Gdy związek reaguje z kilkoma reagującymi substancjami o stosunkowo prostym składzie, otrzymuje się jedną substancję o bardziej złożonym składzie:
Z reguły reakcjom tym towarzyszy wydzielanie ciepła, tj. prowadzą do powstania bardziej stabilnych i mniej bogatych w energię związków.
Reakcje związków substancji prostych mają zawsze charakter redoks. Reakcje złożone zachodzące pomiędzy substancjami złożonymi mogą zachodzić bez zmiany wartościowości:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2,
i być również klasyfikowane jako redoks:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.
2. Reakcje rozkładu
Reakcje rozkładu prowadzą do powstania kilku związków z jednej złożonej substancji:
A = B + C + D.
Produkty rozkładu substancji złożonej mogą być zarówno substancjami prostymi, jak i złożonymi.
Spośród reakcji rozkładu zachodzących bez zmiany stanów wartościowości na uwagę zasługuje rozkład krystalicznych hydratów, zasad, kwasów i soli kwasów zawierających tlen:
|
CuSO4 + 5H 2O |
|
2H 2O + 4NO 2 O + O 2 O. |
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Reakcje rozkładu redoks są szczególnie charakterystyczne dla soli kwasu azotowego.
Reakcje rozkładu w Chemia organiczna nazywane są pękaniem:
do 18 H. 38 = do 9 H. 18 + do 9 H. 20,
lub odwodornienie
C4H10 = C4H6 + 2H2.
3. Reakcje podstawienia
W reakcjach podstawienia zwykle substancja prosta reaguje ze złożoną, tworząc kolejną substancję prostą i kolejną złożoną:
A + BC = AB + C.
Reakcje te w przeważającej mierze należą do reakcji redoks:
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3,
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2,
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,
2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2.
Przykłady reakcji podstawienia, którym nie towarzyszy zmiana stanów walencyjnych atomów, jest niezwykle nieliczna. Należy zauważyć reakcję dwutlenku krzemu z solami kwasów zawierających tlen, które odpowiadają bezwodnikom gazowym lub lotnym:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2,
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3СаSiO 3 + P 2 O 5,
Czasami te reakcje są uważane za reakcje wymiany:
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.
4. Reakcje wymiany
Reakcje wymiany to reakcje między dwoma związkami, w których następuje wymiana między sobą składników:
AB + CD = AD + CB.
Jeśli podczas reakcji podstawienia zachodzą procesy redoks, wówczas reakcje wymiany zawsze zachodzą bez zmiany stanu wartościowości atomów. Jest to najczęstsza grupa reakcji pomiędzy substancjami złożonymi - tlenkami, zasadami, kwasami i solami:
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,
CrCl3 + ZNaON = Cr(OH)3 + ZNaCl.
Szczególnym przypadkiem tych reakcji wymiany jest reakcja neutralizacji:
HCl + KOH = KCl + H2O.
Zwykle reakcje te podlegają prawom równowaga chemiczna i płynąć w kierunku, w którym co najmniej jedna z substancji zostanie usunięta ze sfery reakcyjnej w postaci substancji gazowej, lotnej, osadu lub związku słabo dysocjującego (w przypadku roztworów):
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.
Wiele procesów, bez których nie sposób sobie wyobrazić naszego życia (takich jak oddychanie, trawienie, fotosynteza i tym podobne) wiąże się z różnymi reakcjami chemicznymi związków organicznych (i nieorganicznych). Przyjrzyjmy się ich głównym typom i przyjrzyjmy się bliżej procesowi zwanemu połączeniem (załącznikiem).
Co to jest reakcja chemiczna?
Przede wszystkim warto dawać ogólna definicja ten fenomen. Określenie to odnosi się do różnorodnych reakcji substancji o różnym stopniu złożoności, w wyniku których powstają produkty różniące się od produktów wyjściowych. Substancje biorące udział w tym procesie nazywane są „odczynnikami”.
W piśmie reakcje chemiczne związków organicznych (i nieorganicznych) zapisuje się za pomocą specjalistycznych równań. Na zewnątrz wyglądają trochę jak przykłady matematyczne przez dodanie. Jednak zamiast znaku równości („=") używane są strzałki („→” lub „⇆”). Ponadto czasami po prawej stronie równania może znajdować się więcej substancji niż po lewej stronie. Wszystko, co jest przed strzałką, to substancje przed rozpoczęciem reakcji (lewa strona wzoru). Wszystko za nim (prawa strona) to związki powstałe w wyniku zachodzącego procesu chemicznego.
Jako przykład równania chemicznego rozważ rozkład wody pod wpływem na wodór i tlen prąd elektryczny: 2H 2O → 2H 2 + O 2. Woda jest początkowym reagentem, a produktami są tlen i wodór.
Jako jeszcze jeden, ale już więcej złożony przykład reakcję chemiczną związków, można uznać za zjawisko znane każdej gospodyni domowej, która choć raz upiekła słodycze. Mówimy o gaszeniu sody oczyszczonej octem stołowym. Zachodzące działanie ilustruje następujące równanie: NaHCO 3 + 2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Z tego wynika, że podczas interakcji wodorowęglanu sodu i octu, sól sodowa kwas octowy, woda i dwutlenek węgla.
Ze swej natury zajmuje miejsce pośrednie między fizycznym a jądrowym.
W odróżnieniu od pierwszego związki biorące udział w reakcjach chemicznych potrafią zmieniać swój skład. Oznacza to, że z atomów jednej substancji można utworzyć kilka innych, jak w powyższym równaniu rozkładu wody.
w odróżnieniu reakcje jądrowe substancja chemiczna nie wpływa na jądra atomów oddziałujących substancji.
Jakie są rodzaje procesów chemicznych?
Rozkład reakcji związków według rodzaju następuje według różnych kryteriów:
- Odwracalność/nieodwracalność.
- Obecność/brak substancji i procesów katalitycznych.
- Poprzez absorpcję/uwalnianie ciepła (reakcje endotermiczne/egzotermiczne).
- Według liczby faz: odmiany homogeniczne/heterogeniczne i dwie odmiany mieszańcowe.
- Poprzez zmianę stopni utlenienia oddziałujących substancji.
Rodzaje procesów chemicznych ze względu na sposób oddziaływania
To kryterium jest szczególne. Za jego pomocą wyróżnia się cztery rodzaje reakcji: połączenie, podstawienie, rozkład (rozszczepienie) i wymianę.
