Kada spoj reagira iz više reagirajućih tvari relativno jednostavnog sastava, dobiva se jedna tvar složenijeg sastava:
Ove reakcije su u pravilu praćene oslobađanjem topline, tj. dovesti do stvaranja stabilnijih i energetski manje bogatih spojeva.
Reakcije spojeva jednostavnih tvari uvijek su redoks prirode. Reakcije spojeva koje se odvijaju između složenih tvari mogu se odvijati bez promjene valencije:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2,
i također se klasificiraju kao redoks:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.
2. Reakcije razgradnje
Reakcije razgradnje dovode do stvaranja nekoliko spojeva iz jedne složene tvari:
A = B + C + D.
Produkti razgradnje složene tvari mogu biti jednostavne i složene tvari.
Od reakcija razgradnje koje se odvijaju bez promjene valentnih stanja, treba spomenuti razgradnju kristalnih hidrata, baza, kiselina i soli kiselina koje sadrže kisik:
|
CuSO4 + 5H20 |
|
2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O. |
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Reakcije redoks razgradnje posebno su karakteristične za soli dušične kiseline.
Reakcije razgradnje u organska kemija nazivaju se pucanje:
C18H38 = C9H18 + C9H20,
ili dehidrogenacije
C4H10 = C4H6 + 2H2.
3. Supstitucijske reakcije
U reakcijama supstitucije obično jednostavna tvar reagira sa složenom, tvoreći drugu jednostavnu tvar i još jednu složenu:
A + BC = AB + C.
Ove reakcije većinom pripadaju redoks reakcijama:
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3,
Zn + 2HCl = ZnSl 2 + H 2,
2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2,
2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2.
Primjeri supstitucijskih reakcija koje nisu popraćene promjenom valentnih stanja atoma iznimno su rijetki. Treba napomenuti reakciju silicijevog dioksida sa solima kiselina koje sadrže kisik, koje odgovaraju plinovitim ili hlapljivim anhidridima:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2,
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3SaSiO 3 + P 2 O 5,
Ponekad se ove reakcije smatraju reakcijama izmjene:
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.
4. Reakcije razmjene
Reakcije izmjene su reakcije između dva spoja koji međusobno izmjenjuju svoje sastojke:
AB + CD = AD + CB.
Ako se redoks procesi odvijaju tijekom reakcija supstitucije, tada se reakcije izmjene uvijek odvijaju bez promjene valentnog stanja atoma. Ovo je najčešća skupina reakcija između složenih tvari - oksida, baza, kiselina i soli:
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,
CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 + ZNaCl.
Poseban slučaj ovih reakcija izmjene je reakcija neutralizacije:
HCl + KOH = KCl + H2O.
Obično se te reakcije pokoravaju zakonima kemijska ravnoteža i teći u smjeru u kojem se barem jedna od tvari uklanja iz reakcijske sfere u obliku plinovite, hlapljive tvari, taloga ili spoja koji slabo disocijaciji (za otopine):
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2,
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.
Mnogi procesi bez kojih je nemoguće zamisliti naš život (kao što su disanje, probava, fotosinteza i slično) povezani su s različitim kemijskim reakcijama organskih spojeva (i anorganskih). Pogledajmo njihove glavne vrste i pobliže pogledajmo proces koji se zove veza (privitak).
Što je kemijska reakcija?
Prije svega vrijedi dati opća definicija ovaj fenomen. Spomenuti izraz odnosi se na različite reakcije tvari različite složenosti, koje rezultiraju stvaranjem produkata različitih od izvornih. Tvari uključene u ovaj proces nazivaju se "reagensi".
Pisano, kemijske reakcije organskih spojeva (i anorganskih) zapisuju se pomoću specijaliziranih jednadžbi. Izvana malo sliče matematički primjeri dodavanjem. Međutim, strelice ("→" ili "⇆") koriste se umjesto znaka jednakosti ("="). Osim toga, ponekad može biti više tvari na desnoj strani jednadžbe nego na lijevoj. Sve što je prije strelice su tvari prije početka reakcije (lijeva strana formule). Sve nakon njega (desna strana) su spojevi nastali kao rezultat kemijskog procesa koji se dogodio.
Kao primjer kemijske jednadžbe, razmotrite vodu na vodik i kisik pod utjecajem električna struja: 2H 2 O → 2H 2 + O 2. Voda je početni reaktant, a kisik i vodik su produkti.
Kao još jedan, ali već više složen primjer kemijske reakcije spojeva, možete smatrati fenomenom koji je poznat svakoj domaćici koja je barem jednom pekla slastice. Govorimo o gašenju sode bikarbone stolnim octom. Radnja koja se odvija ilustrirana je sljedećom jednadžbom: NaHCO 3 + 2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Iz nje je jasno da tijekom interakcije natrijevog bikarbonata i octa, natrijeva sol octena kiselina, voda i ugljični dioksid.
Po svojoj prirodi zauzima srednje mjesto između fizičkog i nuklearnog.
Za razliku od prvih, spojevi koji sudjeluju u kemijskim reakcijama mogu promijeniti svoj sastav. Odnosno, iz atoma jedne tvari može nastati nekoliko drugih, kao u gore navedenoj jednadžbi za razgradnju vode.
Za razliku od nuklearne reakcije kemijski ne utječe na jezgre atoma tvari u interakciji.
Koje su vrste kemijskih procesa?
Distribucija reakcija spojeva prema vrsti odvija se prema različitim kriterijima:
- Povratnost/nepovratnost.
- Prisutnost/odsutnost katalitičkih tvari i procesa.
- Apsorpcijom/oslobađanjem topline (endotermne/egzotermne reakcije).
- Po broju faza: homogene/heterogene i dvije hibridne sorte.
- Promjenom oksidacijskih stanja tvari u interakciji.
Vrste kemijskih procesa prema načinu međudjelovanja
Ovaj kriterij je poseban. Uz njegovu pomoć razlikuju se četiri vrste reakcija: veza, supstitucija, razgradnja (cijepanje) i izmjena.
