REAKCJE CHEMICZNE I ICH PRZEBIEG

Transkrypt

1 REAKCJE CHEMICZNE I ICH PRZEBIEG WSTĘP TEORETYCZNY Reakcja chemiczna proces, w którym jedna lub kilka substancji chemicznych ulega przemianie tworząc nową lub nowe substancje, w wyniku zerwania jednych, a utworzenia innych wiązań między atomami reagujących cząsteczek lub jonów. Reakcji chemicznej zawsze towarzyszą zmiany energetyczne w układzie reagującym. Gdy zachodzi reakcja chemiczna często zaobserwować można widoczne oznaki wskazujące na zmiany. Może dochodzić np. do zmiany barwy, wytrącania się osadu lub wydzielania gazu. Przebieg reakcji zapisujemy w postaci równania chemicznego będącego wyrazem obserwowanych zjawisk chemicznych. Równanie chemiczne zapisujemy w postaci symbolicznej posługując się symbolami reagentów. Klasyfikacji reakcji chemicznych można dokonywać na wiele sposobów, w zależności od wyróżniających ich cech. Ze względu na: 1. Charakter zachodzących przemian reakcje chemiczne dzielimy na: a. syntezy, b. analizy, c. wymiany. 2. Efekty energetyczne towarzyszące przemianom chemicznym wyróżniamy reakcje egzotermiczne i endotermiczne. 3. Stan fazowy reagujących substratów i produktów (reakcje homogeniczne i heterogeniczne). 4. Wymianę elektronów między reagującymi cząsteczkami (reakcje oksydacyjno-redukcyjne i reakcje zachodzące bez wymiany elektronów). 5. Odwracalność reakcji (równowagowe i nierównowagowe). 6. Charakter jednostek biorących udział w reakcji (reakcje jonowe, cząsteczkowe, rodnikowe). Ad. 1. Reakcja syntezy (reakcja łączenia) otrzymywanie z dwu lub więcej reagentów, nowej, bardziej złożonej substancji, zawierającej wszystkie atomy zawarte w substratach np. S + O 2 = SO 2 Reakcja analizy (reakcja rozkładu) rozkład substancji złożonej na związki prostsze lub pierwiastki np.: pod wpływem ogrzewania (dysocjacja termiczna): CaCO 3 = CaO + CO 2 pod wpływem światła (fotoliza): 2AgCl + hν = 2Ag + Cl 2 Reakcje wymiany: pojedynczej dwie lub więcej substancji prostych i złożonych przekształca się w dwie lub więcej innych substancji, przy czym jedna z nich jest prosta: Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 lub jonowo: Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 1

