في الصناعة ، يتم الحصول على كلوريد الهيدروجين إما عن طريق التوليف المباشر من الكلور والهيدروجين ، أو من المنتجات الثانوية أثناء كلورة الألكانات (الميثان). سننظر في التوليف المباشر من العناصر.
حمض الهيدروكلوريك هو غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة مميزة.
t ° pl = -114.8 ° C ، t ° bp = -84 ° C ، t ° crist = + 57 ° C ، أي يمكن الحصول على كلوريد الهيدروجين عند درجة حرارة الغرفة في صورة سائلة عن طريق زيادة الضغط إلى 50-60 ضغط جوي. في المرحلة الغازية والسائلة في شكل جزيئات منفصلة (عدم وجود روابط هيدروجينية). اتصال قوي E sv = 420 كيلو جول / مول. يبدأ في التحلل إلى عناصر عند درجة حرارة أعلى من 1500 درجة مئوية.
2HCl Cl 2 + H 2
نصف القطر الفعال لـ HCl = 1.28 ، ثنائي القطب - 1.22.
R Cl - = 1.81 ، أي يتم إدخال البروتون في السحابة الإلكترونية لأيون الكلور بثلث نصف القطر الفعال ، وفي الوقت نفسه ، يتم تقوية المركب نفسه بسبب زيادة الشحنة الموجبة بالقرب من نواة أيون الكلور وموازنة الباعث تأثير الإلكترونات. تتشكل جميع هاليدات الهيدروجين بطريقة مماثلة وهي مركبات قوية.
كلوريد الهيدروجين قابل للذوبان بدرجة عالية في الماء بأي نسبة (في حجم واحد من H 2 O يذوب حتى 450 مجلداً من HCl) ، ويشكل عدة هيدرات بالماء ويعطي خليطًا مسببًا للزيوتروبي - 20.2٪ HCl و t ° kip = 108.6 درجة مئوية.
تكوين كلوريد الهيدروجين من العناصر:
Cl 2 + H 2 \ u003d 2HCl
ينفجر خليط من الهيدروجين والكلور عند إضاءته ، مما يشير إلى حدوث تفاعل متسلسل.
في وقت مبكر من القرن ، اقترح بادنشتاين آلية التفاعل التالية:
البدء: Cl 2 + hν → ē + Cl 2 +
السلسلة: Cl 2 + + H 2 → HCl + H + Cl +
H + Cl 2 → HCl + Cl
إنهاء السلسلة: Cl + + ē → Cl
Cl + Cl → Cl2
لكن ē لم يتم العثور عليه في السفينة.
في عام 1918 ، اقترح نيرنست آلية أخرى:
البدء: Cl 2 + hν → Cl + Cl
السلسلة: Cl + H 2 → HCl + H
H + Cl 2 → HCl + Cl
إنهاء السلسلة: H + Cl → HCl
في المستقبل ، تم تطوير هذه الآلية واستكمالها.
المرحلة 1 - المبادرة
تفاعل Cl 2 + hν → Cl + Cl
بدأ بوسائل ضوئية كيميائية ، أي عن طريق امتصاص كمية الضوء hν. وفق مبدأ التكافؤأينشتاين ، كل كم من الضوء يمكن أن يتسبب في تحول جزيء واحد فقط. السمة الكمية لمبدأ التكافؤ هي العائد الكمي للتفاعل:
- عدد الجزيئات المتفاعلة لكل 1 كم من الضوء.
γ في التفاعلات الكيميائية الضوئية التقليدية ≤1. ومع ذلك ، في حالة التفاعلات المتسلسلة γ >> 1. على سبيل المثال ، في حالة تركيب حمض الهيدروكلوريك γ = 10 5 ، في اضمحلال H 2 O 2 γ = 4.
