Όταν μια ένωση αντιδρά από πολλές αντιδρώντες ουσίες σχετικά απλής σύνθεσης, λαμβάνεται μια ουσία πιο σύνθετης σύνθεσης:
Κατά κανόνα, αυτές οι αντιδράσεις συνοδεύονται από απελευθέρωση θερμότητας, δηλ. οδηγούν στο σχηματισμό πιο σταθερών και λιγότερο πλούσιων σε ενέργεια ενώσεων.
Οι αντιδράσεις ενώσεων απλών ουσιών έχουν πάντα οξειδοαναγωγικό χαρακτήρα. Οι σύνθετες αντιδράσεις που συμβαίνουν μεταξύ σύνθετων ουσιών μπορούν να συμβούν χωρίς αλλαγή στο σθένος:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2,
και επίσης να ταξινομηθεί ως οξειδοαναγωγή:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3.
2. Αντιδράσεις αποσύνθεσης
Οι αντιδράσεις αποσύνθεσης οδηγούν στο σχηματισμό πολλών ενώσεων από μία σύνθετη ουσία:
Α = Β + Γ + Δ.
Τα προϊόντα αποσύνθεσης μιας σύνθετης ουσίας μπορεί να είναι απλές και σύνθετες ουσίες.
Από τις αντιδράσεις αποσύνθεσης που συμβαίνουν χωρίς αλλαγή των καταστάσεων σθένους, αξιοσημείωτη είναι η αποσύνθεση κρυσταλλικών υδριτών, βάσεων, οξέων και αλάτων οξέων που περιέχουν οξυγόνο:
|
CuSO 4 + 5Η2Ο |
|
2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O. |
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Οι αντιδράσεις αποσύνθεσης οξειδοαναγωγής είναι ιδιαίτερα χαρακτηριστικές για άλατα νιτρικού οξέος.
Αντιδράσεις αποσύνθεσης σε οργανική χημείαονομάζονται ρωγμές:
C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20,
ή αφυδρογόνωση
C4H10 = C4H6 + 2H2.
3. Αντιδράσεις υποκατάστασης
Στις αντιδράσεις υποκατάστασης, συνήθως μια απλή ουσία αντιδρά με μια σύνθετη, σχηματίζοντας μια άλλη απλή ουσία και μια άλλη σύνθετη:
A + BC = AB + C.
Αυτές οι αντιδράσεις ανήκουν κατά κύριο λόγο στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής:
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3,
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2,
2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2,
2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2.
Τα παραδείγματα αντιδράσεων υποκατάστασης που δεν συνοδεύονται από αλλαγή στις καταστάσεις σθένους των ατόμων είναι εξαιρετικά λίγα. Πρέπει να σημειωθεί η αντίδραση του διοξειδίου του πυριτίου με άλατα οξέων που περιέχουν οξυγόνο, τα οποία αντιστοιχούν σε αέριους ή πτητικούς ανυδρίτες:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2,
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3СаSiO 3 + P 2 O 5,
Μερικές φορές αυτές οι αντιδράσεις θεωρούνται ως αντιδράσεις ανταλλαγής:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl.
4. Ανταλλαγή αντιδράσεων
Οι αντιδράσεις ανταλλαγής είναι αντιδράσεις μεταξύ δύο ενώσεων που ανταλλάσσουν τα συστατικά τους μεταξύ τους:
AB + CD = AD + CB.
Εάν συμβαίνουν διεργασίες οξειδοαναγωγής κατά τη διάρκεια αντιδράσεων υποκατάστασης, τότε οι αντιδράσεις ανταλλαγής συμβαίνουν πάντα χωρίς να αλλάζει η κατάσταση σθένους των ατόμων. Αυτή είναι η πιο κοινή ομάδα αντιδράσεων μεταξύ σύνθετων ουσιών - οξειδίων, βάσεων, οξέων και αλάτων:
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,
CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 + ZNaCl.
Μια ειδική περίπτωση αυτών των αντιδράσεων ανταλλαγής είναι η αντίδραση εξουδετέρωσης:
HCl + KOH = KCl + H 2 O.
Συνήθως αυτές οι αντιδράσεις υπακούουν στους νόμους χημική ισορροπίακαι ροή προς την κατεύθυνση όπου τουλάχιστον μία από τις ουσίες αφαιρείται από τη σφαίρα της αντίδρασης με τη μορφή μιας αέριας, πτητικής ουσίας, ιζήματος ή ένωσης χαμηλής διάστασης (για διαλύματα):
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2,
Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O,
CH 3 COONa + H 3 PO 4 = CH 3 COOH + NaH 2 PO 4.
Πολλές διαδικασίες χωρίς τις οποίες είναι αδύνατο να φανταστούμε τη ζωή μας (όπως η αναπνοή, η πέψη, η φωτοσύνθεση και άλλα παρόμοια) σχετίζονται με διάφορες χημικές αντιδράσεις οργανικών ενώσεων (και ανόργανων). Ας δούμε τους κύριους τύπους τους και ας ρίξουμε μια πιο προσεκτική ματιά στη διαδικασία που ονομάζεται σύνδεση (σύνδεση).
Τι είναι μια χημική αντίδραση;
Πρώτα από όλα αξίζει να το δώσεις γενικός ορισμόςαυτό το φαινόμενο. Η εν λόγω φράση αναφέρεται σε διάφορες αντιδράσεις ουσιών ποικίλης πολυπλοκότητας, οι οποίες έχουν ως αποτέλεσμα τον σχηματισμό προϊόντων διαφορετικών από τα αρχικά. Οι ουσίες που εμπλέκονται σε αυτή τη διαδικασία ονομάζονται «αντιδραστήρια».
Γραπτά, οι χημικές αντιδράσεις οργανικών ενώσεων (και ανόργανων) γράφονται χρησιμοποιώντας εξειδικευμένες εξισώσεις. Εξωτερικά μοιάζουν λίγο μαθηματικά παραδείγματαμε προσθήκη. Ωστόσο, χρησιμοποιούνται βέλη ("→" ή "⇆") αντί του ίσου ("="). Επιπλέον, μερικές φορές μπορεί να υπάρχουν περισσότερες ουσίες στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης παρά στην αριστερή. Όλα όσα βρίσκονται πριν από το βέλος είναι οι ουσίες πριν ξεκινήσει η αντίδραση (η αριστερή πλευρά του τύπου). Όλα μετά από αυτό (δεξιά πλευρά) είναι ενώσεις που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της χημικής διαδικασίας που συνέβη.
Ως παράδειγμα χημικής εξίσωσης, θεωρήστε το νερό σε υδρογόνο και οξυγόνο υπό την επίδραση ηλεκτρικό ρεύμα: 2H 2 O → 2H 2 + O 2. Το νερό είναι το αρχικό αντιδραστήριο και το οξυγόνο και το υδρογόνο είναι τα προϊόντα.
Ως ένα ακόμη, αλλά ήδη περισσότερο σύνθετο παράδειγμαχημική αντίδραση των ενώσεων, μπορείτε να θεωρήσετε ένα φαινόμενο γνωστό σε κάθε νοικοκυρά που έχει ψήσει γλυκά τουλάχιστον μία φορά. Μιλάμε για σβήσιμο μαγειρικής σόδας με επιτραπέζιο ξύδι. Η δράση που λαμβάνει χώρα απεικονίζεται χρησιμοποιώντας την ακόλουθη εξίσωση: NaHCO 3 + 2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Από αυτό είναι σαφές ότι κατά την αλληλεπίδραση διττανθρακικού νατρίου και ξιδιού, αλάτι νατρίου οξικό οξύ, νερό και διοξείδιο του άνθρακα.
Από τη φύση του καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση μεταξύ φυσικής και πυρηνικής.
Σε αντίθεση με την πρώτη, οι ενώσεις που συμμετέχουν σε χημικές αντιδράσεις μπορούν να αλλάξουν τη σύστασή τους. Δηλαδή, από τα άτομα μιας ουσίας μπορούν να σχηματιστούν αρκετά άλλα, όπως στην προαναφερθείσα εξίσωση για την αποσύνθεση του νερού.
Διαφορετικός πυρηνικές αντιδράσειςχημική ουσία δεν επηρεάζει τους πυρήνες των ατόμων ουσιών που αλληλεπιδρούν.
Ποια είναι τα είδη των χημικών διεργασιών;
Η κατανομή των αντιδράσεων των ενώσεων ανά τύπο γίνεται σύμφωνα με διαφορετικά κριτήρια:
- Αναστρεψιμότητα/μη αναστρεψιμότητα.
- Παρουσία/απουσία καταλυτικών ουσιών και διεργασιών.
- Με απορρόφηση/απελευθέρωση θερμότητας (ενδόθερμες/εξώθερμες αντιδράσεις).
- Με τον αριθμό των φάσεων: ομοιογενείς/ετερογενείς και δύο υβριδικές ποικιλίες.
- Με την αλλαγή των καταστάσεων οξείδωσης των αλληλεπιδρώντων ουσιών.
Τύποι χημικών διεργασιών σύμφωνα με τη μέθοδο αλληλεπίδρασης
Αυτό το κριτήριο είναι ειδικό. Με τη βοήθειά του, διακρίνονται τέσσερις τύποι αντιδράσεων: σύνδεση, αντικατάσταση, αποσύνθεση (διάσπαση) και ανταλλαγή.
