În reacțiile unui compus din mai multe substanțe care reacţionează cu o compoziție relativ simplă, se obține o substanță cu o compoziție mai complexă:
De regulă, aceste reacții sunt însoțite de eliberare de căldură, adică. duce la formarea de compuși mai stabili și mai puțin bogați în energie.
Reacțiile combinației de substanțe simple sunt întotdeauna de natură redox. Reacțiile de conexiune care apar între substanțele complexe pot apărea atât fără modificarea valenței:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2,
și să fie clasificate ca redox:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.
2. Reacții de descompunere
Reacțiile de descompunere duc la formarea mai multor compuși dintr-o substanță complexă:
A = B + C + D.
Produșii de descompunere ai unei substanțe complexe pot fi atât substanțe simple, cât și complexe.
Dintre reacțiile de descompunere care apar fără modificarea stărilor de valență, trebuie remarcată descompunerea hidraților cristalini, bazelor, acizilor și sărurilor acizilor care conțin oxigen:
|
CuS04 + 5H20 |
|
2H2O + 4NO2O + O2O. |
2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2, (NH 4) 2Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Deosebit de caracteristice sunt reacțiile redox de descompunere pentru sărurile acidului azotic.
Reacții de descompunere în Chimie organica se numesc cracare.
C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20,
sau dehidrogenare
C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2H 2.
3. Reacții de substituție
În reacțiile de substituție, de obicei o substanță simplă interacționează cu una complexă, formând o altă substanță simplă și alta complexă:
A + BC = AB + C.
Aceste reacții în marea majoritate aparțin reacțiilor redox:
2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3,
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,
2KBr + Cl 2 \u003d 2KCl + Br 2,
2KSlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2.
Exemplele de reacții de substituție care nu sunt însoțite de o modificare a stărilor de valență ale atomilor sunt extrem de puține. Trebuie remarcată reacția dioxidului de siliciu cu sărurile acizilor care conțin oxigen, care corespund anhidridelor gazoase sau volatile:
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2,
Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 \u003d ZCaSiO 3 + P 2 O 5,
Uneori, aceste reacții sunt considerate reacții de schimb:
CH4 + CI2 = CH3CI + Hcl.
4. Reacții de schimb
Reacțiile de schimb sunt reacții între doi compuși care își schimbă constituenții între ei:
AB + CD = AD + CB.
Dacă procesele redox au loc în timpul reacțiilor de substituție, atunci reacțiile de schimb au loc întotdeauna fără modificarea stării de valență a atomilor. Acesta este cel mai comun grup de reacții între substanțe complexe - oxizi, baze, acizi și săruri:
ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O,
AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3,
CrCI3 + ZNaOH = Cr(OH)3 + ZNaCl.
Un caz special al acestor reacții de schimb este reacțiile de neutralizare:
Hcl + KOH \u003d KCl + H2O.
De obicei, aceste reacții se supun legilor echilibru chimicși curge în direcția în care cel puțin una dintre substanțe este îndepărtată din sfera de reacție sub formă de substanță gazoasă, volatilă, precipitat sau compus cu disociere scăzută (pentru soluții):
NaHCO 3 + Hcl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2,
Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O,
CH 3 COONa + H 3 RO 4 \u003d CH 3 COOH + NaH 2 RO 4.
Multe procese fără de care este imposibil să ne imaginăm viața (cum ar fi respirația, digestia, fotosinteza și altele asemenea) sunt asociate cu diferite reacții chimice ale compușilor organici (și anorganici). Să ne uităm la principalele lor tipuri și să ne oprim mai în detaliu asupra procesului numit conexiune (atașament).
Ceea ce se numește reacție chimică
În primul rând, dă definiție generală acest fenomen. Expresia luată în considerare se referă la diferite reacții ale substanțelor de complexitate diferită, în urma cărora se formează produse diferite de cele originale. Substanțele implicate în acest proces sunt denumite „reactivi”.
În scris, reacția chimică a compușilor organici (și a celor anorganici) este scrisă folosind ecuații specializate. În exterior, seamănă puțin exemple matematice prin adaos. Cu toate acestea, în loc de semnul egal ("="), sunt folosite săgeți ("→" sau "⇆"). În plus, uneori pot exista mai multe substanțe în partea dreaptă a ecuației decât în stânga. Totul dinaintea săgeții sunt substanțele înainte de începerea reacției (partea stângă a formulei). Totul după el (partea dreaptă) sunt compușii formați ca urmare a procesului chimic care a avut loc.
Ca exemplu de ecuație chimică, putem considera apa în hidrogen și oxigen sub acțiunea lui curent electric: 2H2O → 2H2 + O2. Apa este reactantul inițial, iar oxigenul și hidrogenul sunt produșii.
Ca alta, dar deja mai multe exemplu complex reacția chimică a compușilor, puteți considera un fenomen familiar oricărei gospodine care a copt dulciuri cel puțin o dată. Vorbim despre stingerea bicarbonatului de sodiu cu oțet de masă. Acțiunea în desfășurare este ilustrată folosind următoarea ecuație: NaHCO 3 +2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Din aceasta reiese clar că în procesul de interacțiune a bicarbonatului de sodiu și oțetului, sare de sodiu acid acetic, apa si dioxid de carbon.
Prin natura sa, ocupă o poziție intermediară între fizic și nuclear.
Spre deosebire de primii, compușii care participă la reacții chimice își pot schimba compoziția. Adică din atomii unei substanțe se pot forma mai multe altele, ca în ecuația de mai sus pentru descompunerea apei.
Spre deosebire de reactii nucleare chimic nu afectează nucleele atomilor de substanțe care interacționează.
Care sunt tipurile de procese chimice
Distribuția reacțiilor compușilor după tip are loc în funcție de diferite criterii:
- Reversibilitate / ireversibilitate.
- Prezența/absența substanțelor și proceselor catalizatoare.
- Prin absorbtie/eliberare de caldura (reactii endoterme/exoterme).
- După numărul de faze: omogen/eterogene și două soiuri hibride.
- Prin modificarea stărilor de oxidare ale substanțelor care interacționează.