Nazwa każdego z nich odpowiada procesowi, który opisuje. Oznacza to, że łączą się, podczas podstawienia zmieniają się na inne grupy, podczas rozkładu powstaje kilka odczynników, a w zamian uczestnicy reakcji wymieniają między sobą atomy.
Rodzaje procesów ze względu na metodę oddziaływania w chemii organicznej
Pomimo dużej złożoności reakcje związków organicznych zachodzą na tej samej zasadzie, co reakcje nieorganiczne. Mają jednak nieco inne nazwy.
Zatem reakcje łączenia i rozkładu nazywane są „addycją”, a także „eliminacją” (eliminacją) i bezpośrednim rozkładem organicznym (w tej części chemii istnieją dwa rodzaje procesów rozszczepiania).
Inne reakcje związków organicznych to substytucja (nazwa się nie zmienia), przegrupowanie (wymiana) i procesy redoks. Pomimo podobieństwa mechanizmów ich występowania, w materii organicznej są one bardziej złożone.
Reakcja chemiczna związku
po rozważeniu Różne rodzaje procesy, w których substancje przedostają się do substancji organicznych i chemia nieorganiczna, warto bardziej szczegółowo zastanowić się nad połączeniem.
Reakcja ta różni się od wszystkich innych tym, że niezależnie od liczby odczynników na początku, ostatecznie łączą się one w jeden.
Jako przykład możemy przypomnieć proces gaszenia wapna: CaO + H 2 O → Ca(OH) 2. W w tym przypadku zachodzi reakcja pomiędzy tlenkiem wapnia (wapno palone) i tlenkiem wodoru (woda). W rezultacie tworzy się wodorotlenek wapnia (wapno gaszone) i wydziela się ciepła para. Nawiasem mówiąc, oznacza to, że proces ten jest naprawdę egzotermiczny.
Równanie reakcji złożonej
Schematycznie rozważany proces można przedstawić w następujący sposób: A + BV → ABC. W tym wzorze ABC oznacza nowo powstały A jest prostym odczynnikiem, a BV jest odmianą związku złożonego.
Warto zauważyć, że formuła ta jest również charakterystyczna dla procesu dodawania i łączenia.
Przykładami rozważanej reakcji jest oddziaływanie tlenku sodu i dwutlenku węgla (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3), a także tlenku siarki z tlenem (2SO 2 + O 2 → 2SO3).
Zdolnych do reakcji ze sobą jest także kilka związków złożonych: AB + VG → ABVG. Na przykład ten sam tlenek sodu i tlenek wodoru: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.
Warunki reakcji w związkach nieorganicznych
Jak pokazano w poprzednim równaniu, substancje mogą wchodzić w rozważaną interakcję różnym stopniu trudności.
Ponadto w przypadku prostych odczynników pochodzenia nieorganicznego możliwe są reakcje redoks związku (A + B → AB).
Jako przykład możemy rozważyć proces otrzymywania trójwartościowego.W tym celu przeprowadza się złożoną reakcję między chlorem i żelazem (żelazem): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.
Jeśli mówimy o interakcji złożonej substancje nieorganiczne(AB + VG → ABVG), mogą zachodzić w nich procesy, zarówno wpływające, jak i nie wpływające na ich wartościowość.
Jako ilustrację warto rozważyć przykład powstawania wodorowęglanu wapnia z dwutlenku węgla, tlenku wodoru (woda) i białego barwnika spożywczego E170 (węglan wapnia): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2. W tym przypadku ma miejsce klasyczna reakcja złożona. Podczas jego realizacji wartościowość odczynników nie zmienia się.
Nieco bardziej zaawansowany (niż pierwszy) równanie chemiczne 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 jest przykładem procesu redoks podczas oddziaływania prostych i złożonych odczynników nieorganicznych: gazu (chloru) i soli (chlorku żelaza).
Rodzaje reakcji addycji w chemii organicznej
Jak już wskazano w czwartym akapicie, w substancjach pochodzenia organicznego omawiana reakcja nazywa się „addycją”. Z reguły biorą w nim udział złożone substancje z podwójnymi (lub potrójnymi) wiązaniami.
Na przykład reakcja dibrominy i etylenu prowadząca do powstania 1,2-dibromoetanu: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + Br 2 → (C₂H₄Br₂) BrCH 2 - CH 2 Br. Nawiasem mówiąc, znaki podobne do równości i minus („=” i „-”) w tym równaniu pokazują wiązania między atomami złożonej substancji. Jest to cecha pisania formuł substancji organicznych.
W zależności od tego, który ze związków pełni rolę odczynników, wyróżnia się kilka typów rozważanego procesu addycji:
- Uwodornienie (cząsteczki wodoru H są dodawane przy wiązaniu wielokrotnym).
- Hydrohalogenacja (dodaje się halogenowodor).
- Halogenowanie (dodawanie halogenów Br 2, Cl 2 i tym podobnych).
- Polimeryzacja (tworzenie substancji o dużej masie cząsteczkowej z kilku związków o niskiej masie cząsteczkowej).
Przykłady reakcji addycji (związki)
Po wymienieniu odmian rozpatrywanego procesu warto poznać w praktyce kilka przykładów reakcji złożonych.
Jako ilustrację uwodornienia można zwrócić uwagę na równanie oddziaływania propenu z wodorem, w wyniku którego powstanie propan: (C 3 H 6 ) CH 3 -CH = CH 2 + H 2 → (C 3 H 8 ) CH3-CH2-CH3.
W chemii organicznej może zachodzić reakcja łączenia (addycji). kwas chlorowodorowy(substancja nieorganiczna) i etylen z utworzeniem chloroetanu: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 H 5 Cl). Przedstawione równanie jest przykładem hydrohalogenacji.
Jeśli chodzi o halogenowanie, można to zilustrować reakcją pomiędzy dichlorem i etylenem, prowadzącą do powstania 1,2-dichloroetanu: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + Cl 2 → (C₂H₄Cl₂) ClCH 2 -CH 2 kl.
Wiele przydatnych substancji powstaje dzięki chemii organicznej. Potwierdza to reakcja łączenia (addycji) cząsteczek etylenu z rodnikowym inicjatorem polimeryzacji pod wpływem światła ultrafioletowego: n CH 2 = CH 2 (R i światło UV) → (-CH 2 -CH 2 -)n. Powstała w ten sposób substancja jest dobrze znana każdemu człowiekowi pod nazwą polietylen.
