1

Ćwiczenie 2

Reakcje chemiczne

Część teoretyczna

Reakcjami chemicznymi nazywamy procesy, w czasie których w wyniku zderzenia się

dwóch lub większej ilości cząsteczek (cząsteczek, atomów, wolnych rodników lub jonów)

powstają nowe substancje chemiczne. Reakcja zachodzi tylko w wyniku zderzeń, w których

uczestniczące cząstki są względem siebie właściwie zorientowane oraz mają energię

wystarczającą do pokonania bariery energii potencjalnej reakcji. Energia ta oznaczana jako E

a

nazywa się energią aktywacji reakcji. Przebieg reakcji chemicznej charakteryzuje się jej

szybkością oraz stanem równowagi chemicznej.

1. RÓWNANIE STECHIOMETRYCZNE REAKCJI CHEMICZNEJ

Równanie chemiczne jest umownym zapisem ilustrującym jakościowo i ilościowo

przebieg reakcji, w którym po lewej stronie zapisuje się wzory lub symbole wszystkich

substancji wyjściowych – substratów reakcji, po prawej zaś wzory produktów reakcji.

Ogólnie równanie stechiometryczne reakcji można zapisać:

a A + b B

→

e E + d D

gdzie: A, B, D, E – symbole chemiczne substratów i produktów,

a, b, d, e – współczynniki stechiometryczne reakcji.

Stosunek ilościowy substancji reagujących, określany równaniem chemicznym

nazywamy stosunkiem stechiometrycznym. Substraty reagują ze sobą tylko w stosunku

stechiometrycznym, nawet jeśli zmiesza się je w innym stosunku. Równanie

stechiometryczne reakcji chemicznej informuje nas tylko o rodzaju i ilości substratów

i produktów reakcji w stanie równowagi, nie zawiera ono informacji o szybkości

i mechanizmie reakcji.

Rodzaje reakcji chemicznych

Duża ilość reakcji chemicznych zmusza do sklasyfikowania ich w pewne grupy.

Podstawą klasyfikacji mogą być:

1. typ zachodzącej reakcji,

2. rodzaj wymienianych cząstek,

2

3. efekt cieplny reakcji.

1. Według tego podziału rozróżnia się reakcje:

reakcja syntezy polega na tworzeniu się nowej substancji z dwóch lub większej liczby

różnych substancji, np.

3 H

2

+ N

2

→

2 NH

3

C + O

2

→

CO

2

reakcja analizy polega na rozkładzie substancji złożonej na dwie lub więcej nowych

substancji, np.

NH

4

HCO

3

→

CO

2

+ H

2

O + NH

3

CaCO

3

→

CaO + CO

2

reakcja wymiany polega na wymienieniu cząstek, wolnych rodników, atomów, jonów lub

elektronów pomiędzy reagującymi substratami. Gdy wymieniana cząstka pochodzi tylko od

jednego z substratów to mamy reakcję pojedynczej wymiany, np.

CuO + H

2

→

Cu + H

2

O

Jeżeli reakcja wymiany dotyczy obydwu reagujących substancji, to mówimy o reakcji

podwójnej wymiany, np.

BaCl

2

+ K

2

SO

4

→

BaSO

4

+ 2 KCl

2. W reakcjach wymiany, mogą być wymieniane różne cząstki. Najczęściej wymianie ulegają

grupy atomów, atomy, wolne rodniki lub jony. W tych przypadkach nazwa reakcji pochodzi

od nazwy wymienianych cząstek, np.

-

reakcja kompleksowania jonów Ag

+

cząsteczkami amoniaku

AgCl + 2 NH

3

⋅

H

2

O

→

[ Ag(NH

3

)

2

]

+

+ 2 H

2

O

-

reakcja nitrowania

C

6

H

6

+ HNO

3

→

C

6

H

5

NO

3

+ H

2

O

Szczególnym rodzajem wymienianych cząsteczek są protony lub jony wodorotlenowe.

Mówimy wtedy o reakcjach kwasowo – zasadowych, np.

2 H

3

PO

4

+ 3 Ca(OH)

2

→

Ca

3

(PO

4

)

2

+ 6 H

2

O

3

Jeżeli w czasie reakcji chemicznej obok wymiany atomów (jonów) przebiega

równolegle wymiana elektronów pomiędzy reagującymi cząsteczkami, to takie procesy

nazywamy reakcjami utleniania i redukcji, np.