Tipuri de procese chimice în modul de interacțiune
Acest criteriu este special. Cu ajutorul lui, se disting patru tipuri de reacții: conexiune, substituție, descompunere (divizare) și schimb.
Numele fiecăruia dintre ele corespunde procesului pe care îl descrie. Adică sunt combinați, în substituție se schimbă în alte grupuri, în descompunerea unui reactiv se formează mai mulți, iar în schimb participanții la reacție schimbă atomii între ei.
Tipuri de procese după metoda de interacțiune în chimia organică
În ciuda complexității mari, reacțiile compușilor organici au loc după același principiu ca și cei anorganici. Cu toate acestea, au nume oarecum diferite.
Deci, reacțiile de combinare și descompunere se numesc „adăugare”, precum și „clivaj” (eliminare) și descompunere direct organică (în această secțiune a chimiei există două tipuri de procese de scindare).
Alte reacții ale compușilor organici sunt substituția (numele nu se schimbă), rearanjarea (schimbul) și procesele redox. În ciuda asemănării mecanismelor de apariție a acestora, în materia organică ele sunt mai multifațetate.
Reacția chimică a compusului
Având în vedere tipuri diferite procese în care substanţele intră în organice şi Chimie anorganică, merită să ne oprim mai în detaliu asupra conexiunii.
Această reacție diferă de toate celelalte prin aceea că, indiferent de numărul de reactivi de la începutul ei, în final toți se combină într-unul singur.
Ca exemplu, putem aminti procesul de stingere a varului: CaO + H 2 O → Ca (OH) 2. ÎN acest caz oxidul de calciu (var nestins) reacţionează cu oxidul de hidrogen (apa). Ca rezultat, se formează hidroxid de calciu (var stins) și se eliberează abur cald. Apropo, asta înseamnă că acest proces este cu adevărat exotermic.
Ecuația reacției compuse
Schematic, procesul luat în considerare poate fi descris după cum urmează: A+BV → ABC. În această formulă, ABV este A nou format - un reactiv simplu și BV - o variantă a unui compus complex.
Este de remarcat faptul că această formulă este, de asemenea, caracteristică procesului de adăugare și conectare.
Exemple de reacție luate în considerare sunt interacțiunea oxidului de sodiu și a dioxidului de carbon (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3), precum și oxidul de sulf cu oxigen (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).
Mai mulți compuși complecși sunt, de asemenea, capabili să reacționeze între ei: AB + VG → ABVG. De exemplu, toate aceleași oxid de sodiu și oxid de hidrogen: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.
Condiții de reacție în compușii anorganici
După cum sa arătat în ecuația anterioară, substanțele pot intra în interacțiunea considerată grade diferite dificultăți.
În acest caz, pentru reactivi simpli de origine anorganică sunt posibile reacții redox ale compusului (A + B → AB).
Ca exemplu, putem lua în considerare procesul de obținere a unui trivalent.Pentru aceasta, se realizează o reacție compusă între clor și fer (fier): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.
Când vine vorba de interacțiunea complexului substanțe anorganice(AB + VG → ABVG), procesele din ele sunt capabile să apară, atât afectând, cât și neafectându-le valența.
Ca o ilustrare a acestui lucru, luați în considerare exemplul formării bicarbonatului de calciu din dioxid de carbon, oxid de hidrogen (apă) și colorant alimentar alb E170 (carbonat de calciu): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2 În acest caz, are loc o reacție clasică de cuplare. În timpul implementării sale, valența reactivilor nu se modifică.
Puțin mai perfect (decât primul) ecuație chimică 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 este un exemplu de proces redox în interacțiunea unor reactivi anorganici simpli și complecși: gaz (clor) și sare (clorură de fier).
Tipuri de reacții de adiție în chimia organică
După cum sa menționat deja în al patrulea paragraf, în substanțele de origine organică, reacția în cauză se numește „adăugare”. De regulă, la ea iau parte substanțe complexe cu o legătură dublă (sau triplă).
De exemplu, reacția dintre dibrom și etilenă, care duce la formarea 1,2-dibrometanului: (C 2 H 4) CH 2 \u003d CH 2 + Br 2 → (C₂H₄Br₂) BrCH 2 - CH 2 Br. Apropo, semnele similare cu egalul și minus ("=" și "-") din această ecuație arată legăturile dintre atomii unei substanțe complexe. Aceasta este o caracteristică a scrierii formulelor de substanțe organice.
În funcție de care dintre compuși acționează ca reactivi, se disting mai multe varietăți ale procesului de adăugare luat în considerare:
- Hidrogenare (moleculele de hidrogen H sunt adăugate de-a lungul legăturii multiple).
- Hidrohalogenare (se adaugă halogenură de hidrogen).
- Halogenare (adăugarea de halogeni Br2, CI2 şi alţii asemenea).
- Polimerizarea (formarea din mai mulți compuși cu greutate moleculară mică a unor substanțe cu greutate moleculară mare).
Exemple de reacții de adiție (compuși)
După enumerarea varietăților procesului luat în considerare, merită să învățați în practică câteva exemple de reacție compusă.
Ca o ilustrare a hidrogenării, puteți acorda atenție ecuației pentru interacțiunea propenei cu hidrogenul, în urma căreia va apărea propan: (C 3 H 6) CH 3 -CH \u003d CH 2 + H 2 → (C 3 H 6) 3H8) CH3-CH2-CH3.
În chimia organică, poate apărea o reacție de compus (adăugare) între acid clorhidric(substanță anorganică) și etilenă cu formarea de cloretan: (C 2 H 4) CH 2 \u003d CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 H 5 Cl). Ecuația prezentată este un exemplu de hidrohalogenare.
În ceea ce privește halogenarea, aceasta poate fi ilustrată prin reacția dintre diclor și etilenă care duce la formarea 1,2-dicloretanului: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + Cl 2 → (C₂H₄Cl₂) ClCH 2 -CH 2 Cl .