Z tego materiału wykonane są różnego rodzaju opakowania, torby, naczynia, rury, materiały izolacyjne i wiele innych. Cechą szczególną tej substancji jest możliwość jej recyklingu. Polietylen swoją popularność zawdzięcza temu, że nie ulega rozkładowi, dlatego ekolodzy mają do niego negatywny stosunek. Jednak w ostatnie lata Znaleziono sposób na bezpieczną utylizację produktów polietylenowych. W tym celu materiał traktuje się kwasem azotowym (HNO 3). Następnie poszczególne gatunki bakterie potrafią rozłożyć tę substancję na bezpieczne składniki.
Reakcja łączenia (dodawania) odgrywa ważną rolę w przyrodzie i życiu człowieka. Ponadto jest często używany przez naukowców w laboratoriach do syntezy nowych substancji do różnych ważnych badań.
Reakcje rozkładu odgrywają dużą rolę w życiu planety. Przecież przyczyniają się do niszczenia odpadów ze wszystkich organizmy biologiczne. Ponadto proces ten pomaga każdego dnia Ludzkie ciało asymilować różne złożone związki poprzez rozbicie ich na proste (katabolizm). Oprócz wszystkich powyższych, tę reakcję sprzyja tworzeniu prostych substancji organicznych i nieorganicznych ze złożonych. Dowiedzmy się więcej o tym procesie, a także przyjrzyjmy się praktycznym przykładom reakcji rozkładu chemicznego.
Jak nazywają się reakcje w chemii, jakie są ich rodzaje i od czego zależą?
Zanim nauczysz się o dekompozycji, warto poznać ją ogólnie. Nazwa ta odnosi się do zdolności cząsteczek niektórych substancji do interakcji z innymi i tworzenia w ten sposób nowych związków.
Na przykład, jeśli tlen i dwa oddziałują ze sobą, w rezultacie powstają dwie cząsteczki tlenku wodoru, które wszyscy znamy jako wodę. Proces ten można zapisać za pomocą następującego równania chemicznego: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
Choć istnieją różne kryteria rozróżniania reakcji chemicznych (efekt cieplny, katalizatory, obecność/brak granic fazowych, zmiany stopni utlenienia reagentów, odwracalność/nieodwracalność), to najczęściej klasyfikuje się je ze względu na rodzaj przemiany oddziałujących substancji .
W ten sposób wyróżnia się cztery rodzaje procesów chemicznych.
- Mieszanina.
- Rozkład.
- Giełda.
- Podstawienie.
Wszystkie powyższe reakcje są zapisywane graficznie za pomocą równań. Ich ogólny schemat wygląda następująco: A → B.
Po lewej stronie tego wzoru znajdują się odczynniki wyjściowe, a po prawej substancje powstałe w wyniku reakcji. Z reguły do jego zainicjowania wymagane jest działanie temperatury, prądu elektrycznego lub zastosowanie dodatków katalitycznych. Ich obecność należy również wskazać w równaniu chemicznym.
rozkład (rozszczepienie)
Ten rodzaj procesu chemicznego charakteryzuje się tworzeniem dwóch lub więcej nowych związków z cząsteczek jednej substancji.
Mówiąc więcej w prostym języku reakcję rozkładu można porównać do domu zbudowanego z zestawu konstrukcyjnego. Decydując się na zbudowanie samochodu i łodzi, dziecko rozbiera wyjściową konstrukcję i z jej części buduje pożądaną. W tym przypadku struktura samych elementów konstruktora nie ulega zmianie, tak jak dzieje się to w przypadku atomów substancji biorącej udział w rozszczepieniu.
Jak wygląda równanie danej reakcji?
Pomimo tego, że setki związków da się rozłożyć na prostsze składniki, wszystkie tego typu procesy przebiegają według tej samej zasady. Można to przedstawić za pomocą schematycznego wzoru: ABC → A+B+C.
W nim ABC jest początkowym związkiem, który uległ rozszczepieniu. A, B i C to substancje powstałe z atomów ABC podczas reakcji rozkładu.
Rodzaje reakcji rozszczepienia
Jak wspomniano powyżej, aby rozpocząć proces chemiczny, często konieczne jest wywarcie określonego wpływu na odczynniki. W zależności od rodzaju takiej stymulacji wyróżnia się kilka rodzajów rozkładu:
Reakcja rozkładu nadmanganianu potasu (KMnO4)
Po zrozumieniu teorii warto rozważyć praktyczne przykłady procesu rozkładu substancji.
Pierwszym z nich będzie rozkład KMnO 4 (powszechnie zwanego nadmanganianem potasu) w wyniku ogrzewania. Równanie reakcji wygląda następująco: 2KMnO 4 (t 200°C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .
Z prezentowanych wzór chemiczny widać, że do aktywacji procesu konieczne jest podgrzanie odczynnika początkowego do temperatury 200 stopni Celsjusza. Dla lepszej reakcji nadmanganian potasu umieszcza się w naczyniu próżniowym. Z tego możemy wywnioskować, że proces ten jest pirolizą.
Przeprowadza się go w laboratoriach i na produkcji w celu uzyskania czystego i kontrolowanego tlenu.
Termoliza chloranu potasu (KClO3)
Reakcja rozkładu soli Berthollet jest kolejnym przykładem klasycznej termolizy czysta forma.
Wspomniany proces przebiega dwuetapowo i wygląda następująco:
- 2 KClO 3 (t 400 °C) → 3KClO 4 + KCl.
- KClO 4 (t od 550 °C) → KCl + 2O2
Można również przeprowadzić termolizę chloranu potasu w temperaturze większej niskie temperatury(do 200°C) w jednym etapie, ale w tym celu konieczne jest, aby w reakcji brały udział substancje katalityczne – tlenki różne metale(miedziak, ferum, mangan itp.).
Równanie tego rodzaju będzie wyglądać następująco: 2KClO 3 (t 150 °C, MnO 2) → KCl + 2O 2.
Podobnie jak nadmanganian potasu, sól Berthollet jest stosowana w laboratoriach i przemyśle do produkcji czystego tlenu.
Elektroliza i radioliza wody (H2O)
Innym interesującym praktycznym przykładem rozważanej reakcji jest rozkład wody. Można go wytwarzać na dwa sposoby:
- Pod wpływem prądu elektrycznego na tlenek wodoru: H 2 O → H 2 + O 2. Rozważana metoda produkcji tlenu jest stosowana przez okręty podwodne na swoich łodziach podwodnych. Planują także wykorzystać go w przyszłości do produkcji wodoru w dużych ilościach. Główną przeszkodą w tym dzisiaj jest ogromny wydatek energii wymagany do stymulacji reakcji. Gdy zostanie znaleziony sposób na ich minimalizację, elektroliza wody stanie się głównym sposobem produkcji nie tylko wodoru, ale także tlenu.