Zn + 2 HCl

→

ZnCl

2

+ H

2

utlenienie Zn

0

–2e

→

Zn

2+

redukcja 2 H

+

+ 2e

→

H

2

0

Szczególnym przypadkiem reakcji utlenienia i redukcji są procesy biegnące na

elektrodach.

3. Wszystkie reakcje chemiczne związane są z przemianami energetycznymi, pojawiającymi

się w postaci efektów cieplnych reakcji.

Reakcje, w czasie których wydziela się energia w postaci ciepła nazywamy reakcjami

egzotermicznymi, np. reakcja spalania propanu

C

3

H

8

+ 5 O

2

→

3 CO

2

+ 4 H

2

O - Q

Reakcje, które biegną z pobraniem ciepła z otoczenia nazywamy reakcjami

endotermicznymi, np. reakcja termicznego rozkładu węglanu (IV) wapnia (II)

CaCO

3

→

CaO + CO

2

+ Q

2. PRZEBIEG REAKCJI CHEMICZNEJ

Każda reakcja chemiczna po pewnym czasie od chwili jej zapoczątkowania osiąga

stan równowagi dynamicznej, w czasie którego w stałej temperaturze nie zmieniają się

stężenia substratów i produktów reakcji. Czas osiągania stanu równowagi zależy od szybkości

reakcji.

Szybkość reakcji

Szybkość reakcji (v) określa się zmniejszeniem w jednostce czasu stężenia substratów

reakcji (c

s

) lub zwiększeniem stężenia produktów, co można wyrazić równaniem

różniczkowym

dt

dc

dt

dc

v

p

s

=

−

=

Szybkości reakcji chemicznych mogą być różne, niektóre reakcje biegną bardzo

szybko (np. reakcje wybuchowe, jonowe) a inne bardzo powolnie (utlenianie węgla w

temperaturze 293K). Ta sama reakcja może być bardzo szybka lub powolna w zależności od

4

warunków jej prowadzenia. Szybkość danej reakcji zależy od stężenia substratów,

temperatury, udziału katalizatora i warunków transportu masy reagentów.

Według teorii kinetycznej materii jest oczywiste, szybkość reakcji musi zależeć od

liczby zderzeń między reagującymi cząsteczkami zachodzącymi w jednostce czasu.

Elementarny akt chemiczny może nastąpić tylko wtedy, gdy reagujące cząsteczki zderzą się

wzajemnie, czyli elektrony atomów jednej cząsteczki wejdą w sferę działania pól

elektrycznych drugiej cząsteczki. Nie każde zderzenie prowadzi do reakcji chemicznej.

Zależy to od stanu energetycznego cząsteczek, a także czasu trwania zderzenia. Można

przyjąć, że liczba efektywnych zderzeń jest tym większa, im większe są stężenia reagujących

substancji. Zależność pomiędzy szybkością reakcji i stężenia można opisać równaniem

b
B

a
A

c

c

k

v

⋅

=

gdzie c

A

i c

B

– stężenia substancji reagujących A i B,

a i b – wykładniki potęgowe zwane rzędami reakcji w stosunku do reagentów A i B

n = a + b - charakteryzuje ogólny rząd reakcji.

W większości znanych reakcji wartość n jest większa od 0 a mniejsza lub równa 2.

Współczynnik proporcjonalności k, zależy od temperatury i nosi nazwę stałej szybkości

reakcji.

Zależność szybkości reakcji od temperatury wyraża w przybliżeniu współczynnik

temperaturowy reakcji w

s

. Ze wzrostem temperatury reakcji o 10 stopni w stosunku do

temperatury niezbyt wysokiej szybkość reakcji wzrasta od 2 do 4 razy, co można opisać

wzorem

T

T

s

k

k

w

10

+

=

gdzie k

T

– stała szybkości reakcji w temperaturze T,

k

T + 10

– stała szybkości reakcji w temperaturze T + 10.