Multe substanțe utile se formează datorită chimiei organice. Reacția de conectare (atașare) a moleculelor de etilenă cu un inițiator de polimerizare radicală sub influența ultravioletului este o confirmare a acestui lucru: n CH 2 \u003d CH 2 (R și lumină UV) → (-CH 2 -CH 2 -) n . Substanța formată în acest fel este bine cunoscută de fiecare persoană sub denumirea de polietilenă.
Din acest material sunt realizate diverse tipuri de ambalaje, pungi, vase, țevi, materiale de izolare și multe altele. O caracteristică a acestei substanțe este posibilitatea reciclării acesteia. Polietilena își datorează popularitatea faptului că nu se descompune, motiv pentru care ecologiștii au o atitudine negativă față de ea. Cu toate acestea, în anul trecut a găsit o modalitate de a elimina în siguranță produsele din polietilenă. Pentru aceasta, materialul este tratat cu acid azotic (HNO3). Apoi anumite tipuri bacteriile sunt capabile să descompună această substanță în componente inofensive.
Reacția de conectare (adăugare) joacă un rol important în natură și viața umană. În plus, este adesea folosit de oamenii de știință din laboratoare pentru a sintetiza noi substanțe pentru diverse studii importante.
Reacțiile de descompunere joacă un rol important în viața planetei. La urma urmei, ele contribuie la distrugerea deșeurilor tuturor organisme biologice. În plus, acest proces ajută organismul uman să absoarbă zilnic diverși compuși complecși prin descompunerea lor în compuși simpli (catabolism). Pe lângă toate cele de mai sus, această reacție favorizează formarea de substanţe organice şi anorganice simple din cele complexe. Să aflăm mai multe despre acest proces și, de asemenea, să ne uităm la exemple practice ale reacției chimice de descompunere.
Ce se numesc reacții în chimie, ce tipuri sunt și de ce depind
Înainte de a studia informațiile despre descompunere, merită să înveți despre acestea în general. Acest nume se referă la capacitatea moleculelor unor substanțe de a interacționa cu altele și de a forma noi compuși în acest fel.
De exemplu, dacă oxigenul și doi interacționează unul cu celălalt, rezultatul vor fi două molecule de oxid de hidrogen, pe care le cunoaștem cu toții drept apă. Acest proces poate fi scris folosind următoarea ecuație chimică: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.
Deși există diferite criterii după care se disting reacțiile chimice (efect termic, catalizatori, prezența/absența limitelor de fază, modificări ale stărilor de oxidare ale reactivilor, reversibilitate/ireversibilitate), acestea sunt cel mai adesea clasificate în funcție de tipul de transformare al interacțiunii. substante.
Astfel, se disting patru tipuri de procese chimice.
- Compus.
- Descompunere.
- Schimb valutar.
- Substituţie.
Toate reacțiile de mai sus sunt scrise grafic folosind ecuații. Schema lor generală arată astfel: A → B.
În partea stângă a acestei formule sunt reactivii inițiali, iar în dreapta - substanțele formate ca urmare a reacției. De regulă, necesită expunerea la temperatură, electricitate sau utilizarea aditivilor catalitici pentru a porni. Prezența lor ar trebui indicată și în ecuația chimică.
descompunere (divizare)
Acest tip de proces chimic se caracterizează prin formarea a doi sau mai mulți compuși noi din moleculele unei substanțe.
Vorbind mai mult limbaj simplu, reacția de descompunere poate fi comparată cu o casă de la un proiectant. După ce a decis să construiască o mașină și o barcă, copilul dezasambla structura inițială și construiește cea dorită din părțile sale. În același timp, structura elementelor constructorului în sine nu se schimbă, așa cum se întâmplă cu atomii substanței implicate în scindare.
Cum arată ecuația reacției luate în considerare?
În ciuda faptului că sute de conexiuni sunt capabile să se separe în componente mai simple, toate astfel de procese au loc după același principiu. Îl puteți reprezenta folosind formula schematică: ABV → A + B + C.
În el, ABV este compusul inițial care a suferit clivaj. A, B și C sunt substanțe formate din atomii ABV în timpul reacției de descompunere.
Tipuri de reacții de clivaj
După cum am menționat mai sus, pentru a începe un proces chimic, este adesea necesar să aveți un anumit efect asupra reactivilor. În funcție de tipul unei astfel de stimulări, există mai multe tipuri de descompunere:
Descompunerea permanganatului de potasiu (KMnO4)
După ce s-a ocupat de teorie, merită să luăm în considerare exemple practice ale procesului de scindare a substanțelor.
Prima dintre acestea va fi degradarea KMnO 4 (denumită în mod obișnuit permanganat de potasiu) din cauza încălzirii. Ecuația reacției arată astfel: 2KMnO 4 (t 200 ° C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
Din cele prezentate formula chimica se poate observa ca pentru a activa procesul este necesara incalzirea reactivului initial la 200 de grade Celsius. Pentru o reacție mai bună, permanganatul de potasiu se pune într-un vas cu vid. Din aceasta putem concluziona că acest proces este piroliză.
În laboratoare și în producție, se realizează pentru obținerea de oxigen pur și controlat.
Termoliza cloratului de potasiu (KClO3)
Reacția de descompunere a sării Berthollet este un alt exemplu de termoliză clasică în formă pură.
Procesul menționat trece prin două etape și arată astfel:
- 2 KClO 3 (t 400 ° C) → 3KClO 4 + KCl.
- KClO 4 (t de la 550 ° C) → KCl + 2O2
De asemenea, termoliza cloratului de potasiu poate fi efectuată la mai multe temperaturi scăzute(până la 200 ° C) într-o singură etapă, dar pentru aceasta este necesar ca substanțele catalizatoare - oxizi - să ia parte la reacție diverse metale(cuprum, ferum, mangan etc.).
O ecuație de acest fel va arăta astfel: 2KClO 3 (t 150 ° C, MnO 2) → KCl + 2O 2.
Ca și permanganatul de potasiu, sarea Bertolet este folosită în laboratoare și industrie pentru a produce oxigen pur.