- Wodę można również rozszczepić pod wpływem promieniowania alfa: H 2 O → H 2 O + + e - . W rezultacie cząsteczka tlenku wodoru traci jeden elektron i ulega jonizacji. W tej postaci H2O+ ponownie reaguje z innymi obojętnymi cząsteczkami wody, tworząc wysoce reaktywny rodnik wodorotlenkowy: H2O + H2O + → H2O + OH. Z kolei utracony elektron reaguje również równolegle z obojętnymi cząsteczkami tlenku wodoru, sprzyjając ich rozkładowi na rodniki H i OH: H 2 O + e - → H + OH.
Rozszczepianie alkanów: metan
Rozważając różne drogi separacja substancji złożonych, warto zwrócić na to uwagę Specjalna uwaga reakcje rozkładu alkanów.
Pod tą nazwą kryją się węglowodory nasycone ogólna formuła C X H 2X+2. W cząsteczkach rozważanych substancji wszystkie atomy węgla są połączone wiązaniami pojedynczymi.
Przedstawiciele tej serii występują w przyrodzie we wszystkich trzech stanach skupienia (gaz, ciecz, ciało stałe).
Wszystkie alkany (reakcja rozkładu przedstawicieli tej serii jest poniżej) są lżejsze od wody i nie rozpuszczają się w niej. Co więcej, same w sobie są doskonałymi rozpuszczalnikami dla innych związków.
Wśród głównych właściwości chemiczne takich substancji (spalanie, substytucja, halogenowanie, odwodornienie) - i zdolność do rozkładu. Jednak proces ten może nastąpić całkowicie lub częściowo.
Powyższą właściwość można rozważyć na przykładzie reakcji rozkładu metanu (pierwszego członka szeregu alkanów). Ta termoliza zachodzi w temperaturze 1000 °C: CH 4 → C+2H 2.
Jeśli jednak przeprowadzisz reakcję rozkładu metanu w wyższej temperaturze (1500 ° C), a następnie gwałtownie ją obniżysz, gaz ten nie ulegnie całkowitemu rozkładowi, tworząc etylen i wodór: 2CH 4 → C 2 H 4 + 3H 2.
Rozkład etanu
Drugim rozważanym członkiem szeregu alkanów jest C 2 H 4 (etan). Pod jego wpływem zachodzi również reakcja rozkładu wysoka temperatura(50°C) i przy całkowitym braku tlenu lub innych środków utleniających. Wygląda to tak: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2.
Powyższe równanie reakcji rozkładu etanu na wodór i etylen nie może być uważane za pirolizę w czystej postaci. Faktem jest, że proces ten zachodzi w obecności katalizatora (na przykład niklu, Ni lub pary wodnej), co jest sprzeczne z definicją pirolizy. Dlatego też słuszne jest mówienie o przedstawionym powyżej przykładzie rozszczepiania jako o procesie rozkładu zachodzącym podczas pirolizy.
Warto zauważyć, że rozważana reakcja jest szeroko stosowana w przemyśle w celu uzyskania jak największej produkcji związek organiczny na świecie – gaz etylenowy. Jednak ze względu na wybuchowość C 2 H 6 ten najprostszy alken jest często syntetyzowany z innych substancji.
Po zapoznaniu się z definicjami, równaniami, rodzajami i różnymi przykładami reakcji rozkładu możemy stwierdzić, że odgrywa ona bardzo ważną rolę nie tylko dla Ludzkie ciało i przyrody, ale także dla przemysłu. Ponadto przy jego pomocy w laboratoriach można zsyntetyzować wiele przydatny materiał, co pomaga naukowcom prowadzić ważne
9.1. Jakie są reakcje chemiczne?
Pamiętajmy, że wszelkie zjawiska chemiczne w przyrodzie nazywamy reakcjami chemicznymi. Podczas reakcji chemicznej niektóre wiązania chemiczne zostają zerwane, a inne powstają. W wyniku reakcji z niektórych substancji chemicznych powstają inne substancje (patrz rozdział 1).
Przeprowadzanie Praca domowa W § 2.5 zapoznałeś się z tradycyjnym wyborem czterech głównych typów reakcji z całego zestawu przemian chemicznych, a następnie zaproponowałeś ich nazwy: reakcje łączenia, rozkładu, podstawienia i wymiany.
Przykłady reakcji złożonych:
C + O2 = CO2; (1)
Na2O + CO2 = Na2CO3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Przykłady reakcji rozkładu:
2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaCO3CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Przykłady reakcji podstawienia:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reakcje wymiany- reakcje chemiczne, w których substancje wyjściowe wymieniają swoje części składowe. |
Przykłady reakcji wymiany:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (jedenaście)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Tradycyjna klasyfikacja reakcji chemicznych nie obejmuje całej ich różnorodności – oprócz czterech głównych typów reakcji istnieje również wiele reakcji bardziej złożonych.
Identyfikacja dwóch pozostałych rodzajów reakcji chemicznych opiera się na udziale w nich dwóch ważnych cząstek niechemicznych: elektronu i protonu.
Podczas niektórych reakcji następuje całkowite lub częściowe przeniesienie elektronów z jednego atomu na drugi. W tym przypadku zmieniają się stopnie utlenienia atomów pierwiastków tworzących substancje wyjściowe; z podanych przykładów są to reakcje 1, 4, 6, 7 i 8. Reakcje te nazywane są redoks.
W innej grupie reakcji jon wodoru (H +), czyli proton, przechodzi z jednej reagującej cząstki na drugą. Takie reakcje nazywane są reakcje kwasowo-zasadowe Lub reakcje przeniesienia protonu.
Wśród podanych przykładów takimi reakcjami są reakcje 3, 10 i 11. Przez analogię do tych reakcji, czasami nazywane są reakcjami redoks reakcje przeniesienia elektronu. Z OVR zapoznasz się w § 2, a z KOR w kolejnych rozdziałach.
REAKCJE ŁĄCZENIA, REAKCJE ROZKŁADU, REAKCJE PODSTAWIENIA, REAKCJE WYMIANY, REAKCJE REDOKS, REAKCJE KWAS-ZASADA.