Dokładniej zależność stałej szybkości reakcji k od temperatury opisywana jest

równaniem Arrheniusa

T

a

H

k

−

=

log

gdzie H i a – wartości stałe, charakterystyczne dla danej reakcji

T – temperatura.

5

Stała a zawiera czynnik energetyczny reakcji chemicznej

R

E

a

a

303

.

2

=

gdzie R – stała gazowa,

2.303 – współczynnik przeliczeniowy ln na log.

Stała E

a

nazywa się energią aktywacji i charakteryzuje energię, którą muszą mieć

reagujące cząstki (w przeliczeniu na 1 mol „zespołów” reakcyjnych afektywnych), aby

zderzenia między nimi były efektywne.

Przebieg reakcji można zilustrować na przykładzie

A + B

→

[A-B]

*

AB

lub

A + B

→

[A-B]

*

A + B

W wyniku efektywnego zderzania się cząstek A z cząstkami B powstaje przejściowy

aktywny „zespół” reakcyjny [A-B]* o czasie trwania od 10

-10

do 10

-8

sekundy. Aby taki

zespół utworzył się musi być pokonana bariera energetyczna równa energii aktywacji danej

reakcji. Aktywny zespół reakcyjny ulega rozpadowi, w wyniku czego powstają produkty

reakcji – cząstka AB lub ponownie substraty reakcji. Przemiany energetyczne zachodzące w

czasie biegu reakcji egzotermicznej i endotermicznej pokazane są na rysunku:

Rys.1 Przemiany energetyczne w czasie biegu reakcji chemicznej: a) reakcja egzotermiczna,

b) reakcja endotermiczna

Szybkość reakcji chemicznych można znacznie zwiększać lub zmniejszać przez

zastosowanie katalizatorów.

Katalizatorem nazywamy substancję, która bierze udział w

elementarnych etapach reakcji, nie wchodzi w skład produktów reakcji, a po jej zakończeniu

masa jego pozostaje niezmieniona. Jeżeli katalizatory zwiększają szybkość reakcji nazywamy

je

katalizatorem dodatnim, jeżeli ją zmniejszają – ujemnymi lub inhibitorami. Działanie

katalizatorów polega na obniżaniu energii aktywacji na skutek zmiany mechanizmu reakcji.

6

Schematyczne zmiany energii aktywacji reakcji z udziałem katalizatora zilustrowane

są na rysunku 2. Rozpatrzmy reakcję

A + B

→

AB

Reakcja ta bez katalizatora wymaga określonej energii aktywacji. W obecności

katalizatora reakcja ta może przebiegać dwustopniowo:

Etap 1

A + Kt

→

[Akt]*

→

Akt

E

a1

Etap 2

Akt + B

→

[AktB]

*

→

AB + Kt

E

a2

przy czym energia aktywacji etapów 1 i 2 są niższe od energii aktywacji reakcji bez

katalizatora.

Rys.2 Zmiany energii w czasie biegu reakcji egzotermicznej: a) bez udziału katalizatora, b) z

udziałem katalizatora.

Obniżenie energii aktywacji zwiększa liczbę cząstek aktywnych, a więc i liczbę

zderzeń aktywnych w układzie w danej temperaturze, co zwiększa szybkość reakcji

chemicznej. Często czynnikiem ograniczającym szybkość reakcji chemicznej jest szybkość

dostarczania substratów lub szybkość odprowadzania produktów z obszaru reakcji. W takim

przypadku czynnikiem zwiększającym szybkość reakcji jest mieszanie środowiska reakcji lub

rozdrobnienie reagentów. Mieszanie może być realizowane za pomocą mieszadeł

mechanicznych, barbotażu gazami lub działaniem ultradźwięków.

7

2. RÓWNOWAGA CHEMICZNA

Na ogół wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne, to znaczy z danych substratów

tworzą się produkty, a jednocześnie produkty reakcji ulegają rozkładowi na substraty. Fakt

ten w równaniach chemicznych oznaczany jest dwoma przeciwnie skierowanymi strzałkami

. Reakcje nieodwracalne należą do wyjątków i biegną z reguły wtedy, gdy jeden z

produktów opuszcza środowiska reakcji.