Το όνομα καθενός από αυτά αντιστοιχεί στη διαδικασία που περιγράφει. Δηλαδή συνδυάζονται, σε υποκατάσταση αλλάζουν σε άλλες ομάδες, στην αποσύνθεση σχηματίζονται αρκετά αντιδραστήρια και σε αντάλλαγμα οι συμμετέχοντες στην αντίδραση ανταλλάσσουν άτομα μεταξύ τους.
Είδη διεργασιών σύμφωνα με τη μέθοδο αλληλεπίδρασης στην οργανική χημεία
Παρά τη μεγάλη πολυπλοκότητά τους, οι αντιδράσεις των οργανικών ενώσεων συμβαίνουν σύμφωνα με την ίδια αρχή με τις ανόργανες. Ωστόσο, έχουν ελαφρώς διαφορετικά ονόματα.
Έτσι, οι αντιδράσεις συνδυασμού και αποσύνθεσης ονομάζονται "προσθήκη", καθώς και "εξάλειψη" (εξάλειψη) και άμεση οργανική αποσύνθεση (σε αυτό το τμήμα της χημείας υπάρχουν δύο τύποι διεργασιών διάσπασης).
Άλλες αντιδράσεις οργανικών ενώσεων είναι η υποκατάσταση (το όνομα δεν αλλάζει), η αναδιάταξη (ανταλλαγή) και οι διεργασίες οξειδοαναγωγής. Παρά την ομοιότητα των μηχανισμών εμφάνισής τους, στην οργανική ύλη είναι πιο πολύπλευροι.
Χημική αντίδραση μιας ένωσης
Έχοντας σκεφτεί διάφορα είδηδιεργασίες κατά τις οποίες εισέρχονται ουσίες σε οργανικές και ανόργανη χημεία, αξίζει να σταθούμε λεπτομερέστερα στη σύνδεση.
Αυτή η αντίδραση διαφέρει από όλες τις άλλες στο ότι, ανεξάρτητα από τον αριθμό των αντιδραστηρίων στην αρχή, στο τέλος συνδυάζονται όλα σε ένα.
Ως παράδειγμα, μπορούμε να θυμηθούμε τη διαδικασία σβέσεως του ασβέστη: CaO + H 2 O → Ca(OH) 2. ΣΕ σε αυτή την περίπτωσηλαμβάνει χώρα μια αντίδραση μεταξύ του οξειδίου του ασβεστίου (ταχυάσβεστος) και του οξειδίου του υδρογόνου (νερό). Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται υδροξείδιο του ασβεστίου (σβησμένος ασβέστης) και απελευθερώνεται θερμός ατμός. Παρεμπιπτόντως, αυτό σημαίνει ότι αυτή η διαδικασία είναι πραγματικά εξώθερμη.
Εξίσωση Σύνθετης Αντίδρασης
Σχηματικά, η υπό εξέταση διαδικασία μπορεί να απεικονιστεί ως εξής: A + BV → ABC. Σε αυτόν τον τύπο, το ABC είναι ένα νεοσχηματισμένο αντιδραστήριο A είναι ένα απλό αντιδραστήριο και το BV είναι μια παραλλαγή μιας σύνθετης ένωσης.
Αξίζει να σημειωθεί ότι αυτός ο τύπος είναι επίσης χαρακτηριστικός της διαδικασίας προσθήκης και σύνδεσης.
Παραδείγματα της υπό εξέταση αντίδρασης είναι η αλληλεπίδραση οξειδίου του νατρίου και διοξειδίου του άνθρακα (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3), καθώς και οξείδιο του θείου με οξυγόνο (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).
Πολλές σύνθετες ενώσεις είναι επίσης ικανές να αντιδρούν μεταξύ τους: AB + VG → ABVG. Για παράδειγμα, το ίδιο οξείδιο του νατρίου και οξείδιο του υδρογόνου: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.
Συνθήκες αντίδρασης σε ανόργανες ενώσεις
Όπως φάνηκε στην προηγούμενη εξίσωση, οι ουσίες μπορούν να εισέλθουν στην υπό εξέταση αλληλεπίδραση ποικίλους βαθμούςπερίπλοκο.
Επιπλέον, για απλά αντιδραστήρια ανόργανης προέλευσης, είναι δυνατές αντιδράσεις οξειδοαναγωγής της ένωσης (A + B → AB).
Ως παράδειγμα, μπορούμε να εξετάσουμε τη διαδικασία λήψης τρισθενούς Για αυτό, πραγματοποιείται μια σύνθετη αντίδραση μεταξύ χλωρίου και σιδήρου: 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.
Αν μιλάμε για αλληλεπίδραση σύνθετων ανόργανες ουσίες(AB + VG → ABVG), μπορεί να συμβούν διεργασίες σε αυτά, επηρεάζοντας και όχι το σθένος τους.
Ως παράδειγμα αυτού, αξίζει να εξεταστεί το παράδειγμα του σχηματισμού διττανθρακικού ασβεστίου από διοξείδιο του άνθρακα, οξείδιο του υδρογόνου (νερό) και λευκή χρωστική τροφίμων E170 (ανθρακικό ασβέστιο): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2. Σε αυτή την περίπτωση, έχει θέση είναι μια κλασική σύνθετη αντίδραση. Κατά την εφαρμογή του, το σθένος των αντιδραστηρίων δεν αλλάζει.
Λίγο πιο προηγμένο (από το πρώτο) χημική εξίσωσηΤο 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 είναι ένα παράδειγμα διεργασίας οξειδοαναγωγής κατά την αλληλεπίδραση απλών και πολύπλοκων ανόργανων αντιδραστηρίων: αέριο (χλώριο) και αλάτι (χλωριούχος σίδηρος).
Τύποι αντιδράσεων προσθήκης στην οργανική χημεία
Όπως ήδη αναφέρθηκε στην τέταρτη παράγραφο, στις ουσίες οργανικής προέλευσης η εν λόγω αντίδραση ονομάζεται «προσθήκη». Κατά κανόνα, σε αυτό συμμετέχουν σύνθετες ουσίες με διπλό (ή τριπλό) δεσμό.
Για παράδειγμα, η αντίδραση μεταξύ διβρωμίου και αιθυλενίου που οδηγεί στον σχηματισμό 1,2-διβρωμοαιθανίου: (C2H4) CH2 = CH2 + Br2→ (C2H4Br2) BrCH2 - CH2Br. Παρεμπιπτόντως, τα σημάδια παρόμοια με ίσα και μείον ("=" και "-") σε αυτήν την εξίσωση δείχνουν τους δεσμούς μεταξύ των ατόμων μιας σύνθετης ουσίας. Αυτό είναι χαρακτηριστικό της γραφής τύπων οργανικών ουσιών.
Ανάλογα με το ποια από τις ενώσεις δρουν ως αντιδραστήρια, διακρίνονται διάφοροι τύποι της εξεταζόμενης διαδικασίας προσθήκης:
- Υδρογόνωση (τα μόρια υδρογόνου Η προστίθενται σε πολλαπλό δεσμό).
- Υδροαλογόνωση (προστίθεται υδραλογόνο).
- Αλογόνωση (προσθήκη αλογόνων Br 2, Cl 2 και τα παρόμοια).
- Πολυμερισμός (σχηματισμός ουσιών υψηλού μοριακού βάρους από πολλές ενώσεις χαμηλού μοριακού βάρους).
Παραδείγματα αντιδράσεων προσθήκης (ενώσεις)
Αφού απαριθμήσουμε τις ποικιλίες της υπό εξέταση διαδικασίας, αξίζει να μάθουμε στην πράξη μερικά παραδείγματα σύνθετων αντιδράσεων.
Ως παράδειγμα της υδρογόνωσης, μπορείτε να δώσετε προσοχή στην εξίσωση για την αλληλεπίδραση του προπενίου με το υδρογόνο, η οποία θα οδηγήσει σε προπάνιο: (C 3 H 6 ) CH 3 - CH = CH 2 + H 2 → (C 3 H 8 ) CH 3 - CH 2 - CH 3.
Στην οργανική χημεία, μια αντίδραση σύνθεσης (προσθήκης) μπορεί να συμβεί μεταξύ υδροχλωρικό οξύ(ανόργανη ουσία) και αιθυλένιο με σχηματισμό χλωροαιθανίου: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 H 5 Cl). Η εξίσωση που παρουσιάζεται είναι ένα παράδειγμα υδροαλογόνωσης.
Όσον αφορά την αλογόνωση, μπορεί να απεικονιστεί με την αντίδραση μεταξύ διχλωρίου και αιθυλενίου, που οδηγεί στον σχηματισμό 1,2-διχλωροαιθανίου: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + Cl 2 → (C2H4Cl2) ClCH 2 - CH 2 Cl.
Πολλές χρήσιμες ουσίες σχηματίζονται χάρη στην οργανική χημεία. Η αντίδραση ένωσης (προσθήκης) μορίων αιθυλενίου με ριζικό εκκινητή πολυμερισμού υπό την επίδραση υπεριώδους φωτός το επιβεβαιώνει: n CH 2 = CH 2 (R και UV φως) → (-CH 2 -CH 2 -)n. Η ουσία που σχηματίζεται με αυτόν τον τρόπο είναι πολύ γνωστή σε κάθε άτομο με το όνομα πολυαιθυλένιο.