Electroliza și radioliza apei (H20)
Un alt exemplu practic interesant al reacției luate în considerare este descompunerea apei. Poate fi produs în două moduri:
- Sub influența curentului electric asupra oxidului de hidrogen: H 2 O → H 2 + O 2. Metoda luată în considerare de obținere a oxigenului este folosită de submarinarii pe submarinele lor. De asemenea, în viitor este planificată utilizarea acestuia pentru a produce hidrogen în cantități mari. Principalul obstacol în acest sens astăzi îl reprezintă costurile uriașe de energie necesare pentru a stimula reacția. Când se găsește o modalitate de a le minimiza, electroliza apei va deveni principala modalitate de a produce nu numai hidrogen, ci și oxigen.
- Apa poate fi de asemenea divizată atunci când este expusă la radiații alfa: H 2 O → H 2 O + +e -. Ca urmare, molecula de oxid de hidrogen pierde un electron, devenind ionizată. În această formă, H2O + reacționează din nou cu alte molecule de apă neutre, formând un radical hidroxid foarte reactiv: H2O + H2O + → H2O + OH. Electronul pierdut, la rândul său, reacționează și el în paralel cu moleculele neutre de oxid de hidrogen, contribuind la descompunerea acestora în radicali H și OH: H 2 O + e - → H + OH.
Descompunerea alcanilor: metan
Luand in considerare diferite căi separarea substanțelor complexe, merită plătit Atentie speciala reacții de descompunere a alcanilor.
Acest nume ascunde hidrocarburi saturate cu formula generala C X H 2X + 2. În moleculele substanțelor luate în considerare, toți atomii de carbon sunt legați prin legături simple.
Reprezentanții acestei serii se găsesc în natură în toate cele trei stări de agregare (gaz, lichid, solid).
Toți alcanii (reacția de descompunere a reprezentanților acestei serii este mai jos) sunt mai ușoare decât apa și nu se dizolvă în ea. Cu toate acestea, ei înșiși sunt solvenți excelenți pentru alți compuși.
Printre principalele proprietăți chimice astfel de substanțe (combustie, substituție, halogenare, dehidrogenare) - și capacitatea de scindare. Cu toate acestea, acest proces poate avea loc complet sau parțial.
Proprietatea de mai sus poate fi luată în considerare pe exemplul reacției de descompunere a metanului (primul membru al seriei alcanilor). Această termoliză are loc la 1000 °C: CH4 → C+2H2.
Cu toate acestea, dacă reacția de descompunere a metanului se efectuează la o temperatură mai mare (1500 ° C) și apoi este redusă brusc, acest gaz nu se va scinda complet, formând etilenă și hidrogen: 2CH 4 → C 2 H 4 + 3H 2.
Descompunerea etanului
Al doilea membru al seriei de alcani luate în considerare este C2H4 (etan). Reacția de descompunere are loc și sub influența temperatura ridicata(50 °C) și în absența completă a oxigenului sau a altor agenți oxidanți. Arată astfel: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2.
Ecuația de reacție de mai sus pentru descompunerea etanului în hidrogen și etilenă nu poate fi considerată piroliză în forma sa pură. Faptul este că acest proces are loc cu prezența unui catalizator (de exemplu, nichel metal Ni sau vapori de apă), iar acest lucru contrazice definiția pirolizei. Prin urmare, este corect să vorbim despre exemplul de scindare prezentat mai sus ca un proces de descompunere care are loc în timpul pirolizei.
De menționat că reacția considerată în industrie este utilizată pe scară largă pentru a obține cele mai produse compus organicîn lume - gaz etilenă. Cu toate acestea, datorită explozivității C 2 H 6, această cea mai simplă alchenă este mai des sintetizată din alte substanțe.
Luând în considerare definițiile, ecuația, tipurile și diversele exemple ale reacției de descompunere, putem concluziona că aceasta joacă un rol foarte important nu numai pentru corpul uman și natură, ci și pentru industrie. De asemenea, cu ajutorul lui în laboratoare, se pot sintetiza multe material util, care ajută oamenii de știință să efectueze importante
9.1. Ce sunt reacțiile chimice
Amintiți-vă că numim reacții chimice orice fenomen chimic al naturii. În timpul unei reacții chimice, unele legături chimice sunt rupte și se formează alte legături chimice. În urma reacției, din unele substanțe chimice se obțin și alte substanțe (vezi cap. 1).
împlinitor teme pentru acasă la § 2.5, v-ați familiarizat cu separarea tradițională a patru tipuri principale de reacții din întregul ansamblu de transformări chimice, în același timp le-ați sugerat denumirea: reacții de combinare, descompunere, substituție și schimb.
Exemple de reacții compuse:
C + O 2 \u003d CO 2; (1)
Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)
Exemple de reacții de descompunere:
2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaC03CaO + CO2; (5)
(NH4)2Cr2O7N2 + Cr2O3 + 4H2O. (6)
Exemple de reacții de substituție:
CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 \u003d 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reacții de schimb- reacții chimice în care substanțele inițiale, parcă, își schimbă părțile constitutive. |
Exemple de reacții de schimb:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KNO 2 \u003d KCI + HNO 2; (unsprezece)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)
Clasificarea tradițională a reacțiilor chimice nu acoperă toată diversitatea lor - pe lângă reacțiile celor patru tipuri principale, există și reacții mult mai complexe.
Selectarea altor două tipuri de reacții chimice se bazează pe participarea la acestea a celor mai importante două particule nechimice: electronul și protonul.
În timpul unor reacții, are loc un transfer complet sau parțial de electroni de la un atom la altul. În acest caz, se modifică stările de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc substanțele inițiale; dintre exemplele date, acestea sunt reacțiile 1, 4, 6, 7 și 8. Aceste reacții se numesc redox.
Într-un alt grup de reacții, un ion de hidrogen (H +), adică un proton, trece de la o particulă care reacţionează la alta. Astfel de reacții se numesc reacții acido-bazice sau reacții de transfer de protoni.
Printre exemplele date, astfel de reacții sunt reacțiile 3, 10 și 11. Prin analogie cu aceste reacții, reacțiile redox sunt uneori numite reacții de transfer de electroni. Veți face cunoștință cu RIA în § 2 și cu KOR - în capitolele următoare.