Rozpatrzmy ogólną reakcję, w której a moli substancji A oraz b moli substancji B

reagują ze sobą tworząc d moli substancji D i e moli substancji E

a A + b B

d D + e E

Szybkość v

1

przemiany substratów w produkty będzie opisana wzorem

b
B

a
A

c

c

k

v

⋅

⋅

=

1

1

(2.1)

Szybkość v

1

maleje w czasie trwania reakcji w miarę zmniejszania się stężenia

substratów A i B.

Z chwilą pojawienia się pierwszych ilości produktów E i D może wystąpić

proces odwrotny, tj. produkty mogą ulegać przemianie z powrotem w substraty A i B z

szybkością v

2

. Szybkość v

2

tej odwrotnej przemiany będzie wynosiła

b
B

a
A

c

c

k

v

⋅

⋅

=

1

2

(2.2)

i będzie rosła w czasie trwania reakcji, wskutek nagromadzania się coraz większych ilości

produktów E i D. Zmiany stężeń substratów i produktów reakcji chemicznej w czasie jej

trwania zilustrowane są na rys.3.

Rys.3 Zmiany stężeń substratów i produktów w czasie biegu reakcji chemicznej

Gdy temperatura T reagującego układu jest stała w czasie procesu, wtedy zmiany szybkości

reakcji wprost i reakcji odwrotnej spowodowane są jedynie zmianami stężeń reagujących

substancji. Po pewnym czasie trwania reakcji ustali się stan równowagi chemicznej, w

którym szybkości reakcji w obu kierunkach będę równe: v

1

= v

2

, a więc

e

E

d

D

b
B

a
A

c

c

k

c

c

k

⋅

⋅

=

⋅

⋅

2

1

(2.3)

8

Po przekształceniu równania otrzymamy

const

K

c

c

c

c

k

k

c

b
B

a
A

e

E

d

D

=

=

⋅

⋅

=

2

1

dla T = const

(2.4)

Iloraz dwóch stałych szybkości reakcji k

1

i k

2

jest w danej temperaturze stały. Stała K

c

w

równaniu (2.4) nazywa się

stałą równowagi chemicznej, odniesioną do stężeń molowych

reagentów.

Wzór na stałą równowagi wyraża

prawo działania mas, nazywane też prawem

Guldberga – Waagego. Stwierdza ono, że w stanie równowagi chemicznej (dla T = const)

stosunek iloczynów stężeń molowych produktów reakcji do stosunku iloczynów stężeń

molowych substratów jest wielkością stałą, przy czym wartości stężenia produktu i substratu

należy podnieść do potęgi równej współczynnikowi stechiometrycznemu danego reagentu.

Stała równowagi K

c

jako iloraz stałych szybkości reakcji wprost i reakcji odwrotnej nie

zależy od stężenia wyjściowego substratów, ani od zastosowania katalizatora. Zależy ona

jedynie od rodzaju reagujących substancji i od temperatury.

Stężeniowa stała równowagi (K

c

) opisuje najczęściej stan równowagi w roztworach, np.

dla reakcji

C

2

H

5

OH + CH

3

COOH

CH

3

COOC

2

H

5

COOH

CH

OH

H

c

H

COOC

CH

c

c

c

c

K

3

5

2

5

2

3

⋅

=

(2.5)

Dla reakcji biegnącej w fazie gazowej, np. reakcji syntezy amoniaku z wodoru i azotu:

3 H

2

+ N

2

2 NH

3

zamiast stężeń we wzorze (2.4) wygodniej jest stosować ciśnienia cząstkowe reagentów p

A

, p

B,

p

D

, p

E

2

2

3

2

H

N

NH

p

p

p

p

K

⋅

=

(2.6)

stałą K

p

nazywamy

ciśnieniową stałą równowagi. Stałe równowagi dla niektórych często

spotykanych reakcji przyjęły charakterystyczne nazwy.

Dla reakcji dysocjacji, np. kwasów w roztworach

CH

3

COOH

CH

3

COO

-

+ H

+

mamy

9

COOH

CH

H

COO

CH

c

c

c

c

K

3

3

+

−

⋅

=

(2.7)

Stała K

c

nosi nazwę stałej dysocjacji kwasowej.

Dla reakcji dysocjacji bardzo trudno rozpuszczalnych soli, np.