2 podwójnej dwie lub więcej substancji złożonych przekształca się w inne substancje złożone: BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 +2NaCl lub jonowo: Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 Ad. 2. Dla przemian chemicznych zachodzących pod stałym ciśnieniem wielkość efektu energetycznego charakteryzuje wydzielone lub pobrane ciepło, które w tym wypadku jest równe zmianie entalpii reakcji ( Hr). Standardowe ciepło reakcji chemicznej określa wyrażenie: H r = Σ H (tworzenia produktów) - Σ H (tworzenia substratów) Zmiana entalpii zależy od rodzaju reakcji, liczności, ciśnienia i temperatury i może przybierać wartości dodatnie lub ujemne. W reakcji egzotermicznej ( H < O) następuje wydzielanie ciepła do otoczenia. Na przykład, reakcji spalania jednego mola węgla z jednym molem tlenu cząsteczkowego prowadzącej do powstania jednego mola ditlenku węgla: C(s) + O 2 (g) = CO 2 (g) H = -393,13 kj towarzyszy efekt cieplny przeniesienia 393,13 kj energii od reagentów do otoczenia. Reakcje egzotermiczne są zwykle reakcjami samorzutnymi, zapoczątkowanie których następuje w chwili zetknięcia się cząsteczek reagentów. Niektóre reakcje wymagają jednak zainicjowania przez doprowadzenie do układu niewielkiej ilości energii (energia aktywacji), po czym reakcja biegnie już samorzutnie (np. spalanie magnezu w powietrzu). 2Mg(s) + O 2 (g) = 2MgO(s) W przypadku pobierania ciepła z otoczenia, czyli dodatniej zmianie entalpii układu, zachodzi proces endotermiczny (( H < O) jak w reakcji: 2CaO(s) = 2Ca(s) + O 2 (g) H = 1270 kj Ad. 3. Faza materii jest to część lub całość układu, która wykazuje w całej masie jednakowe właściwości fizyczne i jest oddzielona wyraźnie od reszty układu (od otoczenia). Przykładami jednej fazy mogą być: mieszanina gazów, jednorodny roztwór ciekły, kryształy dowolnej soli. Natomiast dwie odmiany krystalograficzne tej samej substancji (np.: CaCO 3 czyli kalcyt i aragonit) są dwiema oddzielnymi fazami. Jeżeli w reakcji substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie to zachodzi reakcja homogeniczna (jednofazowa). Dotyczy to: reakcji w roztworach całkowicie mieszających się ze sobą: NaOH(aq) + HCl = NaCl(aq) + H 2 O(aq) lub jonowo: OH - + H + = H 2 O reakcji w fazie gazowej w całej objętości (bez udziału powierzchni stałych i ciekłych): 2CO(g) + O 2 (g) = 2CO 2 (g) Reakcje heterogeniczne (wielofazowe) natomiast przebiegają na granicy dwu faz bez udziału lub z udziałem katalizatora. Należą do nich: wszystkie reakcje przebiegające z udziałem faz stałych, Fe(s) + S(s) = FeS(s) reakcje, w których powstający produkt jest w innej fazie niż reagujące substraty, CaCl 2 (aq) + (NH 4 ) 2 C 2 O 4 (aq) = CaC 2 O 4 (s) + 2NH 4 Cl(aq) lub jonowo: Ca 2+ + C 2 O 4 2- = CaC 2 O 4 2

3 reakcje, w których substraty znajdują się w różnych fazach, C(s) + O 2 (g) = CO 2 (g) reakcje, w których substraty i produkty znajdują się w tej samej fazie, ale reakcja przebiega na powierzchni granicznej z inną fazą (np. spalanie amoniaku w obecności katalizatora platynowego w temperaturze 1100 K), 4NH 3 (g) + 5O 2 (g) = 6H 2 O(g) + 4NO(g) Ad. 4. Jeżeli w czasie trwania reakcji stopień utlenienia żadnego z pierwiastków nie ulega zmianie reakcja ta przebiega bez wymiany elektronów, np.: MgO + H 2 O = Mg(OH) 2 Reakcje zachodzące z wymianą elektronów między reagującymi atomami, cząsteczkami bądź jonami nazywane są reakcjami utleniająco-redukującymi lub reakcjami utleniania i redukcji. W reakcjach tych zachodzi zmiana stopni utlenienia co najmniej dwóch atomów: utleniacza i reduktora. W reakcjach oksydacyjno-redukcyjnych zachodzi wymiana elektronów między reagującymi substratami oraz związana z tym zmiana stopnia utlenienia pierwiastków. Reakcji utlenienia zawsze towarzyszy proces redukcji. Ze względu na miejsce występowania utleniacza i reduktora wyróżnia się: zwykłe reakcje utleniania i redukcji, w których atomy pierwiastka pobierające elektrony i atomy pierwiastka oddające elektrony występują w różnych substancjach chemicznych: Sn 2+ + Zn = Zn 2+ + Sn reakcje dysproporcjonowania, w których atomy pobierające i oddające elektrony występują w tej samej substancji chemicznej i na tym samym stopniu utlenienia i dotyczą atomów tego samego pierwiastka: 2Br 2 + HgO + H 2 O = HgBr 2 + 2HBrO reakcje utleniania i redukcji wewnątrzcząsteczkowej, w których atomy pobierające i oddające elektrony występują w tej samej cząsteczce bądź jonie i dotyczą atomów różnych pierwiastków lub atomów tego samego pierwiastka różniących się stopniem utlenienia 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Ad. 5. Zasadniczo wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne z teoretycznego punktu widzenia. W praktyce istnieją reakcje, które można uważać za nieodwracalne. Mamy z nimi do czynienia wtedy, gdy: reakcje odwrotne prowadzące do odtworzenia substratów wymagają skrajnych warunków (np. spalanie glinu w tlenie): 4Al + 3O2 2Al 2 O 3 jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji (układ otwarty): CaCO 3 + 2H + Ca 2+ + H 2 O + CO 2 Jeżeli reakcja rozkładu węglanu wapnia przebiega w układzie zamkniętym, to wówczas po pewnym czasie ustali się stan równowagi chemicznej między substratami i produktami. 3