REACŢII COMPUSE, REACŢII DE DESCOMPUNERE, REACŢII DE SUSTITUIRE, REACŢII DE SCHIMB, REACŢII REDOX, REACŢII ACID-BAZĂ.
Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare următoarelor scheme:
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 + H3P04Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H2O ( t); m) H2S04 + CuO CuS04 + H2O.
Precizați tipul tradițional de reacție. Observați reacțiile redox și acido-bazice. În reacțiile redox, indicați atomii căror elemente își schimbă stările de oxidare.
9.2. Reacții redox
Luați în considerare reacția redox care are loc în furnalele în timpul producției industriale de fier (mai precis, fontă) din minereu de fier:
Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.
Să determinăm stările de oxidare ale atomilor care alcătuiesc atât materiile prime, cât și produșii de reacție
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
După cum puteți vedea, starea de oxidare a atomilor de carbon a crescut ca urmare a reacției, starea de oxidare a atomilor de fier a scăzut, iar starea de oxidare a atomilor de oxigen a rămas neschimbată. În consecință, atomii de carbon din această reacție au suferit oxidare, adică au pierdut electroni ( oxidat), iar atomii de fier la reducere, adică au atașat electroni ( recuperat) (vezi § 7.16). Pentru a caracteriza OVR se folosesc conceptele oxidantȘi agent de reducere.
Astfel, în reacția noastră, atomii de oxidare sunt atomi de fier, iar atomii reducători sunt atomi de carbon.
În reacția noastră, agentul de oxidare este oxidul de fier (III), iar agentul de reducere este oxidul de carbon (II).
În cazurile în care atomii oxidanți și reducători fac parte din aceeași substanță (exemplu: reacția 6 din paragraful anterior), conceptele de „substanță oxidantă” și „substanță reducătoare” nu sunt utilizate.
Astfel, agenții oxidanți tipici sunt substanțe care includ atomi care tind să adauge electroni (în întregime sau parțial), scăzând starea lor de oxidare. Dintre substanțele simple, acestea sunt în primul rând halogeni și oxigen, într-o măsură mai mică sulf și azot. Dintre substanțele complexe - substanțe care includ atomi în stări superioare de oxidare, care nu sunt înclinați să formeze ioni simpli în aceste stări de oxidare: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (CI + VII), etc.
Agenții reducători tipici sunt substanțele care conțin atomi care tind să doneze electroni în întregime sau parțial, crescându-le starea de oxidare. Dintre substanțele simple, acestea sunt hidrogenul, metalele alcaline și alcalino-pământoase, precum și aluminiul. Dintre substanțele complexe - H 2 S și sulfuri (S -II), SO 2 și sulfiți (S + IV), ioduri (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III), etc.
În general, aproape toate substanțele complexe și multe substanțe simple pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. De exemplu:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 este un agent reducător puternic);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 este un agent de oxidare slab);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C este agentul reducător);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C este un agent oxidant).
Să revenim la reacția discutată de noi la începutul acestei secțiuni.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Rețineți că, în urma reacției, atomii de oxidare (Fe + III) s-au transformat în atomi reducători (Fe 0), iar atomii reducători (C + II) s-au transformat în atomi de oxidare (C + IV). Dar CO2 în orice condiții este un agent oxidant foarte slab, iar fierul, deși este un agent reducător, este mult mai slab decât CO în aceste condiții. Prin urmare, produșii de reacție nu reacționează unul cu celălalt și nu are loc reacția inversă. Exemplul de mai sus este o ilustrare a principiului general care determină direcția fluxului OVR:
Reacțiile redox au loc în direcția formării unui agent oxidant mai slab și a unui agent reducător mai slab.
Proprietățile redox ale substanțelor pot fi comparate numai în aceleași condiții. În unele cazuri, această comparație poate fi făcută cantitativ.
Făcându-ți temele pentru primul paragraf al acestui capitol, ați văzut că este destul de dificil să găsiți coeficienți în unele ecuații de reacție (în special OVR). Pentru a simplifica această sarcină în cazul reacțiilor redox, se folosesc următoarele două metode:
A) metoda echilibrului electronicȘi
b) metoda echilibrului electron-ion.
Veți studia acum metoda echilibrului electronilor, iar metoda echilibrului electron-ion este de obicei studiată în instituțiile de învățământ superior.
Ambele metode se bazează pe faptul că electronii din reacțiile chimice nu dispar nicăieri și nu apar nicăieri, adică numărul de electroni acceptați de atomi este egal cu numărul de electroni cedați de alți atomi.
Numărul de electroni donați și primiți în metoda echilibrului electronic este determinat de modificarea stării de oxidare a atomilor. Când se utilizează această metodă, este necesar să se cunoască compoziția atât a materiilor prime, cât și a produselor de reacție.
Luați în considerare aplicarea metodei balanței electronice folosind exemple.
Exemplul 1 Să facem o ecuație pentru reacția fierului cu clorul. Se știe că produsul unei astfel de reacții este clorura de fier (III). Să scriem schema de reacție:
Fe + Cl2FeCl3.
Să determinăm stările de oxidare ale atomilor tuturor elementelor care alcătuiesc substanțele care participă la reacție:
Atomii de fier donează electroni, iar moleculele de clor îi acceptă. Exprimăm aceste procese ecuații electronice:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
CI2 + 2 e-\u003d 2Cl -I.
Pentru ca numărul de electroni dați să fie egal cu numărul celor primiți, prima ecuație electronică trebuie înmulțită cu doi, iar a doua cu trei:
| Fe-3 e- \u003d Fe + III, CI2 + 2 e– = 2Cl –I |
2Fe - 6 e- \u003d 2Fe + III, 3CI2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Introducând coeficienții 2 și 3 în schema de reacție, obținem ecuația reacției:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.