Από αυτό το υλικό κατασκευάζονται διάφοροι τύποι συσκευασιών, σακούλες, πιάτα, σωλήνες, μονωτικά υλικά και πολλά άλλα. Ιδιαίτερο χαρακτηριστικό αυτής της ουσίας είναι η δυνατότητα ανακύκλωσής της. Το πολυαιθυλένιο οφείλει τη δημοτικότητά του στο γεγονός ότι δεν αποσυντίθεται, γι' αυτό και οι περιβαλλοντολόγοι έχουν αρνητική στάση απέναντί του. Ωστόσο, σε τα τελευταία χρόνιαβρέθηκε τρόπος ασφαλούς απόρριψης προϊόντων πολυαιθυλενίου. Για να γίνει αυτό, το υλικό υποβάλλεται σε επεξεργασία με νιτρικό οξύ (HNO 3). Μετά από το οποίο μεμονωμένα είδητα βακτήρια είναι σε θέση να αποσυνθέσουν αυτήν την ουσία σε ασφαλή συστατικά.
Η αντίδραση σύνδεσης (προσθήκη) παίζει σημαντικό ρόλο στη φύση και στη ζωή του ανθρώπου. Επιπλέον, χρησιμοποιείται συχνά από επιστήμονες σε εργαστήρια για τη σύνθεση νέων ουσιών για διάφορες σημαντικές έρευνες.
Οι αντιδράσεις αποσύνθεσης παίζουν μεγάλο ρόλο στη ζωή του πλανήτη. Εξάλλου, συμβάλλουν στην καταστροφή των απορριμμάτων από όλους βιολογικούς οργανισμούς. Επιπλέον, αυτή η διαδικασία βοηθάει καθημερινά ανθρώπινο σώμααφομοιώνουν διάφορες σύνθετες ενώσεις διασπώντας τις σε απλές (καταβολισμός). Εκτός από όλα τα παραπάνω, αυτή η αντίδρασηπροάγει το σχηματισμό απλών οργανικών και ανόργανων ουσιών από σύνθετες. Ας μάθουμε περισσότερα για αυτή τη διαδικασία και ας δούμε επίσης πρακτικά παραδείγματα της αντίδρασης χημικής αποσύνθεσης.
Τι ονομάζονται οι αντιδράσεις στη χημεία, τι είδη υπάρχουν και από τι εξαρτώνται;
Πριν μάθετε για την αποσύνθεση, αξίζει να μάθετε για αυτήν γενικά. Αυτό το όνομα αναφέρεται στην ικανότητα των μορίων ορισμένων ουσιών να αλληλεπιδρούν με άλλες και να σχηματίζουν νέες ενώσεις με αυτόν τον τρόπο.
Για παράδειγμα, εάν το οξυγόνο και δύο αλληλεπιδρούν μεταξύ τους, το αποτέλεσμα είναι δύο μόρια οξειδίου του υδρογόνου, που όλοι γνωρίζουμε ως νερό. Αυτή η διαδικασία μπορεί να γραφτεί χρησιμοποιώντας την ακόλουθη χημική εξίσωση: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
Αν και υπάρχουν διαφορετικά κριτήρια με τα οποία διακρίνονται οι χημικές αντιδράσεις (θερμική επίδραση, καταλύτες, παρουσία/απουσία ορίων φάσης, αλλαγές στις καταστάσεις οξείδωσης των αντιδρώντων, αναστρεψιμότητα/μη αναστρεψιμότητα), τις περισσότερες φορές ταξινομούνται ανάλογα με τον τύπο μετασχηματισμού των αλληλεπιδρώντων ουσιών .
Έτσι, διακρίνονται τέσσερις τύποι χημικών διεργασιών.
- Χημική ένωση.
- Αποσύνθεση.
- Ανταλλαγή.
- Υποκατάσταση.
Όλες οι παραπάνω αντιδράσεις γράφονται γραφικά χρησιμοποιώντας εξισώσεις. Το γενικό τους σχήμα μοιάζει με αυτό: A → B.
Στην αριστερή πλευρά αυτού του τύπου βρίσκονται τα αρχικά αντιδραστήρια και στα δεξιά οι ουσίες που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της αντίδρασης. Κατά κανόνα, απαιτείται έκθεση σε θερμοκρασία, ηλεκτρισμό ή χρήση καταλυτικών προσθέτων για την έναρξή του. Η παρουσία τους πρέπει επίσης να αναφέρεται στη χημική εξίσωση.
αποσύνθεση (διάσπαση)
Αυτός ο τύπος χημικής διεργασίας χαρακτηρίζεται από το σχηματισμό δύο ή περισσότερων νέων ενώσεων από μόρια μιας ουσίας.
Μιλώντας περισσότερο σε απλή γλώσσα, η αντίδραση αποσύνθεσης μπορεί να συγκριθεί με ένα σπίτι κατασκευασμένο από ένα σύνολο κατασκευής. Έχοντας αποφασίσει να κατασκευάσει ένα αυτοκίνητο και μια βάρκα, το παιδί αποσυναρμολογεί την αρχική κατασκευή και κατασκευάζει την επιθυμητή από τα μέρη της. Σε αυτή την περίπτωση, η δομή των ίδιων των στοιχείων του κατασκευαστή δεν αλλάζει, όπως ακριβώς συμβαίνει με τα άτομα της ουσίας που εμπλέκονται στη διάσπαση.
Πώς μοιάζει η εξίσωση για την εν λόγω αντίδραση;
Παρά το γεγονός ότι εκατοντάδες ενώσεις μπορούν να διαχωριστούν σε απλούστερα συστατικά, όλες αυτές οι διαδικασίες συμβαίνουν σύμφωνα με την ίδια αρχή. Μπορεί να απεικονιστεί χρησιμοποιώντας έναν σχηματικό τύπο: ABC → A+B+C.
Σε αυτό, το ABC είναι η αρχική ένωση που έχει υποστεί διάσπαση. Τα Α, Β και Γ είναι ουσίες που σχηματίζονται από άτομα ABC κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης αποσύνθεσης.
Τύποι αντιδράσεων διάσπασης
Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, για να ξεκινήσει μια χημική διεργασία, είναι συχνά απαραίτητο να υπάρχει μια ορισμένη επίδραση στα αντιδραστήρια. Ανάλογα με τον τύπο μιας τέτοιας διέγερσης, διακρίνονται διάφοροι τύποι αποσύνθεσης:
Αντίδραση αποσύνθεσης υπερμαγγανικού καλίου (KMnO4)
Έχοντας κατανοήσει τη θεωρία, αξίζει να εξεταστούν πρακτικά παραδείγματα της διαδικασίας διάσπασης ουσιών.
Το πρώτο από αυτά θα είναι η αποσύνθεση του KMnO 4 (κοινώς ονομάζεται υπερμαγγανικό κάλιο) λόγω θέρμανσης. Η εξίσωση της αντίδρασης μοιάζει με αυτό: 2KMnO 4 (t 200°C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .
Από τα παρουσιαζόμενα χημικός τύποςφαίνεται ότι για να ενεργοποιηθεί η διαδικασία είναι απαραίτητο να θερμανθεί το αρχικό αντιδραστήριο στους 200 βαθμούς Κελσίου. Για καλύτερη αντίδραση, το υπερμαγγανικό κάλιο τοποθετείται σε δοχείο κενού. Από αυτό μπορούμε να συμπεράνουμε ότι αυτή η διαδικασία είναι πυρόλυση.
Πραγματοποιείται σε εργαστήρια και στην παραγωγή για τη λήψη καθαρού και ελεγχόμενου οξυγόνου.
Θερμόλυση χλωρικού καλίου (KClO3)
Η αντίδραση αποσύνθεσης του άλατος Berthollet είναι ένα άλλο παράδειγμα κλασικής θερμόλυσης σε καθαρή μορφή.
Η αναφερόμενη διαδικασία λαμβάνει χώρα σε δύο στάδια και μοιάζει με αυτό:
- 2 KClO 3 (t 400 °C) → 3KClO 4 + KCl.
- KClO 4 (t από 550 °C) → KCl + 2O2
Επίσης, η θερμόλυση του χλωρικού καλίου μπορεί να πραγματοποιηθεί σε περισσότερες χαμηλές θερμοκρασίες(έως 200 °C) σε ένα στάδιο, αλλά για αυτό είναι απαραίτητο οι καταλυτικές ουσίες - οξείδια - να συμμετέχουν στην αντίδραση διάφορα μέταλλα(Cuprum, ferum, mangan κ.λπ.).
Μια εξίσωση αυτού του είδους θα μοιάζει με αυτό: 2KClO 3 (t 150 °C, MnO 2) → KCl + 2O 2.
Όπως το υπερμαγγανικό κάλιο, το αλάτι Berthollet χρησιμοποιείται στα εργαστήρια και τη βιομηχανία για την παραγωγή καθαρού οξυγόνου.
Ηλεκτρόλυση και ραδιόλυση νερού (H20)
Ένα άλλο ενδιαφέρον πρακτικό παράδειγμα της υπό εξέταση αντίδρασης είναι η αποσύνθεση του νερού. Μπορεί να παραχθεί με δύο τρόπους:
- Υπό την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος στο οξείδιο του υδρογόνου: H 2 O → H 2 + O 2. Η εξεταζόμενη μέθοδος λήψης οξυγόνου χρησιμοποιείται από τα υποβρύχια στα υποβρύχια τους. Σκοπεύουν επίσης να το χρησιμοποιήσουν στο μέλλον για την παραγωγή υδρογόνου σε μεγάλες ποσότητες. Το κύριο εμπόδιο σε αυτό σήμερα είναι η τεράστια ενεργειακή δαπάνη που απαιτείται για την τόνωση της αντίδρασης. Μόλις βρεθεί ένας τρόπος για την ελαχιστοποίησή τους, η ηλεκτρόλυση του νερού θα γίνει ο κύριος τρόπος παραγωγής όχι μόνο υδρογόνου, αλλά και οξυγόνου.