4 Szczególnym przypadkiem reakcji odwracalnych są reakcje równowagowe, tzn. mogą przebiegać w dwu przeciwnych kierunkach jednocześnie. Po pewnym czasie ustala się stan równowagi chemicznej, (patrz: ćwiczenie Równowaga chemiczna ) charakteryzujący się tym, że obok siebie mogą istnieć zarówno substraty jak i produkty. Jeżeli w danych warunkach reakcja nie zachodzi do końca i po pewnym czasie ustala się stan równowagi chemicznej. W zależności od czynników zewnętrznych (temperatury, ciśnienia) oraz stężeń reagentów położenie stanu równowagi reakcji chemicznej może ustalić się z przewagą produktów bądź substratów. Jako przykład rozpatrzmy syntezę tlenku siarki(vi): 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 Jeżeli zwiększymy stężenie SO3 to nastąpi przesunięcie położenia stanu równowagi i odtworzenie substratów (SO2, O2). Natomiast wzrost stężenia np. O2 przesuwa położenie stanu równowagi w prawo. Ad.6. Reakcje jonowe są to reakcje, w których przynajmniej jeden z substratów lub produktów występuje w postaci jonów (przynajmniej jeden z nich). Oznacza to, że jeśli obok jonów występują jako substraty lub produkty cząsteczki (słabe elektrolity, związki trudno rozpuszczalne) to reakcja jest jonowa. Fe NH 3 *H 2 O = Fe(OH) 3 + 3NH 4 + W reakcjach cząsteczkowych wszystkie substraty i produkty występują w postaci cząsteczek lub atomów: SiO 2 + CaO = CaSiO 3 Do reakcji cząsteczkowych należy też zakwalifikować reakcje w fazie stałej zachodzące między związkami jonowymi: HgCl 2 + 2KI = HgI 2 + 2KCl Należy odróżnić typ reakcji od zapisu równania reakcji. Reakcja jonowa może być zapisana w sposób jonowy i cząsteczkowy: H + + OH - = H 2 O lub cząsteczkowo HCl + NaOH = NaCl + H 2 O natomiast reakcja cząsteczkowa może być zapisana tylko w sposób cząsteczkowy. 2NO + O 2 = 2NO2 Reakcje rodnikowe przebiegają z udziałem wolnych rodników wytworzonych przez pochłonięcie kwantu promieniowania. 2AgCl + ν 2Ag + Cl 2 4