Naziv svakog od njih odgovara procesu koji opisuje. Odnosno, spajaju se, u supstituciji prelaze u druge skupine, u razgradnji nastaje nekoliko reagensa, a u zamjeni sudionici reakcije međusobno izmjenjuju atome.
Vrste procesa prema načinu interakcije u organskoj kemiji
Unatoč velikoj složenosti, reakcije organskih spojeva odvijaju se po istom principu kao i anorganskih. Međutim, oni imaju malo drugačija imena.
Stoga se reakcije kombinacije i razgradnje nazivaju "adicijom", kao i "eliminacijom" (eliminacijom) i izravnom organskom razgradnjom (u ovom dijelu kemije postoje dvije vrste procesa cijepanja).
Ostale reakcije organskih spojeva su supstitucija (ime se ne mijenja), rearanžiranje (izmjena) i redoks procesi. Unatoč sličnosti mehanizama njihove pojave, u organskoj tvari oni su višestruki.
Kemijska reakcija spoja
Razmotrivši različite vrste procesi u kojima tvari ulaze u organske i anorganska kemija, vrijedi se detaljnije zadržati na vezi.
Ova se reakcija razlikuje od svih drugih po tome što se, bez obzira na broj reagensa na početku, na kraju svi spoje u jedan.
Kao primjer možemo se prisjetiti procesa gašenja vapna: CaO + H 2 O → Ca(OH) 2. U u ovom slučaju dolazi do reakcije između kalcijevog oksida (živo vapno) i vodikovog oksida (voda). Kao rezultat toga nastaje kalcijev hidroksid (gašeno vapno) i oslobađa se topla para. Usput, to znači da je ovaj proces doista egzoterman.
Jednadžba reakcije spoja
Shematski, proces koji se razmatra može se prikazati na sljedeći način: A + BV → ABC. U ovoj formuli ABC je novostvoreni A je jednostavan reagens, a BV je varijanta složenog spoja.
Vrijedno je napomenuti da je ova formula također karakteristična za proces zbrajanja i povezivanja.
Primjeri reakcija koje se razmatraju su interakcija natrijevog oksida i ugljičnog dioksida (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3), kao i sumpornog oksida s kisikom (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).
Nekoliko kompleksnih spojeva također je sposobno međusobno reagirati: AB + VG → ABVG. Na primjer, isti natrijev oksid i vodikov oksid: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.
Reakcijski uvjeti u anorganskim spojevima
Kao što je pokazano u prethodnoj jednadžbi, tvari mogu stupiti u razmatranu interakciju različitim stupnjevima poteškoće.
Štoviše, za jednostavne reagense anorganskog podrijetla moguće su redoks reakcije spoja (A + B → AB).
Kao primjer možemo razmotriti postupak dobivanja trovalentnog. Za to se provodi reakcija spoja između klora i feruma (željeza): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.
Ako govorimo o međudjelovanju složenih anorganske tvari(AB + VG → ABVG), u njima se mogu dogoditi procesi koji utječu i ne utječu na njihovu valenciju.
Kao ilustraciju toga, vrijedi razmotriti primjer stvaranja kalcijevog bikarbonata iz ugljičnog dioksida, vodikovog oksida (vode) i bijele prehrambene boje E170 (kalcijevog karbonata): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2. U ovom slučaju, mjesto je klasična reakcija spoja. Tijekom njegove provedbe, valencija reagensa se ne mijenja.
Malo napredniji (od prvog) kemijska jednadžba 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 primjer je redoks procesa tijekom međudjelovanja jednostavnih i složenih anorganskih reagensa: plina (klor) i soli (željezni klorid).
Vrste adicijskih reakcija u organskoj kemiji
Kao što je već navedeno u četvrtom odlomku, u tvarima organskog podrijetla dotična reakcija naziva se "adicija". U pravilu u njemu sudjeluju složene tvari s dvostrukim (ili trostrukim) vezama.
Na primjer, reakcija između dibromina i etilena koja dovodi do stvaranja 1,2-dibromoetana: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + Br 2 → (C₂H₄Br₂) BrCH 2 - CH 2 Br. Usput, znakovi slični jednakosti i minusu ("=" i "-") u ovoj jednadžbi pokazuju veze između atoma složene tvari. Ovo je značajka pisanja formula organskih tvari.
Ovisno o tome koji od spojeva djeluju kao reagensi, razlikuje se nekoliko vrsta razmatranog procesa dodavanja:
- Hidrogenacija (molekule vodika H dodane su na višestrukoj vezi).
- Hidrohalogeniranje (dodaje se halogenovodik).
- Halogeniranje (dodavanje halogena Br 2, Cl 2 i slično).
- Polimerizacija (stvaranje tvari velike molekulske mase iz nekoliko spojeva niske molekulske mase).
Primjeri adicijskih reakcija (spojevi)
Nakon popisa vrsta procesa koji se razmatraju, vrijedno je naučiti u praksi neke primjere reakcija spojeva.
Kao ilustraciju hidrogenacije, možete obratiti pozornost na jednadžbu za interakciju propena s vodikom, koja će rezultirati propanom: (C 3 H 6 ) CH 3 -CH = CH 2 + H 2 → (C 3 H 8 ) CH3-CH2-CH3.
U organskoj kemiji može doći do reakcije spajanja (adicije) između klorovodična kiselina(anorganska tvar) i etilena uz nastanak kloroetana: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 H 5 Cl). Prikazana jednadžba je primjer hidrohalogenacije.
Što se tiče halogeniranja, ono se može ilustrirati reakcijom između diklora i etilena, što dovodi do stvaranja 1,2-dikloroetana: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + Cl 2 → (C₂H₄Cl₂) ClCH 2 -CH 2 Cl.
Mnoge korisne tvari nastaju zahvaljujući organskoj kemiji. Reakcija spajanja (adicije) molekula etilena s radikalnim inicijatorom polimerizacije pod utjecajem ultraljubičastog svjetla to potvrđuje: n CH 2 = CH 2 (R i UV svjetlo) → (-CH 2 -CH 2 -)n. Ovako nastala tvar svima je dobro poznata pod nazivom polietilen.