- Το νερό μπορεί επίσης να διασπαστεί όταν εκτίθεται σε ακτινοβολία άλφα: H 2 O → H 2 O + + e - . Ως αποτέλεσμα, το μόριο του οξειδίου του υδρογόνου χάνει ένα ηλεκτρόνιο και ιονίζεται. Σε αυτή τη μορφή, το H2O + αντιδρά ξανά με άλλα ουδέτερα μόρια νερού, σχηματίζοντας μια εξαιρετικά δραστική ρίζα υδροξειδίου: H2O + H2O + → H2O + OH. Το χαμένο ηλεκτρόνιο, με τη σειρά του, αντιδρά επίσης παράλληλα με ουδέτερα μόρια οξειδίου του υδρογόνου, προάγοντας την αποσύνθεσή τους σε ρίζες Η και ΟΗ: H 2 O + e - → H + OH.
Διάσπαση αλκανίων: μεθάνιο
Αναλογώς διάφορους τρόπουςδιαχωρισμός σύνθετων ουσιών, αξίζει να δοθεί προσοχή ιδιαίτερη προσοχήαντιδράσεις αποσύνθεσης αλκανίων.
Αυτό το όνομα κρύβει κορεσμένους υδρογονάνθρακες με γενικός τύποςΓ Χ Υ 2Χ+2. Στα μόρια των υπό εξέταση ουσιών, όλα τα άτομα άνθρακα συνδέονται με απλούς δεσμούς.
Εκπρόσωποι αυτής της σειράς βρίσκονται στη φύση και στις τρεις καταστάσεις συσσωμάτωσης (αέριο, υγρό, στερεό).
Όλα τα αλκάνια (η αντίδραση αποσύνθεσης των εκπροσώπων αυτής της σειράς είναι παρακάτω) είναι ελαφρύτερα από το νερό και δεν διαλύονται σε αυτό. Επιπλέον, οι ίδιοι είναι εξαιρετικοί διαλύτες για άλλες ενώσεις.
Μεταξύ των κυρίων χημικές ιδιότητεςτέτοιες ουσίες (καύση, υποκατάσταση, αλογόνωση, αφυδρογόνωση) - και την ικανότητα αποσύνθεσης. Ωστόσο, αυτή η διαδικασία μπορεί να συμβεί είτε πλήρως είτε εν μέρει.
Η προαναφερθείσα ιδιότητα μπορεί να εξεταστεί χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης αποσύνθεσης του μεθανίου (το πρώτο μέλος της σειράς αλκανίων). Αυτή η θερμόλυση λαμβάνει χώρα στους 1000 °C: CH 4 → C+2H 2.
Ωστόσο, εάν η αντίδραση αποσύνθεσης του μεθανίου πραγματοποιηθεί σε υψηλότερη θερμοκρασία (1500 ° C) και στη συνέχεια μειωθεί απότομα, αυτό το αέριο δεν θα αποσυντεθεί πλήρως, σχηματίζοντας αιθυλένιο και υδρογόνο: 2CH 4 → C 2 H 4 + 3H 2.
Αποσύνθεση αιθανίου
Το δεύτερο μέλος της υπό εξέταση σειράς αλκανίων είναι το C 2 H 4 (αιθάνιο). Η αντίδραση αποσύνθεσής του συμβαίνει επίσης υπό την επίδραση υψηλή θερμοκρασία(50 °C) και σε πλήρη απουσία οξυγόνου ή άλλων οξειδωτικών παραγόντων. Μοιάζει με αυτό: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2.
Η παραπάνω εξίσωση αντίδρασης για την αποσύνθεση του αιθανίου σε υδρογόνο και αιθυλένιο δεν μπορεί να θεωρηθεί πυρόλυση στην καθαρή της μορφή. Το γεγονός είναι ότι αυτή η διαδικασία συμβαίνει με την παρουσία ενός καταλύτη (για παράδειγμα, μετάλλου νικελίου Ni ή υδρατμών) και αυτό έρχεται σε αντίθεση με τον ορισμό της πυρόλυσης. Επομένως, είναι σωστό να μιλήσουμε για το παράδειγμα της διάσπασης που παρουσιάστηκε παραπάνω ως διαδικασία αποσύνθεσης που συμβαίνει κατά τη διάρκεια της πυρόλυσης.
Αξίζει να σημειωθεί ότι η εξεταζόμενη αντίδραση χρησιμοποιείται ευρέως στη βιομηχανία για την απόκτηση των περισσότερων παραγόμενων οργανική ένωσηστον κόσμο - αέριο αιθυλενίου. Ωστόσο, λόγω της εκρηκτικότητας του C 2 H 6, αυτό το απλούστερο αλκένιο συντίθεται συχνά από άλλες ουσίες.
Έχοντας εξετάσει τους ορισμούς, την εξίσωση, τους τύπους και διάφορα παραδείγματα αντιδράσεων αποσύνθεσης, μπορούμε να συμπεράνουμε ότι παίζει πολύ σημαντικό ρόλο όχι μόνο για ανθρώπινο σώμακαι τη φύση, αλλά και για τη βιομηχανία. Επίσης, με τη βοήθειά του στα εργαστήρια είναι δυνατή η σύνθεση πολλών χρήσιμες ουσίες, που βοηθά τους επιστήμονες να διεξάγουν σημαντικές
9.1. Ποιες είναι οι χημικές αντιδράσεις;
Ας θυμηθούμε ότι οποιαδήποτε χημικά φαινόμενα στη φύση ονομάζουμε χημικές αντιδράσεις. Κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης, ορισμένοι χημικοί δεσμοί σπάνε και άλλοι σχηματίζονται. Ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, άλλες ουσίες λαμβάνονται από ορισμένες χημικές ουσίες (βλ. Κεφάλαιο 1).
Διεξαγωγή σχολική εργασία στο σπίτιΜε την § 2.5, εξοικειωθείτε με την παραδοσιακή επιλογή τεσσάρων κύριων τύπων αντιδράσεων από ολόκληρο το σύνολο των χημικών μετασχηματισμών και στη συνέχεια προτείνατε τα ονόματά τους: αντιδράσεις συνδυασμού, αποσύνθεσης, υποκατάστασης και ανταλλαγής.
Παραδείγματα αντιδράσεων ένωσης:
C + O 2 = CO 2; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Παραδείγματα αντιδράσεων αποσύνθεσης:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Παραδείγματα αντιδράσεων υποκατάστασης:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Αντιδράσεις ανταλλαγής- χημικές αντιδράσεις στις οποίες οι αρχικές ουσίες φαίνεται να ανταλλάσσουν τα συστατικά τους μέρη. |
Παραδείγματα αντιδράσεων ανταλλαγής:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (11)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Η παραδοσιακή ταξινόμηση των χημικών αντιδράσεων δεν καλύπτει όλη την ποικιλομορφία τους - εκτός από τους τέσσερις κύριους τύπους αντιδράσεων, υπάρχουν και πολλές πιο πολύπλοκες αντιδράσεις.
Η αναγνώριση δύο άλλων τύπων χημικών αντιδράσεων βασίζεται στη συμμετοχή σε αυτές δύο σημαντικών μη χημικών σωματιδίων: του ηλεκτρονίου και του πρωτονίου.
Κατά τη διάρκεια ορισμένων αντιδράσεων, λαμβάνει χώρα πλήρης ή μερική μεταφορά ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο. Σε αυτή την περίπτωση, οι καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων των στοιχείων που αποτελούν τις αρχικές ουσίες αλλάζουν. από τα παραδείγματα που δίνονται, αυτές είναι οι αντιδράσεις 1, 4, 6, 7 και 8. Αυτές οι αντιδράσεις ονομάζονται οξειδοαναγωγής.
Σε μια άλλη ομάδα αντιδράσεων, ένα ιόν υδρογόνου (Η +), δηλαδή ένα πρωτόνιο, περνά από το ένα αντιδρών σωματίδιο στο άλλο. Τέτοιες αντιδράσεις ονομάζονται αντιδράσεις οξέος-βάσηςή αντιδράσεις μεταφοράς πρωτονίων.
Μεταξύ των παραδειγμάτων που δίνονται, τέτοιες αντιδράσεις είναι οι αντιδράσεις 3, 10 και 11. Κατ' αναλογία με αυτές τις αντιδράσεις, οι οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις μερικές φορές ονομάζονται αντιδράσεις μεταφοράς ηλεκτρονίων. Θα εξοικειωθείτε με το OVR στην § 2 και με το KOR στα επόμενα κεφάλαια.
ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΣΥΝΘΕΣΗΣ, ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΑΠΟΣΥΝΘΕΣΗΣ, ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΥΠΟΚΑΤΑΣΤΑΣΕΩΣ, ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΑΝΤΑΛΛΑΓΗΣ, ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΟΕΙΔΟΞΕΩΣ, ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΟΞΕ-ΒΑΣΗΣ.
Γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης που αντιστοιχούν στα ακόλουθα σχήματα:
α) HgO Hg + O 2 ( t) β) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; γ) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
δ) Al + I 2 AlI 3; ε) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; ε) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2 ;
ζ) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t) i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t) ι) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t) m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t) m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Αναφέρετε τον παραδοσιακό τύπο αντίδρασης. Επισημάνετε τις οξειδοαναγωγικές και τις οξεοβασικές αντιδράσεις. Στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής, υποδείξτε ποια άτομα των στοιχείων αλλάζουν τις καταστάσεις οξείδωσής τους.
