обмена – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия двух сложных веществ образуется два других сложных вещества. Например:

NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3

По тепловому эффекту реакции могут быть экзо- и эндотермическими.

Тепловой эффект химической реакции – количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакций между определенными количествами реагентов.

Экзотермические реакции – реакции, в ходе которых происходит выделение теплоты, эндотермические реакции осуществляются с поглощением теплоты.

По признаку изменения степеней окисления реакции могут относиться к окислительно-восстановительным, а могут не являться таковыми; по признаку обратимости – обратимыми и необратимыми.

В ходе огромного множества химических реакций происходит переход электронов от одних веществ к другим. Такие реакции называют окислительно-восстановительными. Формальным признаком таких реакций является изменение степеней окисления элементов.

Степень окисления соответствует заряду, который возник бы на аотме даннго элемента в химическом соединении, если предположить, что все электронные пары, за счет которых этот атом связан с другими атомами, полностью сместились к атомам элементов с большей электроотрицательностью.

Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю. В сложном соединении алгебраическая сумма степеней окисления каждого из атомов равна нулю, в случае сложного иона – заряду иона.

Постоянные степени окисления в сложных веществах имеют следующие элементы:

+1 все элементы IA группы (Li, Na, K, Rb, Cs), почти всегда Ag

+2 все элементы II группы (кроме ртути)

+3 алюминий

-1 фтор

-2 кислород (за исключением: фторидов кислорода OF2 и O2F2, в которых его степень окисления положительна; пероксидов, в которых она равна -1 (Н2О2); супероксидов КО2 и т.п.).

Водород в бинарных[4] соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а в соединениях с металлами -1.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов вследствие перехода электронов от восстановителя к окислителю.

Окислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны.

Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны.

Окислителем и восстановителем могут также называть элементы, атомы которых отдают или принимают электроны. Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента повышается.

Восстановление – процесс приема электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента понижается.

Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в одном веществе, но окислитель и восстановитель разные элементы.

Диспропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, в одной и той же степени окисления.

Конпропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и то же элемент в разных степенях окисления.

Окислители и восстановители

Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F2, Cl2, Br2, I2, O2, O3,). Галогены, выступая в роли окислителей, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления -2 (Н2О или ОНˉ).

Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто содержат элементы в высшей степени окисления.

Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты, хроматы и дихроматы, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.

Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов и гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.

В бескислородных кислотах и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Clˉ к Iˉ.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Нˉ, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода.

Металлы в промежуточной степени окисления, взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность

Окислительно-восстановительная двойственность – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя. В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору.

Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления -3, и, поэтому, за счет азота, аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO3 азот находится в промежуточной степени окисления =3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель. Но в реакции с сильным восстановителем, например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель.

2.3 Скорость химических реакций. Катализ

Скорость и механизмы химических реакций изучает раздел химии, который называется химической кинетикой.

Скорость химической реакции определяется изменением количества одного из реагентов или продуктов реакции за единицу времени в единице объема (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем).

Гомогенной является система, состоящая из одной фазы, например, смесь газов, истинный раствор и т.д. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз, разграниченных между собой поверхностями раздела. Это любые системы, в которых участвуют реагенты в твердом состоянии, несмешивающиеся жидкости и т.д.