Od ovog materijala izrađuju se razne vrste ambalaže, vrećica, posuđa, cijevi, izolacijski materijali i još mnogo toga. Posebnost ove tvari je mogućnost njezinog recikliranja. Svoju popularnost polietilen duguje činjenici da se ne raspada, zbog čega ekolozi imaju negativan stav prema njemu. Međutim, u posljednjih godina pronađen je način za sigurno zbrinjavanje polietilenskih proizvoda. Da biste to učinili, materijal se tretira dušičnom kiselinom (HNO 3). Zatim pojedinačne vrste bakterije su u stanju razgraditi tu tvar na sigurne komponente.
Reakcija povezivanja (adicija) ima važnu ulogu u prirodi i ljudskom životu. Osim toga, često ga koriste znanstvenici u laboratorijima za sintetiziranje novih tvari za razne važne studije.
Reakcije razgradnje igraju veliku ulogu u životu planeta. Uostalom, oni doprinose uništavanju otpada iz svih biološki organizmi. Osim toga, ovaj proces pomaže svaki dan ljudsko tijelo asimilirati razne složene spojeve razlažući ih na jednostavne (katabolizam). Uz sve navedeno, ovu reakciju potiče stvaranje jednostavnih organskih i anorganskih tvari iz složenih. Naučimo više o ovom procesu i također pogledajmo praktične primjere reakcije kemijske razgradnje.
Kako se u kemiji nazivaju reakcije, koje vrste postoje i o čemu ovise?
Prije učenja o razgradnji, vrijedi naučiti o njoj općenito. Ovaj naziv odnosi se na sposobnost molekula nekih tvari da međudjeluju s drugima i na taj način tvore nove spojeve.
Na primjer, ako kisik i dva međusobno djeluju, rezultat su dvije molekule vodikovog oksida, koji svi znamo kao vodu. Ovaj se proces može napisati pomoću sljedeće kemijske jednadžbe: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
Iako postoje različiti kriteriji po kojima se kemijske reakcije razlikuju (toplinski učinak, katalizatori, prisutnost/odsutnost faznih granica, promjene u oksidacijskim stanjima reaktanata, reverzibilnost/ireverzibilnost), najčešće se klasificiraju prema vrsti pretvorbe tvari koje međusobno djeluju. .
Tako se razlikuju četiri vrste kemijskih procesa.
- Spoj.
- Raspad.
- Razmjena.
- Zamjena.
Sve gore navedene reakcije napisane su grafički pomoću jednadžbi. Njihova opća shema izgleda ovako: A → B.
Na lijevoj strani ove formule su početni reagensi, a na desnoj su tvari nastale kao rezultat reakcije. U pravilu zahtijeva izlaganje temperaturi, elektricitetu ili upotrebu katalitičkih aditiva da bi se pokrenulo. Njihova prisutnost također mora biti naznačena u kemijskoj jednadžbi.
razgradnja (cijepanje)
Ovu vrstu kemijskog procesa karakterizira stvaranje dva ili više novih spojeva iz molekula jedne tvari.
Govoreći više jednostavnim jezikom, reakcija razgradnje može se usporediti s kućom napravljenom od građevinskog seta. Odlučivši sastaviti automobil i čamac, dijete rastavlja početnu konstrukciju i od njezinih dijelova konstruira željenu. U tom se slučaju struktura samih elemenata konstruktora ne mijenja, baš kao što se događa s atomima tvari uključenih u cijepanje.
Kako izgleda jednadžba dotične reakcije?
Unatoč činjenici da se stotine spojeva mogu rastaviti na jednostavnije komponente, svi se takvi procesi odvijaju prema istom principu. Može se prikazati pomoću shematske formule: ABC → A+B+C.
U njemu je ABC početni spoj koji je prošao cijepanje. A, B i C su tvari nastale iz atoma ABC tijekom reakcije razgradnje.
Vrste reakcija cijepanja
Kao što je gore spomenuto, da bi se pokrenuo kemijski proces, često je potrebno imati određeni učinak na reagense. Ovisno o vrsti takve stimulacije, razlikuje se nekoliko vrsta razgradnje:
Reakcija razgradnje kalijevog permanganata (KMnO4)
Nakon što smo razumjeli teoriju, vrijedi razmotriti praktične primjere procesa cijepanja tvari.
Prvi od njih bit će razgradnja KMnO 4 (obično zvanog kalijev permanganat) uslijed zagrijavanja. Jednadžba reakcije izgleda ovako: 2KMnO 4 (t 200°C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .
Od prikazanog kemijska formula vidljivo je da je za aktiviranje procesa potrebno zagrijati početni reagens na 200 stupnjeva Celzijusa. Za bolju reakciju, kalijev permanganat se stavi u vakuumsku posudu. Iz ovoga možemo zaključiti da je ovaj proces piroliza.
Provodi se u laboratorijima iu proizvodnji za dobivanje čistog i kontroliranog kisika.
Termoliza kalijevog klorata (KClO3)
Reakcija razgradnje Bertoletove soli još je jedan primjer klasične termolize u čisti oblik.
Navedeni proces se odvija u dvije faze i izgleda ovako:
- 2 KClO 3 (t 400 °C) → 3KClO 4 + KCl.
- KClO 4 (t od 550 °C) → KCl + 2O2
Također, termoliza kalijevog klorata može se provesti na više niske temperature(do 200 °C) u jednom stupnju, ali za to je potrebno da u reakciji sudjeluju katalitičke tvari - oksidi razni metali(cuprum, ferum, mangan itd.).
Jednadžba ove vrste izgledat će ovako: 2KClO 3 (t 150 °C, MnO 2) → KCl + 2O 2.
Poput kalijevog permanganata, Bertoletova sol se koristi u laboratorijima i industriji za proizvodnju čistog kisika.
Elektroliza i radioliza vode (H20)
Još jedan zanimljiv praktični primjer reakcije koja se razmatra je razgradnja vode. Može se proizvoditi na dva načina:
- Pod utjecajem električne struje na vodikov oksid: H 2 O → H 2 + O 2. Razmatranu metodu proizvodnje kisika koriste podmorničari na svojim podmornicama. Također ga planiraju koristiti u budućnosti za proizvodnju vodika u velikim količinama. Glavna prepreka tome danas je ogroman utrošak energije potreban za poticanje reakcije. Jednom kada se pronađe način da ih se minimizira, elektroliza vode postat će glavni način proizvodnje ne samo vodika, već i kisika.