9.2. Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής
Ας εξετάσουμε την αντίδραση οξειδοαναγωγής που συμβαίνει σε υψικάμινους κατά τη βιομηχανική παραγωγή σιδήρου (ακριβέστερα, χυτοσιδήρου) από σιδηρομετάλλευμα:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Ας προσδιορίσουμε τις καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων που αποτελούν τόσο τις αρχικές ουσίες όσο και τα προϊόντα της αντίδρασης
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Όπως μπορείτε να δείτε, η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων άνθρακα αυξήθηκε ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων σιδήρου μειώθηκε και η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων οξυγόνου παρέμεινε αμετάβλητη. Κατά συνέπεια, τα άτομα άνθρακα σε αυτή την αντίδραση υπέστησαν οξείδωση, δηλαδή έχασαν ηλεκτρόνια ( οξειδώθηκε), και τα άτομα σιδήρου – αναγωγή, δηλαδή πρόσθεσαν ηλεκτρόνια ( ανακτήθηκε) (βλ. § 7.16). Για τον χαρακτηρισμό του OVR, χρησιμοποιούνται οι έννοιες οξειδωτικόΚαι αναγωγικό μέσο.
Έτσι, στην αντίδρασή μας τα οξειδωτικά άτομα είναι άτομα σιδήρου και τα αναγωγικά άτομα είναι άτομα άνθρακα.
Στην αντίδρασή μας, ο οξειδωτικός παράγοντας είναι το οξείδιο του σιδήρου (III) και ο αναγωγικός παράγοντας είναι το μονοξείδιο του άνθρακα (II).
Σε περιπτώσεις όπου τα οξειδωτικά άτομα και τα αναγωγικά άτομα αποτελούν μέρος της ίδιας ουσίας (παράδειγμα: αντίδραση 6 από την προηγούμενη παράγραφο), δεν χρησιμοποιούνται οι έννοιες «οξειδωτική ουσία» και «αναγωγική ουσία».
Έτσι, τυπικοί οξειδωτικοί παράγοντες είναι ουσίες που περιέχουν άτομα που τείνουν να αποκτούν ηλεκτρόνια (ολικά ή εν μέρει), μειώνοντας την κατάσταση οξείδωσής τους. Από τις απλές ουσίες, αυτές είναι κυρίως αλογόνα και οξυγόνο, και σε μικρότερο βαθμό το θείο και το άζωτο. Από σύνθετες ουσίες - ουσίες που περιέχουν άτομα σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης που δεν έχουν την τάση να σχηματίζουν απλά ιόντα σε αυτές τις καταστάσεις οξείδωσης: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII), κ.λπ.
Τυπικοί αναγωγικοί παράγοντες είναι ουσίες που περιέχουν άτομα που τείνουν να δωρίσουν πλήρως ή εν μέρει ηλεκτρόνια, αυξάνοντας την κατάσταση οξείδωσής τους. Οι απλές ουσίες περιλαμβάνουν υδρογόνο, μέταλλα αλκαλίων και αλκαλικών γαιών και αλουμίνιο. Από τις σύνθετες ουσίες - H 2 S και σουλφίδια (S –II), SO 2 και θειώδη (S +IV), ιωδίδια (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), κ.λπ.
Γενικά, σχεδόν όλες οι πολύπλοκες και πολλές απλές ουσίες μπορούν να εμφανίσουν τόσο οξειδωτικές όσο και αναγωγικές ιδιότητες. Για παράδειγμα:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (το SO 2 είναι ένας ισχυρός αναγωγικός παράγοντας).
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (το SO 2 είναι ένας ασθενής οξειδωτικός παράγοντας).
C + O 2 = CO 2 (t) (Το C είναι αναγωγικός παράγοντας).
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (Το C είναι ένας οξειδωτικός παράγοντας).
Ας επιστρέψουμε στην αντίδραση που συζητήσαμε στην αρχή αυτής της ενότητας.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Σημειώστε ότι ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, τα οξειδωτικά άτομα (Fe + III) μετατράπηκαν σε αναγωγικά άτομα (Fe 0) και τα αναγωγικά άτομα (C + II) μετατράπηκαν σε οξειδωτικά άτομα (C + IV). Αλλά το CO 2 είναι πολύ αδύναμο οξειδωτικό υπό οποιεσδήποτε συνθήκες και ο σίδηρος, αν και είναι αναγωγικός παράγοντας, είναι κάτω από αυτές τις συνθήκες πολύ πιο αδύναμος από το CO. Επομένως, τα προϊόντα της αντίδρασης δεν αντιδρούν μεταξύ τους και δεν συμβαίνει η αντίστροφη αντίδραση. Το συγκεκριμένο παράδειγμα είναι μια απεικόνιση της γενικής αρχής που καθορίζει την κατεύθυνση της ροής του OVR:
Οι αντιδράσεις οξειδοαναγωγής προχωρούν προς την κατεύθυνση του σχηματισμού ενός ασθενέστερου οξειδωτικού παράγοντα και ενός ασθενέστερου αναγωγικού παράγοντα.
Οι οξειδοαναγωγικές ιδιότητες των ουσιών μπορούν να συγκριθούν μόνο υπό πανομοιότυπες συνθήκες. Σε ορισμένες περιπτώσεις, αυτή η σύγκριση μπορεί να γίνει ποσοτικά.
Ενώ κάνατε την εργασία σας για την πρώτη παράγραφο αυτού του κεφαλαίου, πειστήκατε ότι είναι αρκετά δύσκολο να επιλέξετε συντελεστές σε ορισμένες εξισώσεις αντίδρασης (ειδικά ORR). Για να απλοποιηθεί αυτή η εργασία στην περίπτωση των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής, χρησιμοποιούνται οι ακόλουθες δύο μέθοδοι:
ΕΝΑ) μέθοδος ηλεκτρονικού ισοζυγίουΚαι
σι) μέθοδος ισορροπίας ιόντων ηλεκτρονίων.
Θα μάθετε τη μέθοδο ισορροπίας ηλεκτρονίων τώρα, και η μέθοδος ισορροπίας ηλεκτρονίων-ιόντων συνήθως μελετάται σε ιδρύματα τριτοβάθμιας εκπαίδευσης.
Και οι δύο αυτές μέθοδοι βασίζονται στο γεγονός ότι τα ηλεκτρόνια στις χημικές αντιδράσεις ούτε εξαφανίζονται ούτε εμφανίζονται πουθενά, δηλαδή ο αριθμός των ηλεκτρονίων που γίνονται δεκτοί από τα άτομα είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που δίνονται από άλλα άτομα.
Ο αριθμός των δεδομένων και των αποδεκτών ηλεκτρονίων στη μέθοδο του ισοζυγίου ηλεκτρονίων καθορίζεται από την αλλαγή στην κατάσταση οξείδωσης των ατόμων. Κατά τη χρήση αυτής της μεθόδου, είναι απαραίτητο να γνωρίζετε τη σύνθεση τόσο των αρχικών ουσιών όσο και των προϊόντων αντίδρασης.
Ας δούμε την εφαρμογή της μεθόδου ηλεκτρονικού ισοζυγίου χρησιμοποιώντας παραδείγματα.
Παράδειγμα 1.Ας δημιουργήσουμε μια εξίσωση για την αντίδραση του σιδήρου με το χλώριο. Είναι γνωστό ότι το προϊόν αυτής της αντίδρασης είναι ο χλωριούχος σίδηρος(III). Ας γράψουμε το σχήμα αντίδρασης:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Ας προσδιορίσουμε τις καταστάσεις οξείδωσης των ατόμων όλων των στοιχείων που αποτελούν τις ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση:
Τα άτομα σιδήρου δίνουν ηλεκτρόνια και τα μόρια χλωρίου τα δέχονται. Ας εκφράσουμε αυτές τις διαδικασίες ηλεκτρονικές εξισώσεις:
Fe - 3 μι– = Fe + III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
Προκειμένου ο αριθμός των ηλεκτρονίων που δίνονται να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που λαμβάνονται, η πρώτη ηλεκτρονική εξίσωση πρέπει να πολλαπλασιαστεί επί δύο και η δεύτερη επί τρία:
| Fe - 3 μι– = Fe + III, Cl2+2 μι– = 2Cl –I |
2Fe – 6 μι– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 μι– = 6Cl –I. |
Εισάγοντας τους συντελεστές 2 και 3 στο σχήμα αντίδρασης, λαμβάνουμε την εξίσωση αντίδρασης:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Παράδειγμα 2.Ας δημιουργήσουμε μια εξίσωση για την αντίδραση καύσης του λευκού φωσφόρου σε περίσσεια χλωρίου. Είναι γνωστό ότι ο χλωριούχος φώσφορος (V) σχηματίζεται υπό αυτές τις συνθήκες:
| +V –I | ||||
| Σ 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Τα μόρια λευκού φωσφόρου δίνουν ηλεκτρόνια (οξειδώνονται) και τα μόρια χλωρίου τα δέχονται (μειώνουν):
| Σ 4 – 20 μι– = 4P +V Cl2+2 μι– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
Σ 4 – 20 μι– = 4P +V Cl2+2 μι– = 2Cl –I |
Σ 4 – 20 μι– = 4P +V 10Cl 2 + 20 μι– = 20Cl –I |
Οι αρχικά ληφθέντες πολλαπλασιαστές (2 και 20) είχαν κοινός διαιρέτης, στα οποία (ως μελλοντικοί συντελεστές στην εξίσωση αντίδρασης) χωρίστηκαν. Εξίσωση αντίδρασης:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Παράδειγμα 3.Ας δημιουργήσουμε μια εξίσωση για την αντίδραση που συμβαίνει όταν το θειούχο σίδηρο(II) καβουρδίζεται σε οξυγόνο.