Exemplul 2 Să compunem o ecuație pentru reacția de ardere a fosforului alb într-un exces de clor. Se știe că clorura de fosfor (V) se formează în următoarele condiții:
| +V–I | ||||
| P4 | + | Cl2 | PCl 5 . |
Moleculele albe de fosfor donează electroni (oxidează), iar moleculele de clor îi acceptă (reduși):
| P4-20 e– = 4P + V CI2 + 2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P4-20 e– = 4P + V CI2 + 2 e– = 2Cl –I |
P4-20 e– = 4P + V 10Cl2+20 e– = 20Cl –I |
Factorii obținuți inițial (2 și 20) au avut divizor comun, prin care (ca coeficienți viitori în ecuația de reacție) și au fost împărțite. Ecuația reacției:
P 4 + 10Cl 2 \u003d 4PCl 5.
Exemplul 3 Să compunem o ecuație pentru reacția care are loc în timpul prăjirii sulfurei de fier (II) în oxigen.
Schema de reactie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
În acest caz, atât atomii de fier (II) cât și de sulf (–II) sunt oxidați. Compoziția sulfurei de fier(II) conține atomi ai acestor elemente într-un raport de 1:1 (vezi indici în formula cea mai simplă).
Balanță electronică:
| 4 | Fe + II - e– = Fe +III S-II-6 e– = S + IV |
Total donat 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e - \u003d 2O -II |
Ecuația reacției: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Exemplul 4. Să compunem o ecuație pentru reacția care are loc în timpul arderii disulfurei de fier (II) (pirită) în oxigen.
Schema de reactie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Ca și în exemplul precedent, aici sunt oxidați atât atomii de fier(II), cât și atomii de sulf, dar cu o stare de oxidare de I. Atomii acestor elemente sunt incluși în compoziția piritei într-un raport de 1:2 (vezi indici). în cea mai simplă formulă). În acest sens, atomii de fier și sulf reacționează, ceea ce este luat în considerare la alcătuirea balanței electronice:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S-I-10 e– = 2S +IV |
Total dat 11 e – | |
| O 2 + 4 e– = 2O –II |
Ecuația reacției: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Există și cazuri mai complexe de OVR, pe unele le vei cunoaște făcându-ți temele.
ATOM OXIDANT, ATOM REDUCTOR, SUBSTANTĂ OXIDANȚĂ, SUBSTANȚĂ REDUCTORĂ, METODA ECHILIBRARE ELECTRONICE, ECUAȚII ELECTRONICE.
1. Realizați o balanță electronică pentru fiecare ecuație OVR dată în textul § 1 al acestui capitol.
2. Alcătuiți ecuațiile OVR pe care le-ați descoperit la finalizarea sarcinii pentru § 1 din acest capitol. De data aceasta, utilizați metoda echilibrului electronic pentru a plasa cotele. 3. Utilizând metoda balanţei electronice, alcătuiţi ecuaţiile de reacţie corespunzătoare următoarelor scheme: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2Na2O2;
c) Na202 + Na Na20;
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) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H20;
m) MnO2 + H2Mn + H2O ( 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. reacții exoterme. Entalpie
De ce apar reacțiile chimice?
Pentru a răspunde la această întrebare, să ne amintim de ce atomii individuali se combină în molecule, de ce un cristal ionic se formează din ioni izolați, de ce funcționează principiul energiei minime în timpul formării învelișului de electroni a unui atom. Răspunsul la toate aceste întrebări este același: pentru că este benefic din punct de vedere energetic. Aceasta înseamnă că energia este eliberată în timpul unor astfel de procese. S-ar părea că reacțiile chimice ar trebui să aibă loc din același motiv. Într-adevăr, pot fi efectuate multe reacții, în timpul cărora este eliberată energie. Energia este eliberată, de obicei sub formă de căldură.
Dacă căldura nu are timp să fie îndepărtată în timpul unei reacții exoterme, atunci sistemul de reacție se încălzește.
De exemplu, în reacția de ardere a metanului
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
se eliberează atât de multă căldură încât metanul este folosit drept combustibil.
Faptul că căldura este eliberată în această reacție poate fi reflectată în ecuația reacției:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Acest așa-zis ecuația termochimică. Aici simbolul „+ Q„ înseamnă că atunci când metanul este ars, căldură este eliberată. Această căldură se numește efectul termic al reacției.
De unde vine căldura degajată?
Știți că în reacțiile chimice, legăturile chimice sunt rupte și formate. În acest caz, legăturile sunt rupte între atomii de carbon și hidrogen din moleculele de CH4, precum și între atomii de oxigen din moleculele de O2. În acest caz, se formează noi legături: între atomii de carbon și oxigen din moleculele de CO 2 și între atomii de oxigen și hidrogen din moleculele de H 2 O. Pentru a rupe legăturile, trebuie să cheltuiți energie (vezi „energie de legătură”, „energia de atomizare” ), iar atunci când se formează legături, se eliberează energie. Evident, dacă legăturile „noile” sunt mai puternice decât cele „vechi”, atunci va fi eliberată mai multă energie decât absorbită. Diferența dintre energia eliberată și cea absorbită este efectul termic al reacției.
Efectul termic (cantitatea de căldură) se măsoară în kilojuli, de exemplu:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.
O astfel de înregistrare înseamnă că se vor elibera 484 de kilojulii de căldură dacă doi moli de hidrogen reacţionează cu un mol de oxigen şi se formează doi moli de apă gazoasă (abur).
Prin urmare, în ecuațiile termochimice, coeficienții sunt numeric egali cu cantitățile de substanță a reactanților și a produselor de reacție.
Ce determină efectul termic al fiecărei reacții specifice?
Efectul termic al reacției depinde
a) din stările de agregare a substanțelor inițiale și a produselor de reacție,
b) pe temperatură şi
c) dacă transformarea chimică are loc la volum constant sau la presiune constantă.
Dependenta efect termic reacțiile din starea de agregare a substanțelor se datorează faptului că procesele de trecere de la o stare de agregare la alta (ca și alte procese fizice) sunt însoțite de eliberarea sau absorbția de căldură. Aceasta poate fi exprimată și printr-o ecuație termochimică. Un exemplu este ecuația termochimică a condensării vaporilor de apă:
H 2 O (g) \u003d H 2 O (g) + Q.
În ecuațiile termochimice și, dacă este necesar, în ecuațiile chimice obișnuite, stările agregate ale substanțelor sunt indicate folosind indici de litere:
(d) - gaz,
(g) - lichid,
(t) sau (cr) este o substanță solidă sau cristalină.