Zapisz równania reakcji odpowiadające następującym schematom:
a) HgO Hg + O 2 ( T); b) Li2O + SO2Li2SO3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( T);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3(PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( T); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( T); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( T); m) NH3 + O2N2 + H2O ( T); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Wskaż tradycyjny typ reakcji. Oznacz reakcje redoks i kwasowo-zasadowe. W reakcjach redoks wskaż, które atomy pierwiastków zmieniają swój stopień utlenienia.
9.2. Reakcje redoks
Rozważmy reakcję redoks zachodzącą w wielkich piecach podczas przemysłowej produkcji żelaza (a dokładniej żeliwa) z rudy żelaza:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Określmy stopnie utlenienia atomów tworzących zarówno substancje wyjściowe, jak i produkty reakcji
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Jak widać, w wyniku reakcji stopień utlenienia atomów węgla wzrósł, stopień utlenienia atomów żelaza zmniejszył się, a stopień utlenienia atomów tlenu pozostał niezmieniony. W konsekwencji atomy węgla w tej reakcji uległy utlenieniu, czyli utraciły elektrony ( utleniony), a atomy żelaza – redukcja, czyli dodanie elektronów ( odzyskany) (patrz § 7.16). Aby scharakteryzować OVR, stosuje się pojęcia utleniacz I Środek redukujący.
Zatem w naszej reakcji atomami utleniającymi są atomy żelaza, a atomami redukującymi są atomy węgla.
W naszej reakcji utleniaczem jest tlenek żelaza(III), a reduktorem tlenek węgla(II).
W przypadkach, gdy atomy utleniające i atomy redukujące są częścią tej samej substancji (przykład: reakcja 6 z poprzedniego akapitu), nie stosuje się pojęć „substancja utleniająca” i „substancja redukująca”.
Zatem typowymi utleniaczami są substancje zawierające atomy, które mają tendencję do przyjmowania elektronów (w całości lub w części), obniżając ich stopień utlenienia. Z substancji prostych są to przede wszystkim halogeny i tlen, w mniejszym stopniu siarka i azot. Z substancji złożonych - substancje zawierające atomy na wyższych stopniach utlenienia, które nie mają skłonności do tworzenia prostych jonów na tych stopniach utlenienia: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (Cl + VII) itp.
Typowymi środkami redukującymi są substancje zawierające atomy, które mają tendencję do całkowitego lub częściowego oddawania elektronów, zwiększając ich stopień utlenienia. Substancje proste obejmują wodór, metale alkaliczne i ziem alkalicznych oraz aluminium. Z substancji złożonych - H2S i siarczki (S –II), SO2 i siarczyny (S +IV), jodki (I –I), CO (C +II), NH3 (N –III) itp.
Ogólnie rzecz biorąc, prawie wszystkie złożone i wiele prostych substancji mogą wykazywać zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące. Na przykład:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 jest silnym środkiem redukującym);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 jest słabym utleniaczem);
C + O 2 = CO 2 (t) (C jest środkiem redukującym);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C jest środkiem utleniającym).
Wróćmy do reakcji, którą omawialiśmy na początku tej sekcji.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Należy pamiętać, że w wyniku reakcji atomy utleniające (Fe + III) zamieniły się w atomy redukujące (Fe 0), a atomy redukujące (C + II) zamieniły się w atomy utleniające (C + IV). Ale CO 2 jest bardzo słabym utleniaczem w każdych warunkach, a żelazo, chociaż jest czynnikiem redukującym, jest w tych warunkach znacznie słabsze niż CO. Dlatego produkty reakcji nie reagują ze sobą i nie zachodzi reakcja odwrotna. Podany przykład ilustruje ogólną zasadę określającą kierunek przepływu OVR:
Reakcje redoks przebiegają w kierunku tworzenia słabszego środka utleniającego i słabszego środka redukującego.
Właściwości redoks substancji można porównywać jedynie w identycznych warunkach. W niektórych przypadkach porównania tego można dokonać ilościowo.
Odrabiając pracę domową z pierwszego akapitu tego rozdziału, przekonałeś się, że dobór współczynników w niektórych równaniach reakcji (zwłaszcza ORR) jest dość trudny. Aby uprościć to zadanie w przypadku reakcji redoks, stosuje się dwie metody:
A) metoda wagi elektronicznej I
B) metoda równowagi elektronowo-jonowej.
Nauczysz się teraz metody równowagi elektronowej, a metoda równowagi elektronowo-jonowej jest zwykle studiowana w szkołach wyższych.
Obie te metody opierają się na fakcie, że elektrony w reakcjach chemicznych ani nie znikają, ani nigdzie się nie pojawiają, czyli liczba elektronów przyjętych przez atomy jest równa liczbie elektronów oddanych przez inne atomy.
Liczbę oddanych i przyjętych elektronów w metodzie bilansu elektronowego określa się poprzez zmianę stopnia utlenienia atomów. Stosując tę metodę należy znać skład zarówno substancji wyjściowych jak i produktów reakcji.
Przyjrzyjmy się zastosowaniu metody wagi elektronicznej na przykładach.
Przykład 1. Stwórzmy równanie reakcji żelaza z chlorem. Wiadomo, że produktem tej reakcji jest chlorek żelaza(III). Zapiszmy schemat reakcji:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Określmy stopnie utlenienia atomów wszystkich pierwiastków tworzących substancje biorące udział w reakcji:
Atomy żelaza oddają elektrony, a cząsteczki chloru je przyjmują. Wyraźmy te procesy równania elektroniczne:
Fe – 3 mi– = Fe + III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
Aby liczba elektronów podanych była równa liczbie elektronów otrzymanych, pierwsze równanie elektroniczne należy pomnożyć przez dwa, a drugie przez trzy:
| Fe – 3 mi– = Fe + III, Cl2+2 mi– = 2Cl –I |
2Fe – 6 mi– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 mi– = 6Cl –I. |
Wprowadzając do schematu reakcji współczynniki 2 i 3, otrzymujemy równanie reakcji:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
Przykład 2. Utwórzmy równanie reakcji spalania białego fosforu w nadmiarze chloru. Wiadomo, że chlorek fosforu (V) powstaje w następujących warunkach:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Cząsteczki białego fosforu oddają elektrony (utleniają), a cząsteczki chloru je przyjmują (redukują):
| Str. 4 – 20 mi– = 4P + V Cl2+2 mi– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
Str. 4 – 20 mi– = 4P + V Cl2+2 mi– = 2Cl –I |
Str. 4 – 20 mi– = 4P + V 10Cl 2 + 20 mi– = 20Cl –I |
Uzyskane początkowo mnożniki (2 i 20) miały wspólny dzielnik, na które (jako przyszłe współczynniki w równaniu reakcji) zostały podzielone. Równanie reakcji:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Przykład 3. Utwórzmy równanie reakcji zachodzącej podczas prażenia siarczku żelaza(II) w tlenie.