Σχέδιο αντίδρασης:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | Ο2 | + |
Στην περίπτωση αυτή, τόσο τα άτομα σιδήρου(II) όσο και θείου(–II) οξειδώνονται. Η σύνθεση του θειούχου σιδήρου (II) περιέχει άτομα αυτών των στοιχείων σε αναλογία 1:1 (δείτε τους δείκτες στον απλούστερο τύπο).
Ηλεκτρονικό ισοζύγιο:
| 4 | Fe+II – μι– = Fe +III S–II–6 μι– = S + IV |
Συνολικά δίνουν 7 μι – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Εξίσωση αντίδρασης: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Παράδειγμα 4. Ας δημιουργήσουμε μια εξίσωση για την αντίδραση που συμβαίνει όταν ο δισουλφίδιο του σιδήρου (II) (πυρίτης) καβουρδίζεται σε οξυγόνο.
Σχέδιο αντίδρασης:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | Ο2 | + |
Όπως και στο προηγούμενο παράδειγμα, τόσο τα άτομα σιδήρου(II) όσο και τα άτομα θείου οξειδώνονται εδώ, αλλά με κατάσταση οξείδωσης I. Τα άτομα αυτών των στοιχείων περιλαμβάνονται στη σύνθεση του πυρίτη σε αναλογία 1:2 (βλ. δείκτες στον απλούστερο τύπο). Από αυτή την άποψη, τα άτομα σιδήρου και θείου αντιδρούν, κάτι που λαμβάνεται υπόψη κατά την κατάρτιση του ηλεκτρονικού ισοζυγίου:
| Fe+III - μι– = Fe +III 2S–I – 10 μι– = 2S +IV |
Συνολικά δίνουν 11 μι – | |
| Ο2+4 μι– = 2O –II |
Εξίσωση αντίδρασης: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Υπάρχουν επίσης πιο περίπλοκες περιπτώσεις ODD, μερικές από τις οποίες θα εξοικειωθείτε ενώ κάνετε την εργασία σας.
ΟΞΕΙΔΩΤΙΚΟ ΑΤΟΜΟ, ΑΝΑΓΩΓΙΚΟ ΑΤΟΜΟ, ΟΞΕΙΔΩΤΙΚΗ ΟΥΣΙΑ, ΑΝΑΓΩΓΙΚΗ ΟΥΣΙΑ, ΜΕΘΟΔΟΣ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΗΣ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ, ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΕΣ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ.
1. Να συντάξετε ηλεκτρονικό ισοζύγιο για κάθε εξίσωση OVR που δίνεται στο κείμενο της § 1 αυτού του κεφαλαίου.
2. Δημιουργήστε εξισώσεις για τα ORR που ανακαλύψατε κατά την ολοκλήρωση της εργασίας για την § 1 αυτού του κεφαλαίου. Αυτή τη φορά, χρησιμοποιήστε τη μέθοδο ηλεκτρονικού ισοζυγίου για να ορίσετε τις πιθανότητες. 3.Χρησιμοποιώντας τη μέθοδο του ισοζυγίου ηλεκτρονίων, δημιουργήστε εξισώσεις αντίδρασης που αντιστοιχούν στα ακόλουθα σχήματα: α) Na + I 2 NaI;
β) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
γ) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
δ) Al + Br 2 AlBr 3;
ε) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
ε) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
ζ) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
ι) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
γ) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).
9.3. Εξώθερμες αντιδράσεις. Ενθαλπία
Γιατί συμβαίνουν χημικές αντιδράσεις;
Για να απαντήσουμε σε αυτό το ερώτημα, ας θυμηθούμε γιατί τα μεμονωμένα άτομα συνδυάζονται σε μόρια, γιατί σχηματίζεται ένας ιονικός κρύσταλλος από απομονωμένα ιόντα και γιατί ισχύει η αρχή της ελάχιστης ενέργειας όταν σχηματίζεται το ηλεκτρονιακό κέλυφος ενός ατόμου. Η απάντηση σε όλα αυτά τα ερωτήματα είναι η ίδια: γιατί είναι ενεργειακά ωφέλιμο. Αυτό σημαίνει ότι κατά τη διάρκεια τέτοιων διεργασιών απελευθερώνεται ενέργεια. Φαίνεται ότι οι χημικές αντιδράσεις πρέπει να συμβαίνουν για τον ίδιο λόγο. Πράγματι, μπορούν να πραγματοποιηθούν πολλές αντιδράσεις, κατά τις οποίες απελευθερώνεται ενέργεια. Η ενέργεια απελευθερώνεται, συνήθως με τη μορφή θερμότητας.
Εάν κατά τη διάρκεια μιας εξώθερμης αντίδρασης η θερμότητα δεν έχει χρόνο να απομακρυνθεί, τότε το σύστημα αντίδρασης θερμαίνεται.
Για παράδειγμα, στην αντίδραση καύσης μεθανίου
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
απελευθερώνεται τόση θερμότητα που το μεθάνιο χρησιμοποιείται ως καύσιμο.
Το γεγονός ότι αυτή η αντίδραση απελευθερώνει θερμότητα μπορεί να αντικατοπτρίζεται στην εξίσωση αντίδρασης:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Αυτό είναι το λεγόμενο θερμοχημική εξίσωση. Εδώ το σύμβολο "+ Q" σημαίνει ότι όταν καίγεται μεθάνιο, απελευθερώνεται θερμότητα. Αυτή η θερμότητα ονομάζεται θερμική επίδραση της αντίδρασης.
Από πού προέρχεται η εκλυόμενη θερμότητα;
Γνωρίζετε ότι κατά τη διάρκεια χημικών αντιδράσεων σπάνε και σχηματίζονται χημικοί δεσμοί. Σε αυτή την περίπτωση, οι δεσμοί μεταξύ των ατόμων άνθρακα και υδρογόνου στα μόρια CH 4, καθώς και μεταξύ των ατόμων οξυγόνου σε μόρια O 2, σπάνε. Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζονται νέοι δεσμοί: μεταξύ ατόμων άνθρακα και οξυγόνου σε μόρια CO 2 και μεταξύ ατόμων οξυγόνου και υδρογόνου σε μόρια H 2 O, πρέπει να ξοδέψετε ενέργεια (βλέπε «ενέργεια δεσμού», «ενέργεια ατομοποίησης». ), και όταν σχηματίζονται δεσμοί, απελευθερώνεται ενέργεια. Προφανώς, εάν οι «νέοι» δεσμοί είναι ισχυρότεροι από τους «παλαιούς», τότε περισσότερη ενέργεια θα απελευθερωθεί παρά θα απορροφηθεί. Η διαφορά μεταξύ της απελευθερούμενης και της απορροφούμενης ενέργειας είναι η θερμική επίδραση της αντίδρασης.
Η θερμική επίδραση (ποσότητα θερμότητας) μετράται σε kilojoules, για παράδειγμα:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Αυτή η σημείωση σημαίνει ότι 484 kilojoules θερμότητας θα απελευθερωθούν εάν δύο γραμμομόρια υδρογόνου αντιδράσουν με ένα γραμμομόριο οξυγόνου για να παραγάγουν δύο γραμμομόρια αέριου νερού (υδροατμούς).
Ετσι, στις θερμοχημικές εξισώσεις, οι συντελεστές είναι αριθμητικά ίσοι με τις ποσότητες της ουσίας των αντιδρώντων και των προϊόντων αντίδρασης.
Τι καθορίζει τη θερμική επίδραση κάθε συγκεκριμένης αντίδρασης;
Η θερμική επίδραση της αντίδρασης εξαρτάται
α) στις σωρευτικές καταστάσεις των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης,
β) στη θερμοκρασία και
γ) για το αν ο χημικός μετασχηματισμός γίνεται σε σταθερό όγκο ή σε σταθερή πίεση.
Εθισμός θερμική επίδρασηΟι αντιδράσεις από την κατάσταση συσσωμάτωσης των ουσιών οφείλονται στο γεγονός ότι οι διαδικασίες μετάβασης από τη μια κατάσταση συσσωμάτωσης στην άλλη (όπως ορισμένες άλλες φυσικές διεργασίες) συνοδεύονται από την απελευθέρωση ή την απορρόφηση θερμότητας. Αυτό μπορεί επίσης να εκφραστεί με μια θερμοχημική εξίσωση. Παράδειγμα – θερμοχημική εξίσωση για τη συμπύκνωση υδρατμών:
H 2 O (g) = H 2 O (l) + Q.
Στις θερμοχημικές εξισώσεις και, εάν είναι απαραίτητο, σε συνηθισμένες χημικές εξισώσεις, οι συγκεντρωτικές καταστάσεις των ουσιών υποδεικνύονται χρησιμοποιώντας δείκτες γραμμάτων:
(δ) – αέριο,
(ζ) – υγρό,
(t) ή (cr) – στερεή ή κρυσταλλική ουσία.
Η εξάρτηση της θερμικής επίδρασης από τη θερμοκρασία σχετίζεται με διαφορές στις θερμικές ικανότητες
πρώτες ύλες και προϊόντα αντίδρασης.