Dependența efectului termic de temperatură este asociată cu diferențele de capacități termice
materii prime şi produşi de reacţie.
Deoarece, ca urmare a unei reacții exoterme la presiune constantă, volumul sistemului crește întotdeauna, o parte din energie este cheltuită pentru a lucra pentru a crește volumul, iar căldura degajată va fi mai mică decât în cazul aceleiași reacții. la volum constant.
Efectele termice ale reacțiilor sunt de obicei calculate pentru reacțiile care au loc la volum constant la 25 °C și sunt notate cu simbolul Q o.
Dacă energia este eliberată numai sub formă de căldură, iar reacția chimică are loc la un volum constant, atunci efectul termic al reacției ( QV) este egală cu modificarea energie interna(D U) substanțe care participă la reacție, dar cu semnul opus:
Q V = - U.
Energia internă a unui corp este înțeleasă ca energia totală a interacțiunilor intermoleculare, a legăturilor chimice, a energiei de ionizare a tuturor electronilor, a energiei de legătură a nucleonilor din nuclee și a tuturor celorlalte tipuri de energie cunoscute și necunoscute „stocate” de acest corp. Semnul „–” se datorează faptului că atunci când căldura este eliberată, energia internă scade. Acesta este
U= – QV .
Dacă reacția are loc la presiune constantă, atunci volumul sistemului se poate modifica. O parte din energia internă este, de asemenea, cheltuită pentru munca de creștere a volumului. În acest caz
U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),
Unde Qp este efectul termic al unei reacții care se desfășoară la presiune constantă. De aici
Q P = - SUSV .
O valoare egală cu U+PV a fost numit modificarea entalpieiși notat cu D H.
H=U+PV.
Prin urmare
Q P = - H.
Astfel, atunci când căldura este eliberată, entalpia sistemului scade. De aici și vechea denumire pentru această cantitate: „conținut de căldură”.
Spre deosebire de efectul termic, modificarea entalpiei caracterizează reacția, indiferent dacă se desfășoară la volum constant sau la presiune constantă. Se numesc ecuațiile termochimice scrise folosind modificarea entalpiei ecuații termochimice în formă termodinamică. În acest caz, este dată valoarea modificării entalpiei în condiții standard (25 ° C, 101,3 kPa), notată H despre. De exemplu:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H despre= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H despre= - 65 kJ.
Dependența cantității de căldură eliberată în reacție ( Q) din efectul termic al reacției ( Q o) și cantitatea de substanță ( n B) unul dintre participanții la reacție (substanța B - substanța de pornire sau produsul de reacție) este exprimat prin ecuația:
Aici B este cantitatea de substanță B, dată de coeficientul din fața formulei substanței B din ecuația termochimică.
Sarcină
Determinați cantitatea de substanță hidrogen arsă în oxigen dacă s-au eliberat 1694 kJ de căldură.
Soluţie
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Efectul termic al reacției de interacțiune a aluminiului cristalin cu clorul gazos este de 1408 kJ. Scrieți ecuația termochimică pentru această reacție și determinați masa de aluminiu necesară pentru a produce 2816 kJ de căldură folosind această reacție. 9.4. reactii endoterme. Entropie Pe lângă reacțiile exoterme, sunt posibile reacții în cursul cărora căldura este absorbită, iar dacă nu este furnizată, atunci sistemul de reacție este răcit. Astfel de reacții se numesc endotermic. Efectul termic al unor astfel de reacții este negativ. De exemplu: Astfel, energia eliberată în timpul formării legăturilor în produsele acestor reacții și similare este mai mică decât energia necesară pentru a rupe legăturile din materiile prime.
Să luăm două baloane și să umplem unul dintre ele cu azot (gaz incolor) și celălalt cu dioxid de azot (gaz maro), astfel încât atât presiunea, cât și temperatura din baloane să fie aceleași. Se știe că aceste substanțe nu intră într-o reacție chimică între ele. Legăm strâns baloanele cu gâtul lor și le așezăm vertical, astfel încât balonul cu dioxid de azot mai greu să fie în partea de jos (Fig. 9.1). După un timp, vom vedea că dioxidul de azot maro se răspândește treptat în balonul superior, iar azotul incolor pătrunde în cel inferior. Ca urmare, gazele sunt amestecate, iar culoarea conținutului baloanelor devine aceeași. Prin urmare,
Ecuații de relație dintre entropie ( S) și alte cantități sunt studiate la cursurile de fizică și chimie fizică. unitate de entropie [ S] = 1 J/K. G= H-T S Condiția apariției spontane a reacției: G< 0. La temperaturi scăzute, factorul care determină posibilitatea unei reacții într-o măsură mai mare este factorul de energie, iar la temperaturi ridicate, cel de entropie. Din ecuația de mai sus, în special, este clar de ce reacțiile de descompunere care nu au loc la temperatura camerei (entropia crește) încep să aibă loc la o temperatură ridicată. REACȚIE ENDOTERMICĂ, ENTROPIE, FACTOR DE ENERGIE, FACTOR DE ENTROPIE, ENERGIE GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafit) \u003d 2Cu (cr) + CO 2 (g) este -46 kJ. Notează ecuația termochimică și calculează câtă energie trebuie să cheltuiești pentru a obține 1 kg de cupru într-o astfel de reacție. CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ S-au format 24,6 litri de dioxid de carbon. Stabiliți câtă căldură a fost irosită inutil. Câte grame de oxid de calciu s-au format în acest caz? |
reacții chimice, proprietățile lor, tipurile, condițiile de curgere etc., sunt una dintre pietrele de temelie ale unei științe interesante numite chimie. Să încercăm să ne dăm seama ce este o reacție chimică și care este rolul ei. Deci, o reacție chimică în chimie este considerată a fi transformarea uneia sau mai multor substanțe în alte substanțe. În același timp, nucleele lor nu se modifică (spre deosebire de reacțiile nucleare), dar are loc o redistribuire a electronilor și a nucleelor și, desigur, apar noi elemente chimice.