Schemat reakcji:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Utlenieniu ulegają w tym przypadku zarówno atomy żelaza(II), jak i siarki(–II). W składzie siarczku żelaza(II) atomy tych pierwiastków występują w stosunku 1:1 (patrz wskaźniki w najprostszym wzorze).
Waga elektroniczna:
| 4 | Fe+II – mi– = Fe + III S–II–6 mi– = S + IV |
W sumie dają 7 mi – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Równanie reakcji: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Przykład 4. Stwórzmy równanie reakcji zachodzącej podczas prażenia w tlenie dwusiarczku żelaza(II) (pirytu).
Schemat reakcji:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Podobnie jak w poprzednim przykładzie zarówno atomy żelaza(II), jak i atomy siarki są tu również utlenione, ale na stopniu utlenienia I. Atomy tych pierwiastków wchodzą w skład pirytu w stosunku 1:2 (patrz indeksy w najprostszej formule). Pod tym względem reagują atomy żelaza i siarki, co jest brane pod uwagę przy zestawieniu wagi elektronicznej:
| Fe+III – mi– = Fe + III 2S–I – 10 mi– = 2S +IV |
W sumie dają 11 mi – | |
| O2+4 mi– = 2O –II |
Równanie reakcji: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Istnieją również bardziej złożone przypadki ODD, z niektórymi z nich zapoznasz się podczas odrabiania pracy domowej.
ATOM UTLENIAJĄCY, ATOM REDUKUJĄCY, SUBSTANCJA UTLENIAJĄCA, SUBSTANCJA REDUKUJĄCA, METODA BILANSU ELEKTRONICZNEGO, RÓWNANIA ELEKTRONICZNE.
1. Dla każdego równania OVR podanego w treści § 1 niniejszego rozdziału sporządzić wagę elektroniczną.
2. Ułóż równania dla ORR, które odkryłeś wykonując zadanie z § 1 tego rozdziału. Tym razem użyj metody wagi elektronicznej, aby ustawić kursy. 3.Korzystając z metody bilansu elektronowego, utwórz równania reakcji odpowiadające schematom: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na 2 O 2;
c) Na2O2 + Na Na2O;
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);
m) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
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. Reakcje egzotermiczne. Entalpia
Dlaczego zachodzą reakcje chemiczne?
Aby odpowiedzieć na to pytanie, przypomnijmy sobie, dlaczego poszczególne atomy łączą się w cząsteczki, dlaczego kryształ jonowy powstaje z izolowanych jonów i dlaczego przy tworzeniu powłoki elektronowej atomu obowiązuje zasada najmniejszej energii. Odpowiedź na wszystkie te pytania jest taka sama: ponieważ jest to korzystne energetycznie. Oznacza to, że podczas takich procesów uwalniana jest energia. Wydawałoby się, że reakcje chemiczne powinny zachodzić z tego samego powodu. Rzeczywiście można przeprowadzić wiele reakcji, podczas których uwalniana jest energia. Wydzielana jest energia, zwykle w postaci ciepła.
Jeśli podczas reakcji egzotermicznej ciepło nie ma czasu na usunięcie, wówczas układ reakcyjny nagrzewa się.
Na przykład w reakcji spalania metanu
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
wydziela się tak dużo ciepła, że jako paliwo wykorzystuje się metan.
Fakt, że w tej reakcji wydziela się ciepło, można odzwierciedlić w równaniu reakcji:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Jest to tzw równanie termochemiczne. Tutaj symbol „+ Q" oznacza, że podczas spalania metanu wydziela się ciepło. Ciepło to nazywa się Efekt termiczny reakcji.
Skąd pochodzi wydzielane ciepło?
Wiesz, że podczas reakcji chemicznych wiązania chemiczne ulegają zerwaniu i utworzeniu. W tym przypadku rozrywane są wiązania między atomami węgla i wodoru w cząsteczkach CH 4, a także między atomami tlenu w cząsteczkach O 2. W tym przypadku powstają nowe wiązania: między atomami węgla i tlenu w cząsteczkach CO 2 oraz między atomami tlenu i wodoru w cząsteczkach H 2 O. Aby rozerwać wiązania, należy wydać energię (patrz „energia wiązania”, „energia atomizacji” ), a podczas tworzenia wiązań uwalniana jest energia. Oczywiście, jeśli „nowe” wiązania będą silniejsze niż „stare”, wówczas więcej energii zostanie uwolnione niż pochłonięte. Różnica pomiędzy energią uwolnioną i pochłoniętą to efekt termiczny reakcji.
Efekt termiczny (ilość ciepła) mierzony jest w kilodżulach, na przykład:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Zapis ten oznacza, że 484 kilodżule ciepła zostaną uwolnione, jeśli dwa mole wodoru zareagują z jednym molem tlenu, tworząc dwa mole gazowej wody (pary wodnej).
Zatem, w równaniach termochemicznych współczynniki są liczbowo równe ilościom substancji reagentów i produktów reakcji.
Co decyduje o efekcie termicznym każdej konkretnej reakcji?
Efekt termiczny reakcji zależy
a) o stanach skupienia substancji wyjściowych i produktów reakcji,
b) na temperaturę i
c) od tego, czy przemiana chemiczna zachodzi przy stałej objętości, czy przy stałym ciśnieniu.
Uzależnienie efekt termiczny reakcje ze stanu skupienia substancji wynikają z faktu, że procesom przejścia z jednego stanu skupienia do drugiego (podobnie jak niektóre inne procesy fizyczne) towarzyszy wydzielanie lub pochłanianie ciepła. Można to również wyrazić równaniem termochemicznym. Przykład – równanie termochemiczne kondensacji pary wodnej:
H 2 O (g) = H 2 O (l) + Q.
W równaniach termochemicznych i, jeśli to konieczne, w zwykłych równaniach chemicznych, stany skupienia substancji są oznaczane za pomocą indeksów literowych:
d) – gaz,
(g) – ciecz,
(t) lub (cr) – substancja stała lub krystaliczna.
Zależność efektu cieplnego od temperatury wiąże się z różnicami pojemności cieplnych
materiały wyjściowe i produkty reakcji.