- Voda se također može razdvojiti kada je izložena alfa zračenju: H 2 O → H 2 O + + e - . Kao rezultat, molekula vodikovog oksida gubi jedan elektron, postajući ionizirana. U tom obliku, H2O + ponovno reagira s drugim neutralnim molekulama vode, tvoreći visoko reaktivan hidroksidni radikal: H2O + H2O + → H2O + OH. Izgubljeni elektron, zauzvrat, također reagira paralelno s neutralnim molekulama vodikovog oksida, potičući njihovu razgradnju u H i OH radikale: H 2 O + e - → H + OH.
Cijepanje alkana: metan
S obzirom razne načine odvajanje složenih tvari, vrijedi obratiti pozornost Posebna pažnja reakcije razgradnje alkana.
Ovo ime krije zasićene ugljikovodike sa opća formula C X H 2X+2. U molekulama tvari koje se razmatraju svi atomi ugljika povezani su jednostrukim vezama.
Predstavnici ove serije u prirodi se nalaze u sva tri agregatna stanja (plin, tekućina, krutina).
Svi alkani (reakcija raspadanja predstavnika ove serije je ispod) su lakši od vode i ne otapaju se u njoj. Štoviše, oni sami su izvrsna otapala za druge spojeve.
Među glavnim kemijska svojstva takve tvari (izgaranje, supstitucija, halogenacija, dehidrogenacija) - i sposobnost razgradnje. Međutim, ovaj se proces može dogoditi u potpunosti ili djelomično.
Navedeno svojstvo može se razmotriti na primjeru reakcije razgradnje metana (prvog člana niza alkana). Ova se termoliza događa na 1000 °C: CH 4 → C+2H 2.
Međutim, ako provedete reakciju razgradnje metana na višoj temperaturi (1500 ° C), a zatim je naglo smanjite, ovaj se plin neće potpuno razgraditi, stvarajući etilen i vodik: 2CH 4 → C 2 H 4 + 3H 2.
Razgradnja etana
Drugi član niza alkana koji se razmatra je C 2 H 4 (etan). Njegova reakcija razgradnje također se događa pod utjecajem visoka temperatura(50 °C) i u potpunoj odsutnosti kisika ili drugih oksidirajućih sredstava. To izgleda ovako: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2.
Gornja reakcijska jednadžba za razgradnju etana na vodik i etilen ne može se smatrati pirolizom u čistom obliku. Činjenica je da se ovaj proces odvija u prisutnosti katalizatora (na primjer, metalnog nikla Ni ili vodene pare), a to je u suprotnosti s definicijom pirolize. Stoga je ispravno govoriti o gore prikazanom primjeru cijepanja kao o procesu razgradnje koji se odvija tijekom pirolize.
Vrijedno je napomenuti da se razmatrana reakcija naširoko koristi u industriji kako bi se dobila najveća količina organski spoj u svijetu - plin etilen. Međutim, zbog eksplozivnosti C 2 H 6, ovaj se najjednostavniji alken često sintetizira iz drugih tvari.
Razmotrivši definicije, jednadžbu, vrste i razne primjere reakcija razgradnje, možemo zaključiti da ona igra vrlo važnu ulogu ne samo za ljudsko tijelo i prirodu, ali i za industriju. Također, uz njegovu pomoć u laboratorijima je moguće sintetizirati mnoge koristan materijal, koji znanstvenicima pomaže u provođenju važnih
9.1. Koje su kemijske reakcije?
Podsjetimo se da sve kemijske pojave u prirodi nazivamo kemijskim reakcijama. Tijekom kemijske reakcije neke kemijske veze se prekidaju, a druge se stvaraju. Kao rezultat reakcije iz nekih kemijskih tvari dobivaju se druge tvari (vidi 1. poglavlje).
Izvođenje domaća zadaća Do § 2.5 upoznali ste se s tradicionalnim odabirom četiri glavne vrste reakcija iz cjelokupnog skupa kemijskih pretvorbi, a potom ste predložili i njihove nazive: reakcije spajanja, razgradnje, supstitucije i izmjene.
Primjeri reakcija spojeva:
C + O2 = CO2; (1)
Na20 + CO2 = Na2CO3; (2)
NH3 + CO2 + H2O = NH4 HCO3. (3)
Primjeri reakcija razgradnje:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Primjeri supstitucijskih reakcija:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reakcije razmjene- kemijske reakcije u kojima polazne tvari prividno izmjenjuju svoje sastavne dijelove. |
Primjeri reakcija izmjene:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H20; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (jedanaest)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Tradicionalna klasifikacija kemijskih reakcija ne pokriva svu njihovu raznolikost - osim četiri glavne vrste reakcija, postoje i mnoge složenije reakcije.
Identifikacija dvije druge vrste kemijskih reakcija temelji se na sudjelovanju u njima dviju važnih nekemijskih čestica: elektrona i protona.
Tijekom nekih reakcija dolazi do potpunog ili djelomičnog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. U tom se slučaju mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji čine polazne tvari; od navedenih primjera to su reakcije 1, 4, 6, 7 i 8. Ove reakcije nazivaju se redoks.
U drugoj skupini reakcija vodikov ion (H+), odnosno proton, prelazi s jedne reagirajuće čestice na drugu. Takve reakcije nazivaju se acidobazne reakcije ili reakcije prijenosa protona.
Među navedenim primjerima, takve reakcije su reakcije 3, 10 i 11. Po analogiji s ovim reakcijama, redoks reakcije se ponekad nazivaju reakcije prijenosa elektrona. S OVR-om ćete se upoznati u § 2, a s KOR-om u sljedećim poglavljima.
REAKCIJE SPOJEVANJA, REAKCIJE RAZGRADNJE, REAKCIJE SUPSTITUCIJE, REAKCIJE IZMJENE, REDOX REAKCIJE, KISELO-BAZNE REAKCIJE.