AgCl

Ag

+

+ Cl

-

stała

AgCl

Cl

Ag

c

C

c

c

K

−

+

⋅

=

(2.8)

W reakcji dysocjacji chlorek srebra jest osadem, a więc tworzy odrębną fazę, jego stężenie

przyjmuje wartość 1. Wzór (2.8) przyjmuje zatem postać

AgCl

Cl

Ag

c

IR

c

c

K

=

⋅

=

−

+

Stała K

c

= IR reakcji dysocjacji substancji trudno rozpuszczalnych nazywana jest

iloczynem

rozpuszczalności danej substancji.

3

. REGUŁA Le Chateliera - Brauna

Wpływ zmian stężenia reagentów, ich ciśnienia oraz temperatury na stan równowagi

reakcji określa jakościowo

reguła Le Chateliera-Brauna, zwana też regułą przekory. Reguła

ta brzmi: jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu bodźca zewnętrznego

(tj. zmianie stężenia reagentów, zmianie ciśnienia lub temperatury), to w układzie tym zajdą

takie przemiany, które działanie tego bodźca zmniejszą.

Reguła przekory pozwala przewidzieć wpływ zmiany stężenia jednej z substancji

uczestniczącej w reakcji na stan równowagi chemicznej układu. Jeżeli do układu w stanie

równowagi dodatkowo wprowadzimy pewną ilość reagentu (substratu lub produktu), to stan

równowagi przesunie się w kierunku zmniejszenia jego wartości w układzie. Podobnie, jeżeli

z układu usuniemy pewna ilość jednego składnika, to zajdą przemiany, które zmniejszą jego

ubytek.

Jeżeli reakcje przebiega w fazie gazowej: np. synteza amoniaku, to na podstawie analizy

równania (2.6) możemy stwierdzić, że wzrost ciśnienia substratów (N

2

i H

2

) spowoduje prze-

sunięcie równowagi reakcji w kierunku tworzenia amoniaku, bowiem wtedy ciśnienie ogólne

10

gazowych reagentów będzie malało. W reakcji tej z czterech moli gazowych substratów

powstaję dwa mole produktów.

Jeżeli czynnikiem naruszającym równowagę chemiczną jest zmiana temperatury, to w

zależności od efektu cieplnego danej reakcji należy oczekiwać dwojakiego rodzaju skutków.

Podwyższenie temperatury w układzie przesunie stan równowagi na korzyść reakcji

endotermicznej, której towarzyszy pochłanianie ciepła, natomiast obniżenie temperatury

układu przesunie równowagę w kierunku reakcji egzotermicznej, której towarzyszy

wydzielanie ciepła. Należy jednak podkreślić, że podwyższenie temperatury zawsze wywiera

korzystny wpływ na szybkość reakcji, a więc i na szybkość ustalania się równowagi, co nie jest

sprzeczne z regułą przekory.

4. METODY OTRZYMYWANIA SOLI

Sole są to związki chemiczne o ogólnym wzorze:

Me

n

R

m

Cu

3

(PO

4

)

2

to sole obojętne,

Me

n

(H

k

R)

m

CaHCO

3

to wodorosole,

[Me(OH)

k

]

n

[Al(OH)

2

]

2

SO

4

to hydrosole

gdzie: Me – metal,

R – reszta kwasowa,

n, m, k – współczynniki stechiometryczne.

Nazwy soli prostych składają się z dwóch części – pierwszy określa nazwę kwasu , a

druga nazwę i wartościowość metalu. Wodorosole zwane potocznie „solami kwaśnymi”, mają

nazwę podobną do nazw soli prostych. Różnią się tylko dodaniem przedrostka wodoro- wraz

z odpowiednim przedrostkiem liczebnikowym do nazwy kwasu, np.: wodorowęglan (IV)

sodu (I) lub dwuwodorofosforan (V) sodu (I). Hydroksysole (zwane „solami zasadowymi”)

mają dodane do nazwy kwasów przedrostek hydroksy- wraz z odpowiednim przedrostkiem

liczebnikowym. Wodorosole powstają w wyniku reakcji polegającej na „niecałkowitym”

zobojętnieniu kwasu, natomiast hydroksysole - zasady.