Δεδομένου ότι ο όγκος του συστήματος αυξάνεται πάντα ως αποτέλεσμα μιας εξώθερμης αντίδρασης σε σταθερή πίεση, μέρος της ενέργειας δαπανάται για την εκτέλεση εργασιών για την αύξηση του όγκου και η θερμότητα που απελευθερώνεται θα είναι μικρότερη από ό, τι εάν η ίδια αντίδραση συμβεί σε σταθερό όγκο .
Οι θερμικές επιδράσεις των αντιδράσεων υπολογίζονται συνήθως για αντιδράσεις που συμβαίνουν σε σταθερό όγκο στους 25 °C και υποδεικνύονται με το σύμβολο Qο.
Εάν η ενέργεια απελευθερώνεται μόνο με τη μορφή θερμότητας και μια χημική αντίδραση εξελίσσεται σε σταθερό όγκο, τότε η θερμική επίδραση της αντίδρασης ( Q V) ισούται με την αλλαγή εσωτερική ενέργεια(ΡΕ U) ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση, αλλά με το αντίθετο πρόσημο:
Q V = – U.
Η εσωτερική ενέργεια ενός σώματος νοείται ως η συνολική ενέργεια των διαμοριακών αλληλεπιδράσεων, των χημικών δεσμών, της ενέργειας ιονισμού όλων των ηλεκτρονίων, της ενέργειας των δεσμών των νουκλεονίων στους πυρήνες και όλων των άλλων γνωστών και άγνωστων τύπων ενέργειας που «αποθηκεύονται» από αυτό το σώμα. Το σύμβολο «–» οφείλεται στο γεγονός ότι όταν απελευθερώνεται θερμότητα, η εσωτερική ενέργεια μειώνεται. Ήτοι
U= – Q V .
Εάν η αντίδραση συμβεί σε σταθερή πίεση, τότε ο όγκος του συστήματος μπορεί να αλλάξει. Η εκτέλεση εργασιών για την αύξηση της έντασης παίρνει επίσης μέρος της εσωτερικής ενέργειας. Σε αυτή την περίπτωση
U = -(QP+A) = –(QP+PV),
Οπου Q σελ– η θερμική επίδραση μιας αντίδρασης που συμβαίνει σε σταθερή πίεση. Από εδώ
Q P = – ΕΠΑΝΩV .
Μια τιμή ίση με U+PVπήρε το όνομα αλλαγή ενθαλπίαςκαι συμβολίζεται με Δ H.
H=U+PV.
Οθεν
Q P = – H.
Έτσι, καθώς απελευθερώνεται θερμότητα, η ενθαλπία του συστήματος μειώνεται. Εξ ου και η παλιά ονομασία αυτής της ποσότητας: «περιεκτικότητα σε θερμότητα».
Σε αντίθεση με το θερμικό φαινόμενο, μια αλλαγή στην ενθαλπία χαρακτηρίζει μια αντίδραση ανεξάρτητα από το αν συμβαίνει σε σταθερό όγκο ή σταθερή πίεση. Οι θερμοχημικές εξισώσεις που γράφτηκαν με χρήση αλλαγής ενθαλπίας ονομάζονται θερμοχημικές εξισώσεις σε θερμοδυναμική μορφή. Σε αυτή την περίπτωση, δίνεται η τιμή της μεταβολής της ενθαλπίας υπό τυπικές συνθήκες (25 °C, 101,3 kPa), που συμβολίζεται H o. Για παράδειγμα:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) H o= – 65 kJ.
Εξάρτηση της ποσότητας θερμότητας που απελευθερώνεται στην αντίδραση ( Q) από τη θερμική επίδραση της αντίδρασης ( Qιε) και την ποσότητα της ουσίας ( nΒ) ένας από τους συμμετέχοντες στην αντίδραση (ουσία Β - η αρχική ουσία ή το προϊόν της αντίδρασης) εκφράζεται με την εξίσωση:
Εδώ Β είναι η ποσότητα της ουσίας Β, που καθορίζεται από τον συντελεστή μπροστά από τον τύπο της ουσίας Β στη θερμοχημική εξίσωση.
Εργο
Προσδιορίστε την ποσότητα της ουσίας υδρογόνου που καίγεται σε οξυγόνο εάν απελευθερώθηκαν 1694 kJ θερμότητας.
Διάλυμα
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Η θερμική επίδραση της αντίδρασης μεταξύ κρυσταλλικού αλουμινίου και αερίου χλωρίου είναι 1408 kJ. Γράψτε τη θερμοχημική εξίσωση για αυτήν την αντίδραση και προσδιορίστε τη μάζα του αλουμινίου που απαιτείται για την παραγωγή 2816 kJ θερμότητας χρησιμοποιώντας αυτήν την αντίδραση. 9.4. Ενδόθερμες αντιδράσεις. Εντροπία Εκτός από τις εξώθερμες αντιδράσεις, είναι δυνατές αντιδράσεις στις οποίες απορροφάται θερμότητα και εάν δεν παρέχεται, το σύστημα αντίδρασης ψύχεται. Τέτοιες αντιδράσεις ονομάζονται ενδόθερμος. Η θερμική επίδραση τέτοιων αντιδράσεων είναι αρνητική. Για παράδειγμα: Έτσι, η ενέργεια που απελευθερώνεται κατά το σχηματισμό δεσμών στα προϊόντα αυτών και παρόμοιων αντιδράσεων είναι μικρότερη από την ενέργεια που απαιτείται για τη διάσπαση των δεσμών στις αρχικές ουσίες.
Ας πάρουμε δύο φιάλες και γεμίζουμε τη μία με άζωτο (άχρωμο αέριο) και την άλλη με διοξείδιο του αζώτου (καφέ αέριο) έτσι ώστε η πίεση και η θερμοκρασία στις φιάλες να είναι ίδια. Είναι γνωστό ότι αυτές οι ουσίες δεν αντιδρούν χημικά μεταξύ τους. Ας συνδέσουμε σφιχτά τις φιάλες με το λαιμό τους και τις τοποθετούμε κάθετα, έτσι ώστε η φιάλη με το βαρύτερο διοξείδιο του αζώτου να βρίσκεται στο κάτω μέρος (Εικ. 9.1). Μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, θα δούμε ότι το καφέ διοξείδιο του αζώτου εξαπλώνεται σταδιακά στην επάνω φιάλη και το άχρωμο άζωτο διεισδύει στην κάτω. Ως αποτέλεσμα, τα αέρια αναμειγνύονται και το χρώμα των περιεχομένων των φιαλών γίνεται το ίδιο. Ετσι,
Εξισώσεις σύνδεσης μεταξύ εντροπίας ( μικρό) και άλλες ποσότητες μελετώνται στα μαθήματα φυσικής και φυσικοχημείας. Μονάδα εντροπίας [ μικρό] = 1 J/K. G= H–T μικρό Συνθήκη για αυθόρμητη αντίδραση: σολ< 0. Σε χαμηλές θερμοκρασίες, ο παράγοντας που καθορίζει την πιθανότητα να συμβεί μια αντίδραση είναι σε μεγάλο βαθμό ο συντελεστής ενέργειας και σε υψηλές θερμοκρασίες είναι ο συντελεστής εντροπίας. Από την παραπάνω εξίσωση, ειδικότερα, είναι σαφές γιατί αντιδράσεις αποσύνθεσης που δεν συμβαίνουν σε θερμοκρασία δωματίου (αυξάνεται η εντροπία) αρχίζουν να συμβαίνουν σε υψηλές θερμοκρασίες. ΕΝΔΟΘΕΡΜΙΚΗ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ, ΕΝΤΡΟΠΙΑ, ΠΑΡΑΓΟΝΤΑΣ ΕΝΕΡΓΕΙΑΣ, ΠΑΡΑΓΟΝΤΑΣ ΕΝΤΡΟΠΙΑΣ, ΕΝΕΡΓΕΙΑ GIBBS. 2CuO (cr) + C (γραφίτης) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) είναι –46 kJ. Γράψτε τη θερμοχημική εξίσωση και υπολογίστε πόση ενέργεια χρειάζεται για να παραχθεί 1 κιλό χαλκού από αυτή την αντίδραση. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Σχηματίστηκαν 24,6 λίτρα διοξειδίου του άνθρακα. Προσδιορίστε πόση θερμότητα σπαταλήθηκε άχρηστα. Πόσα γραμμάρια οξειδίου του ασβεστίου σχηματίστηκαν; |
Χημικές αντιδράσεις, οι ιδιότητές τους, οι τύποι, οι συνθήκες ροής κ.λπ., αποτελούν έναν από τους ακρογωνιαίους πυλώνες μιας ενδιαφέρουσας επιστήμης που ονομάζεται χημεία. Ας προσπαθήσουμε να καταλάβουμε τι είναι μια χημική αντίδραση και ποιος είναι ο ρόλος της. Άρα, χημική αντίδραση στη χημεία θεωρείται η μετατροπή μιας ή περισσότερων ουσιών σε άλλες ουσίες. Σε αυτή την περίπτωση, οι πυρήνες τους δεν αλλάζουν (σε αντίθεση με τις πυρηνικές αντιδράσεις), αλλά εμφανίζεται ανακατανομή ηλεκτρονίων και πυρήνων και, φυσικά, εμφανίζονται νέα χημικά στοιχεία.
