По изменению степеней окисления реагентов
В данном случае различают
Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.
Пример реакции диспропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония:
NH4NO3 = N2O + 2H2O (до 250 °C)
Не окислительно-восстановительные реакции — соответственно, реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например, указанная выше реакция нейтрализации.
По тепловому эффекту реакции:
1)экзотермические реакции, которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода
2)эндотермические реакции в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.
Виды окислительно-восстановительных реакций:
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:
Н2S + Cl2 → S + 2HCl
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
2H2O → 2H2 + O2
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Влияние среды на характер протекания реакций:
Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+-ионов), нейтральной (Н2O) и щелочной (избыток гидроксид-ионов OH-). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Так, например, ион MnO-4 в кислой среде восстанавливается до Mn2+, в нейтральной — до MnO2, а в щелочной — до MnO2-4.
K2Cr2O7
Кислая среда (Н+) Cr+6 (K2Cr2O7)(раствор оранжевого цвета)
Щелочная среда (ОН-) Cr+6 (K2CrO4)(раствор желтого цвета)
Метод электронного баланса:В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основании известных свойств элементов.
Метод полуреакций, или электронно-ионный метод:
Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений из процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение.
Билет 8.
Первую попытку создать общую теорию кислот и оснований предпринял шведский физикохимик Сванте Аррениус. Согласно его теории, сформулированной в 1887, кислота — это соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием протонов (ионов водорода H+). Теория Аррениуса быстро показала свою ограниченность, она не могла объяснить многих экспериментальных фактов. В наше время она имеет главным образом историческое и педагогическое значение.
По протонной теории кислот и оснований, выдвинутой в 1923 г. независимо датским учёным Йоханнесом Брёнстедом и английским учёным Томасом Лоури, кислоты — водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны. Слабость этой теории в том, что она не включает в себя не содержащие водорода вещества, проявляющие кислотные свойства, так называемые апротонные кислоты.
По содержанию кислорода:
бескислородные (HCl, H2S);
кислородосодержащие (HNO3,H2SO4).
По основности — количество кислых атомов водорода
Одноосновные (HNO3);
Двухосновные (H2SeO4, двухосновные предельные карбоновые кислоты);
Трёхосновные (H3PO4, H3BO3).
Полиосновные (практически не встречаются).
По устойчивости
Устойчивые (H2SO4);
Неустойчивые (H2CO3).
По окислительной способности различают кислоты-окислители – HNO3 и концентрированная H2SO4, и кислоты-неокислители – все остальные.
Получение:
Кислотные оксиды(бинарные соединения)+H2O
Соль с другой кислотой
Неметаллы+HNO3
Химические свойства:
Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли и воды:
Взаимодействие с амфотерными оксидами с образованием соли и воды:
Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
Взаимодействие с нерастворимыми основаниями с образованием соли и воды, если полученная соль растворима:
Взаимодействие с солями, если выпадает осадок или выделяется газ:
Сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:
(в данном случае образуется неустойчивая угольная кислота , которая сразу же распадается на воду и углекислый газ)
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной кислоты ), если образующаяся соль растворима:
С азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе:
Для органических кислот характерна реакция этерификации (взаимодействие со спиртами с образованием сложного эфира и воды):