إذا امتص جزيء Cl 2 كمية من الضوء ، فهو في حالة الإثارة
10 -8 -10 -3 ثوانٍ ، وإذا كانت الطاقة المستلمة بكمية من الضوء كافية للتحول ، فعندئذٍ يحدث تفاعل ، وإذا لم يكن الأمر كذلك ، فسوف ينتقل الجزيء مرة أخرى إلى الحالة الأرضية ، إما مع انبعاث يتم تحويل كمية الضوء (الفلورة أو الفسفرة) ، أو الإثارة الإلكترونية إلى طاقة اهتزازية أو دورانية.
دعونا نرى ما يحدث في حالتنا:
E dis H 2 \ u003d 426.4 kJ / mol
E dis Cl 2 = 239.67 كيلوجول / مول
E arr HCl = 432.82 kJ / mol - بدون تشعيع ، لا يستمر التفاعل.
يحتوي كم من الضوء على طاقة E kv \ u003d 41.1 * 10 -20 J. الطاقة المطلوبة لبدء التفاعل (طاقة التنشيط) تساوي الطاقة التي يتم إنفاقها على تفكك جزيء Cl 2:
أولئك. ه Cl2<Е кв и энергии кванта достаточно для преодоления потенциального барьера реакции и реакция начинается.
على عكس الحفز ، حيث يتم تخفيض الحاجز المحتمل ، في حالة التفاعلات الكيميائية الضوئية يتم التغلب عليه ببساطة بواسطة طاقة كمية الضوء.
إمكانية أخرى لبدء التفاعل هي إضافة بخار Na إلى خليط H 2 + Cl 2. يستمر التفاعل عند 100 درجة مئوية في الظلام:
Na + Cl 2 → NaCl + Cl
Cl + H 2 → HCl + H .........
ويتم تكوين ما يصل إلى 1000 حمض الهيدروكلوريك لكل 1 ذرة Na.
المرحلة 2 - استمرار السلسلة
تفاعلات الانتشار المتسلسل في إنتاج حمض الهيدروكلوريك هي من الأنواع التالية:
1. Cl + H 2 → HCl + H E a \ u003d 2.0 كيلو جول / مول
2. H + Cl 2 → HCl + Cl E a \ u003d 0.8 كيلو جول / مول
هذه روابط في السلسلة.
يمكن تمثيل معدل هذه التفاعلات على النحو التالي:
W 1 = K 1 [H 2]
W 2 \ u003d K 2 [Cl 2]
لأن طاقات تنشيط هذه التفاعلات صغيرة ومعدلاتها مرتفعة. السلاسل في هذه الحالة غير ممنوحة ، ووفقًا لنظرية السلاسل غير الممنوحة:
تطوير سلسلة W = بدأ W بطريقة كيميائية ضوئية ، أي عن طريق امتصاص كمية من الضوء من كسر ،
Cl + Cl + M → Cl 2 + M ،
ثم W arr \ u003d K 2
يعتمد معدل إنتاج حمض الهيدروكلوريك على التفاعلات 1 و 2
في هذه الحالة ، W 1 \ u003d W 2 ، لأن السلاسل طويلة جدًا (من نظرية التفاعلات المتسلسلة)
هذه المعادلة الحركية صالحة في حالة عدم وجود شوائب في خليط H 2 + Cl 2. إذا دخل الهواء في النظام ، فستكون المعادلة الحركية مختلفة. بخاصة
W arr \ u003d K ، أي إنهاء غير من الدرجة الثانية وعكس مسار العملية.
لأن هناك مواد مثبطة للتفاعلات المتسلسلة. مثبط تفاعل تكوين حمض الهيدروكلوريك هو الأكسجين:
O 2 + H → O 2 H.
هذا الراديكالي غير نشط ولا يمكنه أن يتفاعل إلا مع نفس الأكسجين الراديكالي المتجدد.
O 2 H + O 2 H \ u003d O 2 + H 2 O 2
تظهر الحسابات أنه في وجود 1٪ O 2 يتباطأ التفاعل بمعامل 1000. يؤدي وجود NCl 3 إلى إبطاء معدل العملية بقوة أكبر ، مما يؤدي إلى إبطاء التفاعل 10 5 مرات أكثر من الأكسجين. لأن قد يكون كلوريد النيتروجين موجودًا في الكلور أثناء إنتاجه في الصناعة ، ومن الضروري التنقية الدقيقة للكلور الأولي قبل تخليق حمض الهيدروكلوريك.