Χημικές αντιδράσεις στη φύση και την καθημερινή ζωή
Εσείς και εγώ είμαστε περικυκλωμένοι από χημικές αντιδράσεις, επιπλέον, εμείς οι ίδιοι τις πραγματοποιούμε τακτικά μέσα από διάφορες καθημερινές ενέργειες, όταν, για παράδειγμα, ανάβουμε ένα σπίρτο. Οι μάγειρες, χωρίς καν να το γνωρίζουν (ή ίσως και να το υποπτεύονται), πραγματοποιούν πολλές χημικές αντιδράσεις κατά την προετοιμασία του φαγητού.
Φυσικά, πολλές χημικές αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε φυσικές συνθήκες: η έκρηξη ενός ηφαιστείου, φυλλώματος και δέντρων, αλλά τι μπορώ να πω, σχεδόν οποιαδήποτε βιολογική διαδικασία μπορεί να ταξινομηθεί ως παράδειγμα χημικών αντιδράσεων.
Τύποι χημικών αντιδράσεων
Όλες οι χημικές αντιδράσεις μπορούν να χωριστούν σε απλές και σύνθετες. Οι απλές χημικές αντιδράσεις, με τη σειρά τους, χωρίζονται σε:
- αντιδράσεις σύνδεσης,
- αντιδράσεις αποσύνθεσης,
- αντιδράσεις υποκατάστασης,
- αντιδράσεις ανταλλαγής.
Χημική αντίδραση μιας ένωσης
Σύμφωνα με τον πολύ εύστοχο ορισμό του μεγάλου χημικού D.I Mendeleev, μια σύνθετη αντίδραση λαμβάνει χώρα όταν «συμβαίνει μία από τις δύο ουσίες». Ένα παράδειγμα χημικής αντίδρασης μιας ένωσης είναι η θέρμανση σκόνης σιδήρου και θείου, στην οποία σχηματίζεται θειούχος σίδηρος - Fe + S = FeS. Σε άλλους ζωντανά παραδείγματαΑυτή η αντίδραση είναι η καύση απλών ουσιών όπως το θείο ή ο φώσφορος στον αέρα (ίσως μια τέτοια αντίδραση μπορεί να ονομαστεί και θερμική χημική αντίδραση).
Χημική αντίδραση αποσύνθεσης
Όλα είναι απλά εδώ, η αντίδραση αποσύνθεσης είναι το αντίθετο της αντίδρασης σύνδεσης. Με αυτό, δύο ή περισσότερες ουσίες λαμβάνονται από μία ουσία. Ένα απλό παράδειγμα μιας αντίδρασης χημικής αποσύνθεσης θα ήταν η αντίδραση αποσύνθεσης της κιμωλίας, κατά την οποία σχηματίζεται άσβεστος και διοξείδιο του άνθρακα από την ίδια την κιμωλία.
Αντίδραση χημικής υποκατάστασης
Μια αντίδραση υποκατάστασης συμβαίνει όταν μια απλή ουσία αλληλεπιδρά με μια σύνθετη. Ας δώσουμε ένα παράδειγμα αντίδρασης χημικής υποκατάστασης: αν βυθίσουμε ένα καρφί από χάλυβα σε διάλυμα με θειικό χαλκό, τότε κατά τη διάρκεια αυτού του απλού χημικού πειράματος θα πάρουμε θειικό σίδηρο (ο σίδηρος θα εκτοπίσει τον χαλκό από το αλάτι). Η εξίσωση για μια τέτοια χημική αντίδραση θα μοιάζει με αυτό:
Fe+CuSO 4 → FeSO 4 +Cu
Χημική αντίδραση ανταλλαγής
Οι αντιδράσεις ανταλλαγής λαμβάνουν χώρα αποκλειστικά μεταξύ πολύπλοκων χημικά, κατά την οποία αλλάζουν τα μέρη τους. Πολλές τέτοιες αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε διάφορες λύσεις. Εξουδετέρωση οξέος με χολή - εδώ καλό παράδειγμααντίδραση χημικής ανταλλαγής.
NaOH+HCl→ NaCl+H2O
Αυτή είναι η χημική εξίσωση για αυτήν την αντίδραση, στην οποία ένα ιόν υδρογόνου από την ένωση HCl ανταλλάσσει ένα ιόν νατρίου από την ένωση NaOH. Συνέπεια αυτής της χημικής αντίδρασης είναι ο σχηματισμός διαλύματος επιτραπέζιου αλατιού.
Σημάδια χημικών αντιδράσεων
Με τα σημάδια της εμφάνισης χημικών αντιδράσεων, μπορεί κανείς να κρίνει εάν έχει λάβει χώρα χημική αντίδραση μεταξύ των αντιδραστηρίων ή όχι. Ακολουθούν παραδείγματα σημείων χημικών αντιδράσεων:
- Αλλαγή χρώματος (ανοιχτό σίδερο, για παράδειγμα, κατά τη διάρκεια υγρός αέραςκαλυμμένο με καφέ επίστρωση ως αποτέλεσμα χημικής αντίδρασης μεταξύ του σιδήρου και).
- Υετός (αν ξαφνικά μετά γουδίαφήστε το διοξείδιο του άνθρακα να περάσει μέσα, τότε λαμβάνουμε την καθίζηση ενός λευκού αδιάλυτου ιζήματος ανθρακικού ασβεστίου).
- Εκπομπή αερίου (αν ρίξετε μια σταγόνα μαγειρική σόδα κιτρικό οξύ, τότε θα λάβετε την απελευθέρωση διοξειδίου του άνθρακα).
- Σχηματισμός ουσιών με ασθενή διάσταση (όλες οι αντιδράσεις που έχουν ως αποτέλεσμα το σχηματισμό νερού).
- Η λάμψη του διαλύματος (ένα παράδειγμα εδώ είναι οι αντιδράσεις που συμβαίνουν με ένα διάλυμα λουμινόλης, το οποίο εκπέμπει φως κατά τις χημικές αντιδράσεις).
Σε γενικές γραμμές, είναι δύσκολο να προσδιοριστεί ποια σημεία χημικών αντιδράσεων είναι οι κύριες διαφορετικές ουσίες και οι διαφορετικές αντιδράσεις έχουν τα δικά τους χαρακτηριστικά.
Πώς να αναγνωρίσετε ένα σημάδι μιας χημικής αντίδρασης
Μπορείτε να προσδιορίσετε το σημάδι μιας χημικής αντίδρασης οπτικά (με αλλαγή χρώματος, λάμψη) ή από τα αποτελέσματα αυτής ακριβώς της αντίδρασης.
Ρυθμός χημικής αντίδρασης
Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης συνήθως νοείται ως η μεταβολή της ποσότητας μιας από τις αντιδρώντες ουσίες ανά μονάδα χρόνου. Επιπλέον, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι πάντα θετική τιμή. Το 1865, ο χημικός N. N. Beketov διατύπωσε τον νόμο της δράσης της μάζας, ο οποίος δηλώνει ότι «ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης σε κάθε στιγμή του χρόνου είναι ανάλογος με τις συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων που αυξάνονται σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους».
Οι παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης περιλαμβάνουν:
- τη φύση των αντιδρώντων,
- παρουσία καταλύτη,
- θερμοκρασία,
- πίεση,
- επιφάνεια των ουσιών που αντιδρούν.
Όλα αυτά έχουν πολύ άμεση επίδραση στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης.
Ισορροπία χημικής αντίδρασης
Η χημική ισορροπία είναι μια κατάσταση ενός χημικού συστήματος στην οποία συμβαίνουν πολλές χημικές αντιδράσεις και οι ρυθμοί σε κάθε ζεύγος μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι. Έτσι, προσδιορίζεται η σταθερά ισορροπίας μιας χημικής αντίδρασης - αυτή είναι η ποσότητα που καθορίζει για μια δεδομένη χημική αντίδραση τη σχέση μεταξύ των θερμοδυναμικών δραστηριοτήτων των αρχικών ουσιών και προϊόντων σε κατάσταση χημικής ισορροπίας. Γνωρίζοντας τη σταθερά ισορροπίας, μπορείτε να προσδιορίσετε την κατεύθυνση μιας χημικής αντίδρασης.
Συνθήκες για την εμφάνιση χημικών αντιδράσεων
Για την έναρξη χημικών αντιδράσεων, είναι απαραίτητο να δημιουργηθούν οι κατάλληλες συνθήκες:
- φέρνοντας ουσίες σε στενή επαφή.
- θερμαντικές ουσίες σε μια ορισμένη θερμοκρασία (η θερμοκρασία της χημικής αντίδρασης πρέπει να είναι κατάλληλη).
Θερμική επίδραση μιας χημικής αντίδρασης
Αυτό είναι το όνομα που δίνεται στη μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας ενός συστήματος ως αποτέλεσμα της εμφάνισης μιας χημικής αντίδρασης και της μετατροπής των αρχικών ουσιών (αντιδρώντων) σε προϊόντα αντίδρασης σε ποσότητες που αντιστοιχούν στην εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης σύμφωνα με τα ακόλουθα συνθήκες:
- Η μόνη δυνατή εργασία σε αυτή την περίπτωση είναι μόνο εργασία ενάντια στην εξωτερική πίεση.
- οι αρχικές ουσίες και τα προϊόντα που λαμβάνονται ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης έχουν την ίδια θερμοκρασία.
Χημικές αντιδράσεις, βίντεο
Και εν κατακλείδι, ένα ενδιαφέρον βίντεο για τις πιο εκπληκτικές χημικές αντιδράσεις.