5 OPIS DOŚWIADCZEŃ Reakcje syntezy Ćwiczenie 1. Reakcja syntezy ZnS (siarczek cynku) siarka (pył), cynk metaliczny w postaci proszku, miseczka kaolinowa, drut do zainicjowania reakcji, palnik gazowy, 2M H 2 SO 4, naczynka wagowe, probówki. 0,5 g(0,0075 mola) sproszkowanego cynku i 0,25 g (0,0075 mola) pylistej siarki wymieszaj dokładnie w miseczce kaolinowej. Uformuj stożek i zainicjuj reakcję pod wyciągiem przez ostrożne wprowadzenie do mieszaniny rozżarzonego drutu. Należy zachować ostrożność, gdyż po zainicjowaniu reakcji, proces przebiega samoczynnie z wydzielaniem ciepła. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem: Zn + S = ZnS Powstały produkt reakcji wprowadź do probówki, dodaj około 2 ml rozcieńczonego H 2 SO 4 i lekko podgrzej. Zachodzi reakcja: Zbadaj zapach wydzielającego się gazu. ZnS + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 S Zadanie: Oblicz ile moli cynku potrzeba do otrzymania 490 g siarczku cynku. Ćwiczenie 2. Reakcja syntezy MgO (tlenek magnezu). łyżeczka do spalań, palnik gazowy, wiórki magnezu, o,1 % roztwór fenoloftaleiny, probówka, naczynka wagowe, 2M H 2 SO 4. W łyżeczce do spalań umieszczamy około 0,2 g wiórek magnezowych i ogrzewamy pod wyciągiem (uwaga: reakcja jest silnie egzotermiczna!). Podczas reakcji tworzy się tlenek magnezu. Odważ masę powstałego tlenku magnezu. Znając masę magnezu wziętego do reakcji oraz masę otrzymanego tlenku magnezu określ masę tlenu przereagowanego z metalicznym magnezem. Następnie ze znajomości mas molowych obu reagentów oraz mas tych reagentów, jakie przereagowały ze sobą, wyznacz wzór empiryczny produktu reakcji (tlenku magnezu). Wprowadź produkt reakcji spalania do probówki wypełnionej do połowy objętości wodą destylowaną i dodaj kilka kropel 0,1 % roztworu fenoloftaleiny. Po wymieszaniu zawartości odstaw probówkę na kilka minut i obserwuj zabarwienie oraz klarowność znajdującego się w niej roztworu. 5

6 Wiedząc, że fenoloftaleina przy ph < 8,3 jest bezbarwna, w zakresie ph od 8,3 do 10 wykazuje przejściową barwę różową natomiast powyżej ph = 10 przyjmuje barwę purpurowo-czerwoną, określ jakie jony wywołują różowe zabarwienie fenoloftaleiny. Następnie dodajemy do probówki 1-2 ml 2M H 2 SO 4. Na podstawie wyników eksperymentu napisz równania: a) reakcji spalania magnezu, b) reakcji rozpuszczania powstałego produktu spalania z wodą, c) reakcji Mg(OH) 2 z kwasem siarkowym. Zadanie: 1. Oblicz, jaką objętość powietrza (warunki normalne, powietrze zawiera 21% tlenu) potrzeba do spalenia 10 moli Mg. 2. Oblicz ilość siarczanu (VI) magnezu jaką można otrzymać z 2,4 g magnezu. Reakcje analizy Ćwiczenie 3. Reakcja rozkładu manganianu (VII) potasu (KMnO 4 ). suche probówki w statywie, palnik gazowy, łuczywo, uchwyt na probówkę, krystaliczny KMnO 4. Do suchej probówki wsypujemy około 0,1 g krystalicznego KMnO 4. Podgrzewamy zawartość probówki nad palnikiem. Tlącym się łuczywem wprowadzonym do probówki sprawdzamy wydzielanie się tlenu. Po całkowitym wyprażeniu zawartości i po ostudzeniu probówki dodajemy wody destylowanej. Należy porównać zabarwienie otrzymanego roztworu z zabarwieniem roztworu KMnO 4. Opisana reakcja przebiega według równania: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Zadanie: Oblicz, jaka objętość tlenu powstanie podczas rozkładu 1 kg KMnO 4. Reakcje wymiany pojedynczej Ćwiczenie 4. Reaktywność metali w reakcji z kwasem. statyw z probówkami (pod wyciągiem), 2M HCl, H 2 SO 4 stężony, HNO 3 stężony, blaszka cynkowa, aluminiowa, żelazna i miedziana. Do trzech probówek wlewamy po 1 ml 2M HCl. Do każdej z nich wkładamy oczyszczoną blaszkę metalu. Obserwujemy zachodzące reakcje. Sprawdzamy palność tworzącego się gazu. W tym celu należy zatkać palcem wlot probówki i po pewnym czasie zebrany w probówce gaz zapalić palącą się zapałką. Oceniamy różnice w szybkości tworzenia się banieczek wodoru w poszczególnych 6