Napišite jednadžbe reakcije koje odgovaraju sljedećim shemama:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2 AlI 3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04 Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + Al Al2 (SO4)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.
Navedite tradicionalni tip reakcije. Označite redoks i acidobazne reakcije. U redoks reakcijama označi koji atomi elemenata mijenjaju svoja oksidacijska stanja.
9.2. Redoks reakcije
Razmotrimo redoks reakciju koja se događa u visokim pećima tijekom industrijske proizvodnje željeza (točnije lijevanog željeza) iz željezne rude:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Odredimo oksidacijska stanja atoma koji čine i početne tvari i produkte reakcije
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Kao što vidite, oksidacijsko stanje atoma ugljika se povećalo kao rezultat reakcije, oksidacijsko stanje atoma željeza se smanjilo, a oksidacijsko stanje atoma kisika ostalo je nepromijenjeno. Posljedično, atomi ugljika u ovoj reakciji doživjeli su oksidaciju, odnosno izgubili su elektrone ( oksidirano), a atomi željeza – redukcijom, odnosno dodavali su elektrone ( oporavio se) (vidi § 7.16). Za karakterizaciju OVR-a koriste se pojmovi oksidans I redukcijsko sredstvo.
Dakle, u našoj reakciji oksidirajući atomi su atomi željeza, a redukcijski atomi su atomi ugljika.
U našoj reakciji oksidacijsko sredstvo je željezov(III) oksid, a redukcijsko sredstvo ugljikov(II) monoksid.
U slučajevima kada su oksidirajući atomi i redukcijski atomi dio iste tvari (primjer: reakcija 6 iz prethodnog odlomka), pojmovi "oksidirajuća tvar" i "reducirajuća tvar" se ne koriste.
Dakle, tipična oksidacijska sredstva su tvari koje sadrže atome koji imaju tendenciju dobivanja elektrona (u cijelosti ili djelomično), snižavajući njihov stupanj oksidacije. Od jednostavnih tvari to su prvenstveno halogeni i kisik, a manjim dijelom sumpor i dušik. Od složenih tvari - tvari koje sadrže atome u višim oksidacijskim stanjima koji nisu skloni stvaranju jednostavnih iona u tim oksidacijskim stanjima: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII), itd.
Tipični redukcijski agensi su tvari koje sadrže atome koji teže potpuno ili djelomično predati elektrone, povećavajući svoje oksidacijsko stanje. Jednostavne tvari uključuju vodik, alkalijske i zemnoalkalijske metale te aluminij. Od složenih tvari - H 2 S i sulfidi (S –II), SO 2 i sulfiti (S +IV), jodidi (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) itd.
Općenito, gotovo sve složene i mnoge jednostavne tvari mogu pokazivati i oksidacijska i redukcijska svojstva. Na primjer:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 je jako redukcijsko sredstvo);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 je slabo oksidacijsko sredstvo);
C + O 2 = CO 2 (t) (C je redukcijsko sredstvo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oksidacijsko sredstvo).
Vratimo se na reakciju o kojoj smo govorili na početku ovog odjeljka.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Imajte na umu da su se kao rezultat reakcije oksidirajući atomi (Fe + III) pretvorili u redukcijske atome (Fe 0), a redukcijski atomi (C + II) u oksidirajuće atome (C + IV). Ali CO2 je vrlo slabo oksidacijsko sredstvo u svim uvjetima, a željezo, iako je redukcijsko sredstvo, pod tim je uvjetima mnogo slabije od CO. Zbog toga produkti reakcije ne reagiraju jedni s drugima i ne dolazi do reverzne reakcije. Navedeni primjer je ilustracija općeg principa koji određuje smjer toka OVR-a:
Redoks reakcije se odvijaju u smjeru stvaranja slabijeg oksidansa i slabijeg redukcionog agensa.
Redoks svojstva tvari mogu se uspoređivati samo u identičnim uvjetima. U nekim slučajevima ova se usporedba može napraviti kvantitativno.
Dok ste radili domaću zadaću za prvi odlomak ovog poglavlja, uvjerili ste se da je prilično teško odabrati koeficijente u nekim jednadžbama reakcija (osobito ORR). Da bi se ovaj zadatak pojednostavio u slučaju redoks reakcija, koriste se sljedeće dvije metode:
A) metoda elektronske vage I
b) metoda elektron-ionske ravnoteže.
Sada ćete naučiti metodu ravnoteže elektrona, a metoda ravnoteže elektrona i iona obično se proučava na visokoškolskim ustanovama.
Obje ove metode temelje se na činjenici da elektroni u kemijskim reakcijama nigdje niti nestaju niti se pojavljuju, odnosno da je broj elektrona koje atomi prihvate jednak broju elektrona koje drugi atomi predaju.
Broj predanih i primljenih elektrona u metodi ravnoteže elektrona određen je promjenom oksidacijskog stanja atoma. Pri korištenju ove metode potrebno je poznavati sastav i polaznih tvari i produkata reakcije.
Pogledajmo primjenu metode elektronske bilance na primjerima.
Primjer 1. Napravimo jednadžbu za reakciju željeza s klorom. Poznato je da je produkt ove reakcije željezov(III) klorid. Zapišimo shemu reakcije:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Odredimo oksidacijska stanja atoma svih elemenata koji čine tvari koje sudjeluju u reakciji:
Atomi željeza predaju elektrone, a molekule klora ih prihvaćaju. Izrazimo te procese elektronske jednadžbe:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
Da bi broj predanih elektrona bio jednak broju primljenih elektrona, potrebno je prvu elektroničku jednadžbu pomnožiti s dva, a drugu s tri:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Uvođenjem koeficijenata 2 i 3 u shemu reakcije dobivamo jednadžbu reakcije:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Primjer 2. Napravimo jednadžbu za reakciju izgaranja bijelog fosfora u višku klora. Poznato je da fosfor(V) klorid nastaje pod ovim uvjetima:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Molekule bijelog fosfora predaju elektrone (oksidiraju), a molekule klora ih prihvaćaju (reduciraju):
| P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl 2 + 20 e– = 20Cl –I |
Inicijalno dobiveni množitelji (2 i 20) imali su zajednički djelitelj, na koje su (kao budući koeficijenti u jednadžbi reakcije) podijeljeni. Jednadžba reakcije:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Primjer 3. Napravimo jednadžbu za reakciju koja se događa kada se željezov(II) sulfid prži u kisiku.