Ponieważ objętość układu zawsze wzrasta w wyniku reakcji egzotermicznej przy stałym ciśnieniu, część energii zostanie wydana na wykonanie pracy zwiększającej objętość, a uwolnione ciepło będzie mniejsze, niż gdyby ta sama reakcja zachodziła przy stałej objętości .
Efekty termiczne reakcji są zwykle obliczane dla reakcji zachodzących przy stałej objętości w temperaturze 25 °C i są oznaczone symbolem Q o.
Jeśli energia jest uwalniana tylko w postaci ciepła, a reakcja chemiczna przebiega przy stałej objętości, wówczas efekt termiczny reakcji ( Pytanie V) jest równa zmianie energia wewnętrzna(D U) substancje biorące udział w reakcji, ale z przeciwnym znakiem:
Q V = – U.
Przez energię wewnętrzną ciała rozumie się sumę energii oddziaływań międzycząsteczkowych, wiązań chemicznych, energię jonizacji wszystkich elektronów, energię wiązań nukleonów w jądrach oraz wszystkie inne znane i nieznane rodzaje energii „magazynowane” przez to ciało. Znak „–” wynika z faktu, że wraz z wydzielaniem ciepła energia wewnętrzna maleje. To jest
U= – Pytanie V .
Jeśli reakcja zachodzi przy stałym ciśnieniu, wówczas objętość układu może się zmienić. Wykonywanie pracy polegającej na zwiększeniu objętości również bierze udział w energii wewnętrznej. W tym przypadku
U = –(Pytanie + Odp) = –(QP+PV),
Gdzie Pytanie– efekt termiczny reakcji zachodzącej pod stałym ciśnieniem. Stąd
P = – W GÓRĘV .
Wartość równa U+PV dostałem to imię zmiana entalpii i oznaczone przez D H.
H=U+PV.
Stąd
P = – H.
Zatem w miarę uwalniania ciepła entalpia układu maleje. Stąd stara nazwa tej wielkości: „zawartość ciepła”.
W przeciwieństwie do efektu termicznego, zmiana entalpii charakteryzuje reakcję niezależnie od tego, czy zachodzi ona przy stałej objętości, czy przy stałym ciśnieniu. Nazywa się równania termochemiczne zapisane przy użyciu zmiany entalpii równania termochemiczne w postaci termodynamicznej. W tym przypadku podana jest wartość zmiany entalpii w warunkach standardowych (25°C, 101,3 kPa), oznaczona H o. Na przykład:
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.
Zależność ilości ciepła wydzielonego w reakcji ( Q) z efektu termicznego reakcji ( Q o) i ilość substancji ( N B) jeden z uczestników reakcji (substancja B - substancja wyjściowa lub produkt reakcji) wyraża się równaniem:
Tutaj B jest ilością substancji B, określoną przez współczynnik znajdujący się przed wzorem substancji B w równaniu termochemicznym.
Zadanie
Określ ilość substancji wodorowej spalonej w tlenie, jeśli wydzieli się ciepło 1694 kJ.
Rozwiązanie
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Efekt cieplny reakcji krystalicznego aluminium z gazowym chlorem wynosi 1408 kJ. Zapisz równanie termochemiczne tej reakcji i określ masę glinu potrzebną do wytworzenia w tej reakcji 2816 kJ ciepła. 9.4. Reakcje endotermiczne. Entropia Oprócz reakcji egzotermicznych możliwe są reakcje, w których ciepło jest pochłaniane, a jeśli nie jest ono dostarczane, układ reakcyjny jest chłodzony. Takie reakcje nazywane są endotermiczny. Efekt termiczny takich reakcji jest ujemny. Na przykład: Zatem energia uwolniona podczas tworzenia wiązań w produktach tych i podobnych reakcji jest mniejsza niż energia potrzebna do rozerwania wiązań w substancjach wyjściowych.
Weźmy dwie kolby i napełnijmy jedną z nich azotem (bezbarwny gaz), a drugą dwutlenkiem azotu (brązowy gaz), tak aby zarówno ciśnienie, jak i temperatura w kolbach były takie same. Wiadomo, że substancje te nie reagują ze sobą chemicznie. Połączmy szczelnie kolby szyjkami i zamontujmy je pionowo, tak aby kolba z cięższym dwutlenkiem azotu znalazła się na dole (ryc. 9.1). Po pewnym czasie zobaczymy, że do górnej kolby stopniowo przedostaje się brązowy dwutlenek azotu, a do dolnej bezbarwny azot. W rezultacie gazy mieszają się, a kolor zawartości kolb staje się taki sam. Zatem,
Równania związku między entropią ( S) i innych wielkości uczy się na kursach fizyki i chemii fizycznej. Jednostka entropii [ S] = 1 J/K. G= H–T S Warunek spontanicznej reakcji: G< 0. W niskich temperaturach czynnikiem decydującym o możliwości zajścia reakcji jest w dużej mierze współczynnik energii, a w wysokich temperaturach – współczynnik entropii. W szczególności z powyższego równania jasno wynika, dlaczego reakcje rozkładu, które nie zachodzą w temperaturze pokojowej (wzrost entropii), zaczynają zachodzić w podwyższonych temperaturach. REAKCJA ENDOTERMICZNA, ENTROPIA, WSPÓŁCZYNNIK ENERGII, WSPÓŁCZYNNIK ENTROPII, ENERGIA GIBBSA. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) wynosi –46 kJ. Zapisz równanie termochemiczne i oblicz, ile energii potrzeba, aby w tej reakcji wytworzyć 1 kg miedzi. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Powstało 24,6 litrów dwutlenku węgla. Określ, ile ciepła zostało bezużytecznie zmarnowane. Ile gramów tlenku wapnia powstało? |
Reakcje chemiczne, ich właściwości, rodzaje, warunki przepływu itp., są jednym z filarów interesującej nauki zwanej chemią. Spróbujmy dowiedzieć się, czym jest reakcja chemiczna i jaka jest jej rola. Tak więc reakcję chemiczną w chemii uważa się za przekształcenie jednej lub większej liczby substancji w inne substancje. W tym przypadku ich jądra nie zmieniają się (w przeciwieństwie do reakcji jądrowych), ale następuje redystrybucja elektronów i jąder i, oczywiście, pojawiają się nowe pierwiastki chemiczne.