عند تجميع معادلات تفاعلات الأكسدة والاختزال بهذه الطريقة ، يوصى بالالتزام بالترتيب التالي:
1. اكتب مخطط التفاعل الذي يشير إلى المواد الأولية والنتيجة ، وحدد العناصر التي تغير حالة الأكسدة نتيجة للتفاعل ، واعثر على عامل الأكسدة وعامل الاختزال.
2. عمل معادلات إلكترونية بناءً على ما يأخذه العامل المؤكسد الإلكترونات، والمخفض يعيدهم.
3. حدد المضاعفات (المعاملات الأساسية) للمعادلات الإلكترونية بحيث كان عدد الإلكترونات الممنوحة أثناء الأكسدة مساويًا لعدد الإلكترونات التي تم الحصول عليها أثناء الاختزال.
4. رتب المعاملات في معادلة التفاعل.
مثال 3: اكتب معادلة لتقليل أكسيد الحديد (III) كربون. يستمر التفاعل وفقًا للمخطط:
Fe 2 O 3 + C → Fe + CO
الحل: يتم تقليل الحديد عن طريق خفض حالة الأكسدة من +3 إلى 0 ؛ يتأكسد الكربون ، ترتفع حالة الأكسدة من 0 إلى +2.
دعونا نصنع مخططات لهذه العمليات.
عامل الاختزال 1 | 2Fe +3 + 6e = 2Fe 0 ، عملية الأكسدة
عامل مؤكسد 3 | C 0-2e \ u003d C +2 ، عملية الاسترداد
يجب أن يكون العدد الإجمالي للإلكترونات التي تم التبرع بها بواسطة عامل الاختزال مساويًا لإجمالي عدد الإلكترونات التي يقبلها العامل المؤكسد. بعد أن وجدنا المضاعف المشترك الأصغر بين الرقمين 2 و 6 ، قررنا أنه يجب أن يكون هناك ثلاثة جزيئات عامل مختزل ، وجزيئين مؤكسدين ، أي نجد المعاملات المقابلة في معادلة التفاعل أمام عامل الاختزال والعامل المؤكسد ومنتجات الأكسدة والاختزال.
ستبدو المعادلة كما يلي:
Fe 2 O 3 + 3C \ u003d 2Fe + 3CO
طريقة المعادلات الأيونية الإلكترونية (تفاعلات نصفية).
عند تجميع المعادلات الأيونية الإلكترونية ، يؤخذ في الاعتبار شكل وجود المواد في المحلول (أيون بسيط أو معقد ، ذرة أو جزيء مادة غير قابلة للذوبان أو يصعب فصلها في الماء).
لتكوين معادلات تفاعلات الأكسدة والاختزال بهذه الطريقة ، يوصى بالالتزام بالترتيب التالي:
1. ارسم مخطط تفاعل يشير إلى مواد البداية ونواتج التفاعل ، وحدد الأيونات التي تغير حالة الأكسدة كنتيجة للتفاعل ، وحدد العامل المؤكسد وعامل الاختزال.
2. عمل مخططات للأكسدة والاختزال نصف تفاعلات تشير إلى الأيونات الأولية والمتكونة أو الجزيئات تحت ظروف التفاعل.
3. معادلة عدد ذرات كل عنصر في الجزأين الأيمن والأيسر من نصف التفاعلات. يجب أن نتذكر أنه في المحاليل المائية ، يمكن لجزيئات الماء ، H + أو OH - أيونات المشاركة في التفاعلات.