Shema reakcije:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
U tom slučaju oksidiraju se i atomi željeza(II) i sumpora(–II). Sastav željezovog(II) sulfida sadrži atome ovih elemenata u omjeru 1:1 (vidi indekse u najjednostavnijoj formuli).
Elektronička vaga:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S +IV |
Ukupno daju 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Jednadžba reakcije: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Primjer 4. Napravimo jednadžbu za reakciju koja se događa kada se željezov(II) disulfid (pirit) prži u kisiku.
Shema reakcije:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Kao i u prethodnom primjeru, i ovdje su atomi željeza(II) i atomi sumpora također oksidirani, ali s oksidacijskim stanjem I. Atomi ovih elemenata uključeni su u sastav pirita u omjeru 1:2 (vidi indeksi u najjednostavnijoj formuli). U tom smislu reagiraju atomi željeza i sumpora, što se uzima u obzir pri sastavljanju elektronske bilance:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
Ukupno daju 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Jednadžba reakcije: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Postoje i složeniji slučajevi ODD-a, od kojih ćete se s nekima upoznati dok radite domaću zadaću.
OKSIDIRAJUĆI ATOM, REDUCIRAJUĆI ATOM, OKSIDIRAJUĆA TVAR, REDUCIRAJUĆA TVAR, METODA ELEKTRONIČKE RAVNOTEŽE, ELEKTRONIČKE JEDNADŽBE.
1. Sastavite elektroničku vagu za svaku OVR jednadžbu danu u tekstu § 1. ovog poglavlja.
2. Sastavite jednadžbe za ORR-ove koje ste otkrili rješavajući zadatak iz § 1 ovog poglavlja. Ovaj put koristite metodu elektroničke ravnoteže za postavljanje omjera. 3. Metodom ravnoteže elektrona izradite jednadžbe reakcija koje odgovaraju sljedećim shemama: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
l) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
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);
c) 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. Egzotermne reakcije. Entalpija
Zašto dolazi do kemijskih reakcija?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, prisjetimo se zašto se pojedinačni atomi spajaju u molekule, zašto se ionski kristal formira od izoliranih iona i zašto se načelo najmanje energije primjenjuje kada se formira elektronska ljuska atoma. Odgovor na sva ova pitanja je isti: jer je energetski koristan. To znači da se tijekom takvih procesa oslobađa energija. Čini se da bi se kemijske reakcije trebale dogoditi iz istog razloga. Doista, mogu se provesti mnoge reakcije tijekom kojih se oslobađa energija. Energija se oslobađa, obično u obliku topline.
Ako tijekom egzotermne reakcije toplina nema vremena za uklanjanje, tada se reakcijski sustav zagrijava.
Na primjer, u reakciji izgaranja metana
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
oslobađa se toliko topline da se kao gorivo koristi metan.
Činjenica da ova reakcija oslobađa toplinu može se odraziti na reakcijsku jednadžbu:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Ovo je tzv termokemijska jednadžba. Ovdje simbol "+ Q" znači da se pri izgaranju metana oslobađa toplina. Ta se toplina naziva toplinski učinak reakcije.
Odakle dolazi oslobođena toplina?
Znate da se tijekom kemijskih reakcija kemijske veze kidaju i stvaraju. U tom slučaju se prekidaju veze između atoma ugljika i vodika u molekulama CH 4, kao i između atoma kisika u molekulama O 2 . U tom slučaju nastaju nove veze: između atoma ugljika i kisika u molekulama CO 2 i između atoma kisika i vodika u molekulama H 2 O. Da biste raskinuli veze, morate potrošiti energiju (vidi "energija veze", "energija atomizacije" ), a pri stvaranju veza dolazi do oslobađanja energije. Očito, ako su "nove" veze jače od "starih", tada će se više energije osloboditi nego apsorbirati. Razlika između oslobođene i apsorbirane energije je toplinski učinak reakcije.
Toplinski učinak (količina topline) mjeri se u kilodžulima, na primjer:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Ova oznaka znači da će se osloboditi 484 kilodžula topline ako dva mola vodika reagiraju s jednim molom kisika i proizvedu dva mola plinovite vode (vodene pare).
Tako, u termokemijskim jednadžbama koeficijenti su numerički jednaki količinama tvari reaktanata i produkata reakcije.
Što određuje toplinski učinak svake pojedine reakcije?
Toplinski učinak reakcije ovisi
a) o agregatnom stanju polaznih tvari i produkata reakcije,
b) na temperaturu i
c) o tome događa li se kemijska transformacija pri konstantnom volumenu ili pri konstantnom tlaku.
Ovisnost toplinski učinak reakcije iz agregatnog stanja tvari zbog činjenice da su procesi prijelaza iz jednog agregatnog stanja u drugo (poput nekih drugih fizikalnih procesa) popraćeni oslobađanjem ili apsorpcijom topline. To se također može izraziti termokemijskom jednadžbom. Primjer – termokemijska jednadžba za kondenzaciju vodene pare:
H20 (g) = H20 (1) + Q.
U termokemijskim jednadžbama i, ako je potrebno, u običnim kemijskim jednadžbama, agregatna stanja tvari označena su slovnim indeksima:
(d) – plin,
(g) – tekućina,
(t) ili (cr) – čvrsta ili kristalna tvar.
Ovisnost toplinskog učinka o temperaturi povezana je s razlikama u toplinskim kapacitetima
početni materijali i produkti reakcije.
Budući da se volumen sustava uvijek povećava kao rezultat egzotermne reakcije pri konstantnom tlaku, dio energije se troši na obavljanje rada za povećanje volumena, a oslobođena toplina bit će manja nego ako se ista reakcija odvija pri konstantnom volumenu .
