени, или же одно из них не меняет цвет вовсе.

Но, допустим, как назло, вам определяемые вещества цвет пламени не окрашивают, или окрашивают его в один и тот же цвет.

В этих случаях придется отличать вещества с применением других реагентов.

В каком случае мы можем отличить одно вещество от другого с помощью какого-либо реагента?

Возможны два варианта:

• Одно вещество реагирует с добавленным реагентом, а второе нет. При этом обязательно, должно быть ясно видно, что реакция одного из исходных веществ с добавленным реагентом действительно прошла, то есть наблюдается какой-либо ее внешний признак — выпадал осадок, выделился газ, произошло изменение цвета и т.п.

Например, нельзя отличить воду от раствора гидроксида натрия с помощью соляной кислоты, не смотря на то, что щелочи с кислотами прекрасно реагируют:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Связано это с отсутствием каких-либо внешних признаков реакции. Прозрачный бесцветный раствор соляной кислоты при смешении с бесцветным раствором гидроксида образует такой же прозрачный раствор:

Но зато, можно воду от водного раствора щелочи можно различить, например, с помощью раствора хлорида магния – в данной реакции выпадает белый осадок:

2NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2 ↓+ 2NaCl

2) также вещества можно отличить друг от друга, если они оба реагируют с добавляемым реагентом, но делают это по-разному.

Например, различить раствор карбоната натрия от раствора нитрата серебра  можно с помощью раствора соляной кислоты.

с карбонатом натрия соляная кислота реагирует с выделением бесцветного газа без запаха — углекислого газа (СО2):

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑

а с нитратом серебра с образованием белого творожистого осадка AgCl

HCl + AgNO3 =  HNO3 + AgCl↓

Ниже в таблицах представлены различные варианты обнаружения конкретных ионов:

Качественные реакции на катионы

Качественные реакции на анионы

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

• Соединения

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно
сложное вещество. Примеры:

4Na + O2 = 2Na2O

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

• Разложения

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + 2O2

Сa(OH)2 = CaO + H2O

• Замещения

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

2KI + Cl2 = 2KCl + I2

• Обмена

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами.
Часто обмен происходит анионами/катионами:

2KOH + MgCl2 = Mg(OH)2↓ + 2KCl

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Это те химические реакции, в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов, входящих в состав
исходных веществ. ОВР подразделяются на:

• Межмолекулярные – атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных молекул. Примеры:

KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

K2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 → K2SO4
+ Cr2(SO4)3 + H2O

• Внутримолекулярные – атомы окислителя и восстановителя в составе одного сложного вещества. Примеры:

KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

KClO3 → KCl + O2

• Диспропорционирование – один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем

KOH + Cl2 → (t) KCl + KClO3 + H2O

KOH + Cl2 → KCl + KClO + H2O

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО,
принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

От обилия информации можно запутаться. Я рекомендую сформулировать четко: “Окислитель – понижает СО, восстановитель – повышает СО”. Запомнив
эту информацию таким образом, вы не будете путаться.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе “Решения задач”.

Обратимые и необратимые реакции

Обратимые реакции – такие химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях: прямом и обратном.
При записи реакции в таких случаях вместо знака “=” ставят знак обратимости “⇆”.

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

N2 + 3H2 ⇆ 2NH3

CH3COOH + C2H5OH ⇆ CH3COOC2H5 + H2O

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от
обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Иногда сложно бывает отличить обратимую реакцию от необратимой, однако я дам несколько советов, которые советую взять на вооружение.
В результате необратимых реакций:

• Образуются малодиссоциирующие вещества (например – вода, однако есть исключения – реакция этерификации)
• Реакция сопровождается выделение большого количества тепла
• В ходе реакции образуется газ или выпадает осадок

Примеры необратимых реакций:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl (выпадает осадок)

NaOH + HCl = NaCl + H2O (образуется вода)

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому
составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой,
твердой и газообразной.

Все реакции можно разделить на гетеро- и гомогенные. Гетерогенные реакции (греч. heterogenes – разнородный) – реакции, протекающие на
границе раздела фаз, в неоднородной среде. Скорость таких реакций зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество,
твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

Zn(тв.) + 2HCl(р-р.) = ZnCl2(р-р.) + H2(газ.)↑

Гомогенные реакции (греч. homogenes – однородный) – реакции, протекающие между веществами, находящимися в одной фазе.

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ, твердое вещество + твердое вещество. Примером
такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

NaOH(р-р.) + CH3COOH(р-р.) = CH3COONa(р-р.) + H2O(р-р.)

Реакции и их тепловой эффект

Все реакции можно разделить на те, в ходе которых тепло поглощается, или, наоборот, тепло выделяется. Представьте пробирку, охлаждающуюся
или нагревающуюся в вашей руке – это и есть тот самый тепловой эффект. Иногда тепла выделяется так много, что реакции сопровождаются
воспламенением или взрывом (натрий с водой).

• Экзотермические реакции

Экзотермические реакции (греч. exo – вне) – химические реакции, сопровождающиеся потерей энергии системой и выделением тепла (той самой
энергии) во внешнюю среду. При написании химических реакций в конце экзотермических ставят “+ Q” (Q – тепло), иногда бывает указано точное
количество выделяющегося тепла. Например:

2Mg + O2 = 2MgO + Q

NaOH + HCl = NaCl + H2O + 56 кДж



К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O + Q

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при
котором тепло поглощается:

N2 + O2 ⇄ 2NO – Q

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому
не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью “запутывания”
в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2; ΔH



• Эндотермические реакции

Эндотермические реакции (греч. ἔνδον – внутри) – химические реакции, сопровождающиеся поглощением тепла, в результате которых образуются
вещества с более высоким энергетическим уровнем (их внутренняя энергия увеличивается).

К таким реакциям наиболее часто относятся реакции разложения. При написании эндотермических реакций в конце ставят “-Q”, либо указывают точное
количество поглощенной энергии. Примеры таких реакций:

2HgO = Hg + O2 – Q

CaCO3 = CaO + CO2↑ – Q

С целью “запутывания” может быть дана энтальпия, она при таких реакциях всегда: ΔH > 0, так как внутренняя
энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO3 = CaO + CO2↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)



Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония (“вулканчик”)
является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.