Sole można otrzymać wieloma sposobami, z których najważniejsze to:

a) reakcja metalu z niemetalem

Cu + S

 CuCl

2

Mg + Cl

2

 MgCl

2

b) reakcja metalu z kwasem

Zn + HCl

 ZnCl

2

+ H

2

11

Cu + 8 HNO

3

 3 Cu(NO

3

)

2

+ 2 NO + 4 H

2

O

c) reakcja tlenku metalu z kwasem

CaO + 2 HCl

 CaCl

2

+ H

2

O

d) reakcja tlenku niemetalu z zasadą

CO

2

+ Ca(OH)

2

 CaCO

3

+ H

2

O

e) reakcja tlenku metalu z tlenkiem niemetalu

MgO + CO

2

 MgCO

3

f) reakcja kwasu z zasadą

H

2

SO

4

+ 2 NaOH

 Na

2

SO

4

+ 2 H

2

O

H

3

PO

4

+ Ca(OH)

2

 CaHPO

4

+ H

2

O

g) reakcja soli z solą

CuCl

2

+ 2 NaNO

3

 Cu(NO

3

)

2

+ 2 NaCl

Część praktyczna

Ć

wiczenie 1 Otrzymywanie soli ( siarczan(VI) strontu (II) lub szczawian kobaltu (II))

Celem ćwiczenia jest przeprowadzenia syntezy soli metodą reakcji podwójnej wymiany,

wydzielenie produktów reakcji i obliczenie wydajności reakcji.

Sprzęt i odczynniki:

-

związki wyjściowe: azotan (V) strontu (II) i siarczan (VI) sodu (I),

kwas szczawiowy i azotan (V) kobaltu (II),

-

waga analityczna,

-

łopatki do nabierania odczynników,

-

łaźnia wodna,

-

pompka wodna, lejek Büchnera, kolba ssawkowa,

-

sączki,

-

2 kolby stożkowe,

-

cylider miarowy,

-

szkiełko zegarkowe,

-

suszarka laboratoryjna,

-

tryskawka.

12

Opis ćwiczenia:

Ć

wiczenie należy wykonać zgodnie ze schematem:

1. Ułożyć równanie chemiczne otrzymywania soli z podanych substancji wyjściowych,

uzupełnić współczynniki w równaniu reakcji. Prowadzący podaje ilość soli (x mol lub

x gram), którą należy teoretycznie otrzymać w wyniku reakcji.

2. W celu obliczenia ilości substratów potrzebnych do otrzymania x gram (lub x moli)

soli należy obliczyć masy molowe substratów i produktów reakcji. Następnie ułożyć

odpowiednie proporcje dla obliczenia mas substratów reakcji (przeliczyć na 10%

roztwory).

3. Przygotować roztwory wodne substratów o stężeniu 10%. W tym celu należy odważyć

na wadze obliczone ilości substratów, odmierzyć cylindrem miarowym objętości

wody destylowanej potrzebne do rozpuszczenia substancji. Rozpuszczanie substancji

można przyspieszyć poprzez podgrzanie roztworu na łaźni wodnej.

4. Przeprowadzić syntezę soli poprzez wlanie jednego roztworu do drugiego

jednocześnie mieszając.

5. W międzyczasie zważyć na wadze szkiełko zegarkowe i szkiełko zegarkowe z

sączkiem, obie masy zapisać.

6. Otrzymaną sól odsączyć na zestawie do sączenia pod zmniejszonym ciśnieniem. W

tym celu na lejku Büchnera umieszczamy zważony sączek i zwilżamy go wodą

destylowaną. Następnie powoli wlewamy roztwór soli, pozostałości w kolbie

wypłukujemy wodą z tryskawki i wlewamy na sączek.

7. Odsączony osad przenosimy na szkiełko zegarkowe i wkładamy do suszarki na 30

minut w celu wysuszenia. Po tym czasie szkiełko wyjmujemy z suszarki, studzimy i

ważymy.

8. Obliczamy wydajność przeprowadzonej reakcji, porównując masę otrzymanej soli w

trakcie ćwiczenia z masą podaną przez prowadzącego. Wydajność obliczyć ze wzoru:

%

100

⋅

=

t

p

m

m

η

gdzie: m

p

– masa zważona,

m

t

– masa teoretyczna

13