Toplinski učinci reakcija obično se izračunavaju za reakcije koje se odvijaju pri konstantnom volumenu na 25 °C i označeni su simbolom Q o.
Ako se energija oslobađa samo u obliku topline, a kemijska reakcija teče pri konstantnom volumenu, toplinski učinak reakcije ( Q V) jednaka je promjeni unutarnja energija(D U) tvari koje sudjeluju u reakciji, ali sa suprotnim predznakom:
Q V = – U.
Pod unutarnjom energijom tijela podrazumijeva se ukupna energija međumolekulskih interakcija, kemijskih veza, energija ionizacije svih elektrona, energija veze nukleona u jezgri i sve ostale poznate i nepoznate vrste energije koje to tijelo "pohranjuje". Znak "–" je zbog činjenice da kada se toplina oslobađa, unutarnja energija se smanjuje. To je
U= – Q V .
Ako se reakcija odvija pri konstantnom tlaku, tada se volumen sustava može promijeniti. Rad na povećanju volumena također oduzima dio unutarnje energije. U ovom slučaju
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Gdje Qp– toplinski učinak reakcije koja se odvija pri konstantnom tlaku. Odavde
Q P = – U–PV .
Vrijednost jednaka U+PV dobio ime promjena entalpije i označena sa D H.
H=U+PV.
Stoga
Q P = – H.
Dakle, kako se toplina oslobađa, entalpija sustava se smanjuje. Otuda i stari naziv za ovu veličinu: “sadržaj topline”.
Za razliku od toplinskog učinka, promjena entalpije karakterizira reakciju bez obzira na to odvija li se pri konstantnom volumenu ili konstantnom tlaku. Termokemijske jednadžbe napisane pomoću promjene entalpije nazivaju se termokemijske jednadžbe u termodinamičkom obliku. U ovom slučaju dana je vrijednost promjene entalpije pod standardnim uvjetima (25 °C, 101,3 kPa), označena Ho. Na primjer:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) Ho= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) Ho= – 65 kJ.
Ovisnost količine topline oslobođene u reakciji ( Q) od toplinskog učinka reakcije ( Q o) i količina tvari ( n B) jedan od sudionika reakcije (tvar B - polazna tvar ili produkt reakcije) izražava se jednadžbom:
Ovdje je B količina tvari B, određena koeficijentom ispred formule tvari B u termokemijskoj jednadžbi.
Zadatak
Odredite količinu tvari vodika koja je izgorjela u kisiku ako se oslobodilo 1694 kJ topline.
Riješenje
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Toplinski učinak reakcije između kristalnog aluminija i plinovitog klora je 1408 kJ. Napišite termokemijsku jednadžbu za ovu reakciju i odredite masu aluminija potrebnu da se ovom reakcijom proizvede 2816 kJ topline. 9.4. Endotermne reakcije. Entropija Osim egzotermnih reakcija, moguće su reakcije u kojima se toplina apsorbira, a ako se ona ne dovodi dolazi do hlađenja reakcijskog sustava. Takve reakcije nazivaju se endotermički. Toplinski učinak takvih reakcija je negativan. Na primjer: Dakle, energija koja se oslobađa tijekom stvaranja veza u produktima ovih i sličnih reakcija manja je od energije potrebne za kidanje veza u polaznim tvarima.
Uzmimo dvije tikvice i jednu od njih napunimo dušikom (bezbojni plin), a drugu dušikovim dioksidom (smeđi plin) tako da i tlak i temperatura u tikvicama budu isti. Poznato je da te tvari međusobno kemijski ne reagiraju. Čvrsto spojimo tikvice grlom i postavimo ih okomito, tako da tikvica s težim dušikovim dioksidom bude na dnu (slika 9.1). Nakon nekog vremena vidjet ćemo da se smeđi dušikov dioksid postupno širi u gornju tikvicu, a bezbojni dušik prodire u donju. Kao rezultat toga, plinovi se miješaju, a boja sadržaja tikvica postaje ista. Tako,
Jednadžbe veze između entropije ( S) i druge veličine proučavaju se u kolegijima fizike i fizikalne kemije. Entropijska jedinica [ S] = 1 J/K. G= H–T S Uvjet za spontanu reakciju: G< 0. Na niskim temperaturama čimbenik koji određuje mogućnost odvijanja reakcije uvelike je energetski faktor, a na visokim temperaturama entropijski faktor. Iz gornje jednadžbe posebno je jasno zašto se reakcije razgradnje koje se ne događaju na sobnoj temperaturi (entropija povećava) počinju događati na povišenim temperaturama. ENDOTHERMNA REAKCIJA, ENTROPIJA, FAKTOR ENERGIJE, FAKTOR ENTROPIJE, GIBBSOVA ENERGIJA. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) iznosi –46 kJ. Napišite termokemijsku jednadžbu i izračunajte koliko je energije potrebno da se ovom reakcijom dobije 1 kg bakra. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Nastalo je 24,6 litara ugljičnog dioksida. Odredite koliko je topline beskorisno potrošeno. Koliko je grama kalcijevog oksida nastalo? |
Kemijske reakcije, njihova svojstva, vrste, uvjeti strujanja itd., jedan su od temeljnih stupova zanimljive znanosti zvane kemija. Pokušajmo shvatiti što je kemijska reakcija i koja je njena uloga. Dakle, kemijskom reakcijom u kemiji smatra se transformacija jedne ili više tvari u druge tvari. U tom se slučaju njihove jezgre ne mijenjaju (za razliku od nuklearnih reakcija), ali dolazi do preraspodjele elektrona i jezgri i, naravno, pojavljuju se novi kemijski elementi.
Kemijske reakcije u prirodi i svakodnevnom životu
Vi i ja smo okruženi kemijskim reakcijama, štoviše, redovito ih sami provodimo raznim svakodnevnim radnjama, kada, primjerice, zapalimo šibicu. Kuhari, a da toga i ne znaju (a možda i ne sumnjaju), provode mnoštvo kemijskih reakcija prilikom pripreme hrane.