يجب أن نتذكر أنه في المحاليل المائية ، يتم ربط الأكسجين الزائد والإضافة الأكسجينيحدث عامل الاختزال بطرق مختلفة ، اعتمادًا على درجة الحموضة في الوسط. في المحاليل الحمضية ، يرتبط الأكسجين الزائد بأيونات الهيدروجين لتكوين جزيئات الماء ، وفي المحاليل المحايدة والقلوية ، بواسطة جزيئات الماء لتكوين أيونات الهيدروكسيد.على سبيل المثال،
MnO 4 - + 8H + + 5e = Mn 2+ + 4H 2 O (وسط حمضي)
NO 3 - + 6H 2 O + 8e = NH 3 + 9OH - (وسط محايد أو قلوي).
تتم إضافة الأكسجين بواسطة عامل الاختزال في بيئات حمضية ومحايدة بسبب جزيئات الماء مع تكوين أيونات الهيدروجين ، وفي بيئة قلوية - بسبب أيونات الهيدروكسيد مع تكوين جزيئات الماء.على سبيل المثال،
I 2 + 6H 2 O - 10e = 2IO 3 - + 12H + (وسط حمضي أو محايد)
CrO 2 - + 4OH - - 3e = CrO 4 2- + 2H 2 O (قلوي)
4. معادلة العدد الإجمالي للشحنات في كلا الجزأين لكل نصف تفاعل ؛ للقيام بذلك ، أضف العدد المطلوب من الإلكترونات إلى الجزأين الأيمن والأيسر من نصف التفاعل.
5. حدد المضاعفات (المعاملات الأساسية) لأنصاف التفاعلات بحيث يكون عدد الإلكترونات الممنوحة أثناء الأكسدة مساويًا لعدد الإلكترونات المستلمة أثناء الاختزال.
6. اجمع معادلات أنصاف التفاعلات ، مع مراعاة المعامِلات الرئيسية الموجودة.
7. رتب المعاملات في معادلة التفاعل.
مثال 4: اكتب معادلة أكسدة كبريتيد الهيدروجينماء الكلور.
يستمر التفاعل وفقًا للمخطط:
H 2 S + Cl 2 + H 2 O → H 2 SO 4 + HCl
حل. تتوافق معادلة نصف التفاعل التالية مع اختزال الكلور: Cl 2 + 2e = 2Cl -.
عند تجميع معادلة نصف تفاعل أكسدة الكبريت ، ننطلق من المخطط: H 2 S → SO 4 2-. خلال هذه العملية ، ترتبط ذرة الكبريت بأربع ذرات أكسجين ، مصدرها جزيئات الماء. في هذه الحالة ، يتم تكوين ثمانية أيونات H + ؛ بالإضافة إلى ذلك ، يتم إطلاق اثنين من أيونات H + من جزيء H 2S.
في المجموع ، يتم تكوين 10 أيونات هيدروجين:
يحتوي الجانب الأيسر من الرسم البياني على جسيمات غير مشحونة فقط ، بينما تبلغ الشحنة الكلية للأيونات في الجانب الأيمن من الرسم البياني +8. لذلك ، نتيجة للأكسدة ، يتم إطلاق ثمانية إلكترونات:
H 2 S + 4H 2 O → SO 4 2- + 10 H +
حيث أن نسبة عدد الإلكترونات المقبولة أثناء اختزال الكلور والتي يتم إعطاؤها أثناء أكسدة الكبريت هي 8 × 2 أو 4 × 1 ، ثم بإضافة معادلات نصف تفاعلات الاختزال والأكسدة ، يكون أولها يجب أن تضرب في 4 ، والثانية في 1.
نحن نحصل:
Cl 2 + 2e = 2Cl - | 4
H 2 S + 4H 2 O \ u003d SO 4 2- + 10H + 8e - | 1
4Cl 2 + H 2 S + 4H 2 O \ u003d 8Cl - + SO 4 2- + 10H +
في الشكل الجزيئي ، يكون للمعادلة الناتجة الشكل التالي:
4Cl 2 + H 2 S + 4H 2 O \ u003d 8HCl + H 2 SO 4
يمكن أكسدة نفس المادة في ظل ظروف مختلفة أو اختزالها إلى حالات أكسدة مختلفة للعنصر المقابل ، وبالتالي فإن قيمة مكافئ العامل المؤكسد وعامل الاختزال يمكن أن يكون لها أيضًا قيم مختلفة.