Reacții chimice în natură și viața de zi cu zi
Tu și cu mine suntem înconjurați de reacții chimice, în plus, noi înșine le desfășurăm în mod regulat prin diverse activități casnice, când, de exemplu, aprindem un chibrit. Mai ales o mulțime de reacții chimice în sine fără să suspecteze (și poate să suspecteze) bucătarii le fac atunci când pregătesc mâncarea.
Desigur, multe reacții chimice au loc în condiții naturale: erupția unui vulcan, frunziș și copaci, dar ce să spun, aproape orice proces biologic poate fi pus pe seama exemplelor de reacții chimice.
Tipuri de reacții chimice
Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în simple și complexe. Reacțiile chimice simple, la rândul lor, sunt împărțite în:
- reacții compuse,
- reacții de descompunere,
- reacții de substituție,
- reacții de schimb.
Reacția chimică a compusului
Conform definiției foarte potrivite a marelui chimist D. I. Mendeleev, reacția unui compus are loc atunci când „are loc una dintre cele două substanțe ale lor”. Un exemplu de reacție chimică a unui compus poate fi încălzirea pulberilor de fier și sulf, în care din ele se formează sulfură de fier - Fe + S = FeS. Alte exemple clare Această reacție este arderea unor substanțe simple, cum ar fi sulful sau fosforul în aer (poate că o astfel de reacție poate fi numită și reacție termochimică).
Reacție chimică de descompunere
Este simplu, reacția de descompunere este opusă reacției compuse. Produce două sau mai multe substanțe dintr-o substanță. Un exemplu simplu de reacție de descompunere chimică ar fi descompunerea cretei, care produce var nestins și dioxid de carbon din creta însăși.
Reacție de substituție chimică
Reacția de substituție se realizează atunci când o substanță simplă interacționează cu una complexă. Să dăm un exemplu de reacție de substituție chimică: dacă coborâm un cui de oțel într-o soluție cu sulfat de cupru, atunci în cursul acestui experiment chimic simplu vom obține sulfat de fier (fierul va înlocui cuprul din sare). Ecuația pentru o astfel de reacție chimică ar arăta astfel:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Reacție de schimb chimic
Reacțiile de schimb au loc exclusiv între complexe chimicale, timp în care își schimbă părțile. Multe dintre aceste reacții au loc în diferite soluții. Neutralizarea acidului prin bilă bun exemplu reacție de schimb chimic.
NaOH + HCI → NaCl + H2O
Aceasta este ecuația chimică a acestei reacții, în care un ion de hidrogen din compusul HCI este schimbat cu un ion de sodiu din compusul NaOH. Consecința acestei reacții chimice este formarea unei soluții de sare.
Semne ale reacțiilor chimice
În funcție de semnele apariției reacțiilor chimice, se poate aprecia dacă o reacție chimică între reactivi a trecut sau nu. Iată exemple de semne ale reacțiilor chimice:
- Schimbarea culorii (fier ușor, de exemplu în timpul aer umed acoperit cu un înveliș maro, ca urmare a unei reacții chimice a interacțiunii fierului și).
- Precipitare (dacă dioxidul de carbon este trecut brusc printr-o soluție de var, vom obține o precipitare a unui precipitat alb insolubil de carbonat de calciu).
- Evoluția gazelor (dacă scapi bicarbonat de sodiu acid citric, obțineți eliberarea de dioxid de carbon).
- Formarea de substanțe slab disociate (toate reacțiile care au ca rezultat formarea apei).
- Strălucirea soluției (un exemplu aici sunt reacțiile care apar cu o soluție de luminol, care emite lumină în timpul reacțiilor chimice).
În general, este dificil de distins care semne ale reacțiilor chimice sunt principalele; diferite substanțe și diferite reacții au propriile semne.
Cum se determină semnul unei reacții chimice
Puteți determina vizual semnul unei reacții chimice (cu o schimbare de culoare, strălucire) sau chiar prin rezultatele acestei reacții.
Viteza unei reacții chimice
Viteza unei reacții chimice este de obicei înțeleasă ca modificarea cantității unuia dintre reactanți pe unitatea de timp. Mai mult, viteza unei reacții chimice este întotdeauna o valoare pozitivă. În 1865, chimistul N. N. Beketov a formulat legea acțiunii masei, care afirmă că „viteza unei reacții chimice la un moment dat este proporțională cu concentrațiile de reactivi ridicate la puteri egale cu coeficienții lor stoichiometrici”.
Factorii care influențează viteza unei reacții chimice includ:
- natura reactanţilor
- prezența unui catalizator
- temperatura,
- presiune,
- aria suprafeței reactanților.
Toate au cea mai directă influență asupra vitezei unei reacții chimice.
Echilibrul unei reacții chimice
Echilibrul chimic este o astfel de stare a unui sistem chimic în care au loc mai multe reacții chimice și ratele în fiecare pereche de reacții directe și inverse sunt egale. Astfel, se evidențiază constanta de echilibru a unei reacții chimice - aceasta este valoarea care determină pentru o anumită reacție chimică raportul dintre activitățile termodinamice ale substanțelor inițiale și ale produselor în stare de echilibru chimic. Cunoscând constanta de echilibru, puteți determina direcția unei reacții chimice.
Condiții pentru apariția reacțiilor chimice
Pentru a iniția reacții chimice, este necesar să se creeze condițiile adecvate pentru aceasta:
- punerea substanţelor în contact apropiat.
- încălzirea substanțelor la o anumită temperatură (temperatura reacției chimice trebuie să fie adecvată).
Efectul termic al unei reacții chimice
Acesta este denumirea dată modificării energiei interne a sistemului ca urmare a apariției unei reacții chimice și a transformării materiilor prime (reactanților) în produși de reacție în cantități corespunzătoare ecuației reacției chimice în următoarele condiții :
- singurul lucru posibil în acest caz este doar lucrul împotriva presiunii externe.
- materiile prime şi produsele obţinute în urma unei reacţii chimice au aceeaşi temperatură.
Reacții chimice, video
Și în concluzie, un video interesant despre cele mai uimitoare reacții chimice.