Naravno, mnoge kemijske reakcije odvijaju se u prirodnim uvjetima: erupcija vulkana, lišće i drveće, ali što da kažem, gotovo svaki biološki proces može se klasificirati kao primjer kemijskih reakcija.
Vrste kemijskih reakcija
Sve kemijske reakcije mogu se podijeliti na jednostavne i složene. Jednostavne kemijske reakcije se pak dijele na:
- reakcije veze,
- reakcije razgradnje,
- supstitucijske reakcije,
- reakcije razmjene.
Kemijska reakcija spoja
Prema vrlo prikladnoj definiciji velikog kemičara D. I. Mendeljejeva, reakcija spoja se odvija kada se “javi jedna od dvije tvari”. Primjer kemijske reakcije spoja je zagrijavanje praha željeza i sumpora, pri čemu iz njih nastaje željezni sulfid - Fe + S = FeS. Drugima živopisni primjeri Ova reakcija je izgaranje jednostavnih tvari kao što su sumpor ili fosfor u zraku (možda se takva reakcija može nazvati i toplinskom kemijskom reakcijom).
Kemijska reakcija razgradnje
Ovdje je sve jednostavno, reakcija razgradnje je suprotna od reakcije povezivanja. Njime se iz jedne tvari dobivaju dvije ili više tvari. Jednostavan primjer kemijske reakcije razgradnje bila bi reakcija razgradnje krede, tijekom koje iz same krede nastaju živo vapno i ugljikov dioksid.
Reakcija kemijske supstitucije
Reakcija supstitucije događa se kada jednostavna tvar stupa u interakciju sa složenom. Navedimo primjer kemijske supstitucijske reakcije: ako umočimo čelični čavao u otopinu s bakrenim sulfatom, tada ćemo tijekom ovog jednostavnog kemijskog eksperimenta dobiti željezni sulfat (željezo će istisnuti bakar iz soli). Jednadžba za takvu kemijsku reakciju izgledat će ovako:
Fe+CuSO 4 → FeSO 4 +Cu
Reakcija kemijske izmjene
Reakcije razmjene odvijaju se isključivo između složenih kemikalije, pri čemu mijenjaju svoje dijelove. Puno takvih reakcija odvija se u raznim otopinama. Neutralizacija kiseline putem žuči - ovdje dobar primjer reakcija kemijske izmjene.
NaOH+HCl→ NaCl+H2O
Ovo je kemijska jednadžba za ovu reakciju, u kojoj vodikov ion iz spoja HCl izmjenjuje natrijev ion iz spoja NaOH. Posljedica te kemijske reakcije je nastajanje otopine kuhinjske soli.
Znakovi kemijskih reakcija
Po znakovima nastanka kemijskih reakcija može se prosuditi je li došlo do kemijske reakcije između reagensa ili ne. Evo primjera znakova kemijskih reakcija:
- Promjena boje (svijetlo željezo, na primjer, tijekom vlažan zrak prekriven smeđim premazom kao rezultat kemijske reakcije između željeza i).
- Oborina (ako iznenada nakon mort propustiti ugljikov dioksid, tada dobivamo taloženje bijelog netopljivog taloga kalcijevog karbonata).
- Emisija plina (ako kapnete kap na soda bikarbona limunska kiselina, tada ćete dobiti oslobađanje ugljičnog dioksida).
- Stvaranje slabo disociranih tvari (sve reakcije koje rezultiraju stvaranjem vode).
- Sjaj otopine (primjer ovdje su reakcije koje se javljaju s otopinom luminola, koji emitira svjetlost tijekom kemijskih reakcija).
Općenito, teško je identificirati koji su znakovi kemijskih reakcija glavni; različite tvari i različite reakcije imaju svoje karakteristike.
Kako prepoznati znak kemijske reakcije
Predznak kemijske reakcije možete odrediti vizualno (promjenom boje, sjajem) ili po rezultatima same reakcije.
Brzina kemijske reakcije
Brzina kemijske reakcije obično se shvaća kao promjena količine jedne od reagirajućih tvari po jedinici vremena. Štoviše, brzina kemijske reakcije uvijek je pozitivna vrijednost. Godine 1865. kemičar N. N. Beketov formulirao je zakon djelovanja mase koji kaže da je "brzina kemijske reakcije u svakom trenutku vremena proporcionalna koncentracijama reagensa podignutih na potencije jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima."
Čimbenici koji utječu na brzinu kemijske reakcije uključuju:
- prirodu reaktanata,
- prisutnost katalizatora,
- temperatura,
- pritisak,
- površina tvari koje reagiraju.
Svi oni imaju vrlo izravan učinak na brzinu kemijske reakcije.
Ravnoteža kemijske reakcije
Kemijska ravnoteža je stanje kemijskog sustava u kojem se odvija nekoliko kemijskih reakcija, a brzine u svakom paru reakcija naprijed i obratno su jednake. Tako se utvrđuje konstanta ravnoteže kemijske reakcije - to je veličina koja za danu kemijsku reakciju određuje odnos između termodinamičkih aktivnosti polaznih tvari i proizvoda u stanju kemijske ravnoteže. Poznavajući konstantu ravnoteže, možete odrediti smjer kemijske reakcije.
Uvjeti za odvijanje kemijskih reakcija
Za pokretanje kemijskih reakcija potrebno je stvoriti odgovarajuće uvjete:
- dovođenje tvari u bliski dodir.
- zagrijavanje tvari na određenu temperaturu (temperatura kemijske reakcije mora biti odgovarajuća).
Toplinski učinak kemijske reakcije
Ovo je naziv za promjenu unutarnje energije sustava kao rezultat odvijanja kemijske reakcije i transformacije polaznih tvari (reaktanata) u produkte reakcije u količinama koje odgovaraju jednadžbi kemijske reakcije prema sljedećem: Uvjeti:
- Jedini mogući rad u ovom slučaju je samo rad protiv vanjskog pritiska.
- polazne tvari i proizvodi dobiveni kao rezultat kemijske reakcije imaju istu temperaturu.
Kemijske reakcije, video
I na kraju, zanimljiv video o najčudesnijim kemijskim reakcijama.