الكتلة المكافئة لعامل مؤكسد تساوي كتلته المولية مقسومة على عدد الإلكترونات n التي يعلقها جزيء واحد من العامل المؤكسد في هذا التفاعل.
على سبيل المثال ، في تفاعل الاختزال Cl 2 + 2e = 2Cl -. n = 2 لذلك ، الكتلة المكافئة لـ Cl 2 هي M / 2 ، أي 71/2 = 35.5 جم / مول.
الكتلة المكافئة لعامل الاختزال تساوي كتلتها المولية مقسومة على عدد الإلكترونات n التي يتخلى عنها جزيء واحد من العامل المختزل في هذا التفاعل.
على سبيل المثال ، في تفاعل الأكسدة H 2 S + 4H 2 O - 8e \ u003d SO 4 2- + 10 H +
ن = 8. لذلك ، فإن الكتلة المكافئة لـ H 2S هي M / 8 ، أي 34.08 / 8 = 4.26 جم / مول.
سلسلة من ردود الفعلتضمين في آليتهم مجموعة من الأفعال الأولية المتكررة المتتالية من نفس النوع (سلسلة).
ضع في اعتبارك رد الفعل:
H 2 + Cl 2 \ u003d 2HCl
يتكون من الخطوات التالية المشتركة بين جميع التفاعلات المتسلسلة:
1) المبادرة، أو أصل السلسلة
Cl 2 \ u003d 2Cl
يحدث تحلل جزيء الكلور إلى ذرات (جذور) أثناء التشعيع بالأشعة فوق البنفسجية أو التسخين. يتمثل جوهر مرحلة البدء في تكوين جسيمات نشطة متفاعلة.
2) تطوير السلسلة
Cl + H 2 \ u003d HCl + H
H + Cl 2 \ u003d HCl + Cl
نتيجة لكل فعل أولي لتطور السلسلة ، يتشكل جذري كلور جديد ، وتتكرر هذه المرحلة مرارًا وتكرارًا ، نظريًا ، حتى يتم استهلاك الكواشف تمامًا.
3) إعادة التركيب، أو دائرة مفتوحة
2Cl = Cl 2
2H = H2
H + Cl = حمض الهيدروكلوريك
يمكن أن تتحد الجذور القريبة ، مكونة جسيمًا مستقرًا (جزيء). إنها تعطي طاقة زائدة "للجسيم الثالث" - على سبيل المثال ، جدران وعاء أو جزيئات الشوائب.
يعتبر سلسلة من ردود الفعل غير ممنوحة، لأن عدد الراديكاليين لا يزيد في الفعل الأولي لتطوير السلسلة. تفاعل متسلسل لتفاعل الهيدروجين مع الأكسجين يكون متفرعة، لأن يزداد عدد الراديكاليين في الفعل الأولي لتطور السلسلة:
H + O 2 \ u003d OH + O
O + H 2 \ u003d OH + H
OH + H 2 \ u003d H 2 O + H
تتضمن تفاعلات السلاسل المتفرعة العديد من تفاعلات الاحتراق.يمكن أن تؤدي الزيادة غير المنضبطة في عدد الجذور الحرة (نتيجة للتفرّع المتسلسل ولتفاعلات السلسلة المستقيمة في حالة البدء السريع جدًا) إلى تسريع قوي للتفاعل والانفجار .