7 probówkach i szeregujemy je w kolejności malejącej reaktywności metali z HCl. Wyniki obserwacji zamieszczamy w poniższej tabeli: Tabela 1. Reakcje cynku, aluminium, i żelaza z rozcieńczonym kwasem solnym oraz miedzi i cynku ze stężonym kwasem solnym, siarkowym i azotowym. Lp. Przebieg reakcji Obserwacje Wnioski 1 Mg+HCl = 2 Zn + HCl = 3 Cu +HCl = 4 Cu + HCl (stęż) = 5 Zn + H 2 SO 4(stęż) = 6 Cu + HNO 3(stęż) = 7 Al + HCl (stęż) = 8 Al + H 2 SO 4(stęż) = 9 Al + HNO 3(stęż) = Zadanie: Oblicz ilość glinu potrzebną do otrzymania 44,8 dm 3 wodoru (warunki normalne). Ćwiczenie 5. Otrzymywanie CO 2. zagięta rurka szklana z korkiem, probówki, krystaliczny CaCO 3, 1M HCl, błękit bromotymolowy (BBT) 1. Do dwóch probówek nalewamy wody destylowanej i dodajemy kilka kropel wskaźnika BBT (błękit bromotymolowy). Do jednej probówki wprowadzamy dwie granulki CaCO 3, dodajemy 10 ml 1 M HCl i zatykamy korkiem z rurką. Drugi koniec rurki zanurzamy w probówce zawierającej wodę destylowaną ze wskaźnikiem BBT. Porównaj zabarwienie wskaźnika w obu probówkach. Podaj równanie reakcji rozkładu węglanu wapnia i tworzenia kwasu węglowego w tabeli 2. Tabela 2. Otrzymywanie i właściwości CO 2. Lp. Przebieg reakcji Obserwacje Wnioski 1 CaCO 3 + HCl = 2 CO 2 + H 2 O = 1 Organiczny związek chemiczny stosowany jako wskaźnik ph, w środowisku kwaśnym żółty, obojętnym zielony, zasadowym błękitny. Zakres zmiany barwy ph 6,2 7,6. 7

8 Zadanie: Oblicz, jaka ilość (w gramach) 10 % roztworu HCl jest potrzebna do rozkładu 10 g CaCO 3. Ćwiczenie 6. Wytrącanie osadu siarczanu (VI) baru. probówki w statywie roztwór BaCl 2, roztwór H 2 SO 4, roztwór Na 2 SO 4. Do probówki nalewamy 0,5 ml roztworu BaCl 2, i taką samą objętość roztworu H 2 SO 4. W probówce wytrąca się biały osad siarczanu (VI) baru. Podobnie do 0,5 ml roztworu BaCl 2 dodajemy taką samą objętość roztworu Na 2 SO 4. Podaj równania reakcji i oblicz jaką ilość siarczanu (VI) baru można otrzymać w reakcji 0,5 g H 2 SO 4 z nadmiarem chlorku baru. Zadanie: Oblicz, masy chlorku baru i siarczanu (VI) sodu potrzebne do utworzenia 0,1 mola siarczanu (VI) baru. 8