Reakcje chemiczne w przyrodzie i życiu codziennym
Ty i ja jesteśmy otoczeni reakcjami chemicznymi, co więcej, sami je regularnie przeprowadzamy poprzez różne codzienne czynności, np. zapalając zapałkę. Szefowie kuchni, nawet o tym nie wiedząc (a może nawet nie podejrzewając), przygotowując jedzenie, przeprowadzają wiele reakcji chemicznych.
Oczywiście wiele reakcji chemicznych zachodzi w warunkach naturalnych: erupcja wulkanu, liście i drzewa, ale co mogę powiedzieć, prawie każdy proces biologiczny można zaliczyć jako przykład reakcji chemicznych.
Rodzaje reakcji chemicznych
Wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na proste i złożone. Proste reakcje chemiczne dzielimy z kolei na:
- reakcje połączenia,
- reakcje rozkładu,
- reakcje podstawienia,
- reakcje wymiany.
Reakcja chemiczna związku
Zgodnie z bardzo trafną definicją wielkiego chemika D.I. Mendelejewa, reakcja złożona zachodzi, gdy „występuje jedna z dwóch substancji”. Przykładem reakcji chemicznej związku jest ogrzewanie proszków żelaza i siarki, podczas którego powstaje z nich siarczek żelaza - Fe + S = FeS. Do innych żywe przykłady Reakcja ta polega na spalaniu prostych substancji, takich jak siarka czy fosfor w powietrzu (być może taką reakcję można nazwać również reakcją termiczno-chemiczną).
Reakcja chemiczna rozkładu
Tutaj wszystko jest proste, reakcja rozkładu jest przeciwieństwem reakcji łączenia. Dzięki niemu z jednej substancji otrzymuje się dwie lub więcej substancji. Prostym przykładem reakcji rozkładu chemicznego może być reakcja rozkładu kredy, podczas której z samej kredy powstają wapno palone i dwutlenek węgla.
Reakcja podstawienia chemicznego
Reakcja substytucji zachodzi, gdy substancja prosta wchodzi w interakcję ze złożoną. Podajmy przykład reakcji podstawienia chemicznego: jeśli zanurzymy stalowy gwóźdź w roztworze siarczanu miedzi, to w wyniku tego prostego eksperymentu chemicznego otrzymamy siarczan żelaza (żelazo wyprze miedź z soli). Równanie takiej reakcji chemicznej będzie wyglądać następująco:
Fe+CuSO4 → FeSO4 +Cu
Reakcja wymiany chemicznej
Reakcje wymiany zachodzą wyłącznie pomiędzy kompleksami chemikalia, podczas którego zmieniają swoje części. Wiele takich reakcji zachodzi w różnych roztworach. Neutralizacja kwasu przez żółć - tutaj dobry przykład reakcja wymiany chemicznej.
NaOH+HCl → NaCl+H2O
Jest to równanie chemiczne tej reakcji, w której jon wodoru ze związku HCl wymienia jon sodu ze związku NaOH. Konsekwencją tej reakcji chemicznej jest utworzenie roztworu soli kuchennej.
Oznaki reakcji chemicznych
Po oznakach wystąpienia reakcji chemicznych można ocenić, czy doszło do reakcji chemicznej między odczynnikami, czy nie. Oto przykłady oznak reakcji chemicznych:
- Zmiana koloru (jasne żelazo, na przykład podczas wilgotne powietrze pokryte brązową powłoką w wyniku reakcji chemicznej pomiędzy żelazem i).
- Opady (jeśli nagle po moździerz przepuszczamy dwutlenek węgla, wtedy wytrąca się biały nierozpuszczalny osad węglanu wapnia).
- Emisja gazu (jeśli upuścisz kroplę proszek do pieczenia kwas cytrynowy, wówczas nastąpi uwolnienie dwutlenku węgla).
- Tworzenie słabo zdysocjowanych substancji (wszystkie reakcje, w wyniku których powstaje woda).
- Świecenie roztworu (przykładem są reakcje zachodzące z roztworem luminolu, który podczas reakcji chemicznych emituje światło).
Ogólnie trudno jest określić, które oznaki reakcji chemicznych są główne, różne substancje i różne reakcje mają swoje własne cechy.
Jak rozpoznać oznakę reakcji chemicznej
Oznaki reakcji chemicznej można określić wizualnie (poprzez zmianę koloru, świecenie) lub na podstawie wyników samej reakcji.
Szybkość reakcji chemicznej
Szybkość reakcji chemicznej zwykle rozumie się jako zmianę ilości jednej z reagujących substancji w jednostce czasu. Co więcej, szybkość reakcji chemicznej jest zawsze wartością dodatnią. W 1865 r. chemik N. N. Beketow sformułował prawo działania mas, które stanowi, że „szybkość reakcji chemicznej w każdym momencie jest proporcjonalna do stężeń odczynników podniesionych do potęg równych ich współczynnikom stechiometrycznym”.
Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej obejmują:
- charakter reagentów,
- obecność katalizatora,
- temperatura,
- ciśnienie,
- pole powierzchni reagujących substancji.
Wszystkie mają bardzo bezpośredni wpływ na szybkość reakcji chemicznej.
Równowaga reakcji chemicznej
Równowaga chemiczna to stan układu chemicznego, w którym zachodzi kilka reakcji chemicznych, a szybkości w każdej parze reakcji do przodu i do tyłu są równe. W ten sposób identyfikuje się stałą równowagi reakcji chemicznej - jest to wielkość określająca dla danej reakcji chemicznej zależność pomiędzy aktywnościami termodynamicznymi substancji wyjściowych i produktów w stanie równowagi chemicznej. Znając stałą równowagi można określić kierunek reakcji chemicznej.
Warunki zachodzenia reakcji chemicznych
Aby zapoczątkować reakcje chemiczne, należy stworzyć odpowiednie warunki:
- doprowadzenie substancji do bliskiego kontaktu.
- podgrzewanie substancji do określonej temperatury (temperatura reakcji chemicznej musi być odpowiednia).
Efekt termiczny reakcji chemicznej
Jest to nazwa nadana zmianie energii wewnętrznej układu w wyniku zajścia reakcji chemicznej i przemiany substancji wyjściowych (reagentów) w produkty reakcji w ilościach odpowiadających równaniu reakcji chemicznej według wzoru: warunki:
- Jedyną możliwą pracą w tym przypadku jest praca wyłącznie pod ciśnieniem zewnętrznym.
- substancje wyjściowe i produkty powstałe w wyniku reakcji chemicznej mają tę samą temperaturę.
Reakcje chemiczne, wideo
I na zakończenie ciekawy film o najbardziej niesamowitych reakcjach chemicznych.