يبدو أنه كلما زاد الضغط ، زاد تركيز الراديكاليين وزاد احتمال حدوث انفجار. ولكن في الواقع ، بالنسبة لتفاعل الهيدروجين مع الأكسجين ، لا يمكن حدوث انفجار إلا في مناطق ضغط معينة: من 1 إلى 100 ملم زئبق. وما فوق 1000 مم زئبق. هذا يتبع من آلية التفاعل. عند الضغط المنخفض ، تتحد معظم الجذور الناتجة على جدران الوعاء ، ويستمر التفاعل ببطء. مع زيادة الضغط تصل إلى 1 مم زئبق. نادرًا ما يصل الراديكاليون إلى الجدران ، لأن أكثر عرضة للتفاعل مع الجزيئات. في هذه التفاعلات ، تتكاثر الجذور ويحدث انفجار. ومع ذلك ، عند ضغوط أعلى من 100 مم زئبق. تزداد تركيزات المواد بشكل كبير بحيث يبدأ إعادة تركيب الجذور نتيجة تصادمات ثلاثية (على سبيل المثال ، مع جزيء ماء) ، ويستمر التفاعل بهدوء ، دون انفجار (تدفق ثابت). فوق 1000 مم زئبق تصبح التركيزات عالية جدًا ، وحتى الاصطدامات الثلاثية لا تكفي لمنع تكاثر الجذور.
أنت تعرف التفاعل المتسلسل المتفرّع لانشطار اليورانيوم -235 ، في كل فعل أولي يتم فيه التقاط نيوترون واحد (يلعب دور جذري) وينبعث ما يصل إلى 3 نيوترونات. اعتمادًا على الظروف (على سبيل المثال ، على تركيز ماصات النيوترونات) ، يمكن أيضًا حدوث تدفق أو انفجار ثابت. هذا مثال آخر على العلاقة بين حركية العمليات الكيميائية والنووية.
التطبيقات
يتم إعطاء المواد: المحاليل المائية لبوتاسيوم رباعي هيدروكس ألومينات K [Al (OH) 4] ، كلوريد الألومنيوم ، كربونات البوتاسيوم ، الكلور. اكتب معادلات لأربع تفاعلات محتملة بين هذه المواد
(* إجابة *) 3K + AlCl3 = 4Al (OH) 3 + 3KCl
(* إجابة *) 3K2CO3 + 2AlCl3 + 3H2O = 2Al (OH) 3 + 3CO2 + 6KCl
(* إجابة *) K + CO2 = KHCO3 + Al (OH) 3
(* إجابة *) 3K2CO3 + 3Cl2 = 5KCl + KClO3 + 3CO2
2AlCl3 + 2CO2 + 3H2O = Al (OH) 3 + 2H2CO3 + 2HCl
يتم إعطاء المواد: المحاليل المائية من رباعي هيدروكسوزينكات البوتاسيوم K2 ، بيروكسيد الصوديوم ، الفحم ، ثاني أكسيد الكربون. لنكتب معادلات أربعة تفاعلات محتملة بين هذه المواد
(* إجابة *) K2 + CO2 = K2CO3 + Zn (OH) 2 + H2O
(* إجابة *) 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
(* إجابة *) CO2 + C 2CO
(* إجابة *) 2Na2O2 + C Na2CO3 + Na2O
2Na2O2 + 2CO = 2Na2CO3 + 2CO2
يتم إعطاء المواد: محلول مائي من سداسي هيدروكسي كرومات البوتاسيوم K3 [Cr (OH) 6] ، هيبوكلوريت البوتاسيوم الصلب ، أكسيد المنغنيز (IV) ، حمض الهيدروكلوريك المركز. لنكتب معادلات أربعة تفاعلات محتملة بين هذه المواد: _
(* إجابة *) 2K3 + 3KClO = 2K2CrO4 + 3KCl + 2KOH + 5H2O
(* إجابة *) K3 + 6HCl = 3KCl + CrCl3 + 6H2O
(* إجابة *) 4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
(* إجابة *) 2HCl + KClO = Cl2 + KCl + H2O
MnO2 + KClO = MnCl4 + KO
المواد المعطاة: كربونات الصوديوم ، محلول هيدروكسيد الصوديوم المركز ، أكسيد الألومنيوم ، الفوسفور (V) فلوريد ، ماء. لنكتب معادلات أربعة تفاعلات محتملة بين هذه المواد:
(* إجابة *) PF5 + 4H2O = H3PO4 + 5HF
(* إجابة *) PF5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaF + 4H2O
(* إجابة *) Na2CO3 + Al2O3 2NaAlO2 + CO2
(* إجابة *) Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na
PF5 + 2Na2CO3 = Na3PO4 + 2CO2 + NaF
تعطى المواد: حامض النيتريك المركز ، الفوسفور ، ثاني أكسيد الكبريت ، محلول كبريتيت الأمونيوم المركز. لنكتب معادلات أربعة تفاعلات محتملة بين هذه المواد. نتيجة لذلك ، نحصل على: _
(* إجابة *) P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
(* إجابة *) 2HNO3 + SO2 = H2SO4 + 2NO2
(* إجابة *) (NH4) 2SO3 + SO2 + H2O = 2NH4HSO3
(* الإجابة *) 2HNO3 + (NH4) 2SO3 = (NH4) 2SO4 + 2NO2 + H2O
P + SO2 = PS + O2
المواد المعطاة: حامض الكبريتيك المركز ، الكبريت ، الفضة ، كلوريد الصوديوم. لنكتب معادلات أربعة تفاعلات محتملة بين هذه المواد. نتيجة لذلك ، نحصل على: _
(* إجابة *) 2H2SO4 + S = 3SO2 + 2H2O
(* إجابة *) H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl (أو NaHSO4 + HCl)
(* إجابة *) 2Ag + 2H2SO4 = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
(* إجابة *) 2Ag + S = Ag2S
3H2SO4 + 2NaCl = 2Na + 2HCl + 3SO2 + 2H2O + O2
تعطى المواد: حمض الكلوريك المركز ، محاليل كلوريد الكروم (III) ، هيدروكسيد الصوديوم. لنكتب معادلات أربعة تفاعلات محتملة بين هذه المواد. نتيجة لذلك ، نحصل على: _
(* إجابة *) HClO3 + 2CrCl3 + 4H2O = H2Cr2O7 + 7HCl
(* إجابة *) HClO3 + NaOH = NaClO3 + H2O
(* إجابة *) CrCl3 + 3NaOH = Cr (OH) 3 + 3NaCl
(* إجابة *) CrCl3 + 6NaOH = Na3 + 3NaCl
CrCl3 + 8NaOH = Na4 + 4NaCl
تعطى المواد: الكلور ، حامض النيتريك المركز ، محاليل كلوريد الحديد (II) ، كبريتيد الصوديوم. لنكتب معادلات أربعة تفاعلات محتملة بين هذه المواد. نتيجة لذلك ، نحصل على: _
(* إجابة *) 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
(* إجابة *) Na2S + FeCl2 = FeS + 2NaCl
(* إجابة *) Na2S + 4HNO3 = S + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O
(* إجابة *) FeCl2 + 4HNO3 = Fe (NO3) 3 + NO2 + 2HCl + H2O
2HNO3 + Cl2 = 2HCl + 2NO2 + H2O
يتم إعطاء المواد: كلوريد الفوسفور (III) ، محلول هيدروكسيد الصوديوم المركز ، الكلور. لنكتب معادلات أربعة تفاعلات محتملة بين هذه المواد. نتيجة لذلك ، نحصل على: _
(* إجابة *) PCl3 + 5NaOH = Na2PHO3 + 3NaCl + 2H2O
(* إجابة *) PCl3 + Cl2 = PCl5
(* إجابة *) 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O
(* إجابة *) 6 NaOH (ساخن) + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
4NaOH + 2Cl2 = 4NaCl + H2O + O3
باستخدام طريقة توازن الإلكترون ، سنقوم بتكوين معادلة التفاعل: Cl2 + NaI + H2O ® NaIO3 + ... ونحدد العامل المؤكسد وعامل الاختزال. نتيجة لذلك ، نحصل على: _
(* إجابة *) معادلة التفاعل 3Cl2 + NaI + 3H2O = NaIO3 + 6HCl
(* إجابة *) عامل مؤكسد - كلور
(* إجابة *) عامل الاختزال - اليود
معادلة التفاعل 2Cl2 + NaI + 2H2O = NaIO3 + 4HCl
عامل الاختزال - الكلور
عامل مؤكسد - اليود