Pri reakciách zlúčeniny z niekoľkých reagujúcich látok relatívne jednoduchého zloženia sa získa jedna látka zložitejšieho zloženia:
Spravidla sú tieto reakcie sprevádzané uvoľňovaním tepla, t.j. vedú k tvorbe stabilnejších a menej energeticky bohatých zlúčenín.
Reakcie kombinácie jednoduchých látok majú vždy redoxný charakter. Spájacie reakcie vyskytujúce sa medzi komplexnými látkami sa môžu vyskytnúť bez zmeny valencie:
CaCO 3 + CO 2 + H20 \u003d Ca (HCO 3) 2,
a byť klasifikované ako redoxné:
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.
2. Rozkladné reakcie
Rozkladné reakcie vedú k vzniku niekoľkých zlúčenín z jednej komplexnej látky:
A = B + C + D.
Produkty rozkladu komplexnej látky môžu byť jednoduché aj zložité látky.
Z rozkladných reakcií, ktoré prebiehajú bez zmeny valenčných stavov, je potrebné poznamenať rozklad kryštalických hydrátov, zásad, kyselín a solí kyselín obsahujúcich kyslík:
|
CuS04 + 5H20 |
|
2H20 + 4N020 + 020. |
2AgN03 \u003d 2Ag + 2NO2 + O2, (NH4) 2Cr207 \u003d Cr203 + N2 + 4H20.
Charakteristické sú najmä redoxné reakcie rozkladu solí kyseliny dusičnej.
Reakcie rozkladu v organická chémia sa nazývajú praskanie.
C18H38 \u003d C9H18 + C9H20,
alebo dehydrogenáciou
C4H10 \u003d C4H6 + 2H2.
3. Substitučné reakcie
Pri substitučných reakciách obyčajne jednoduchá látka interaguje so zložitou látkou, pričom vzniká ďalšia jednoduchá látka a ďalšia zložitá látka:
A + BC = AB + C.
Tieto reakcie vo veľkej väčšine patria medzi redoxné reakcie:
2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2 Fe + Al 2 O 3,
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2,
2KBr + Cl2 \u003d 2KCl + Br2,
2KS103 + 12 = 2K103 + Cl2.
Príkladov substitučných reakcií, ktoré nie sú sprevádzané zmenou valenčných stavov atómov, je extrémne málo. Je potrebné poznamenať reakciu oxidu kremičitého so soľami kyselín obsahujúcich kyslík, ktoré zodpovedajú plynným alebo prchavým anhydridom:
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2,
Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 \u003d ZCaSiO 3 + P 2 O 5,
Niekedy sa tieto reakcie považujú za výmenné reakcie:
CH4 + Cl2 = CH3CI + Hcl.
4. Výmenné reakcie
Výmenné reakcie sú reakcie medzi dvoma zlúčeninami, ktoré si navzájom vymieňajú svoje zložky:
AB + CD = AD + CB.
Ak sa počas substitučných reakcií vyskytujú redoxné procesy, potom vždy prebiehajú výmenné reakcie bez zmeny valenčného stavu atómov. Toto je najbežnejšia skupina reakcií medzi komplexnými látkami - oxidmi, zásadami, kyselinami a soľami:
ZnO + H2S04 \u003d ZnS04 + H20,
AgN03 + KBr = AgBr + KNO3,
CrCl3 + ZNaOH = Cr(OH)3 + ZNaCl.
Špeciálnym prípadom týchto výmenných reakcií je neutralizačná reakcia:
Hcl + KOH \u003d KCl + H20.
Zvyčajne sa tieto reakcie riadia zákonmi chemická rovnováha a prúdiť v smere, v ktorom sa aspoň jedna z látok odstraňuje z reakčnej gule vo forme plynnej prchavej látky, zrazeniny alebo nízkodisociujúcej (pre roztoky) zlúčeniny:
NaHC03 + Hcl \u003d NaCl + H20 + CO2,
Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaC03 ↓ + 2H20,
CH3COONa + H3RO4 \u003d CH3COOH + NaH2RO4.
Mnohé procesy, bez ktorých si nie je možné predstaviť náš život (napríklad dýchanie, trávenie, fotosyntéza a podobne), sú spojené s rôznymi chemickými reakciami organických zlúčenín (aj anorganických). Pozrime sa na ich hlavné typy a podrobnejšie sa zameriame na proces nazývaný pripojenie (attachment).
Čo sa nazýva chemická reakcia
V prvom rade daj všeobecná definícia tento jav. Uvažovaná fráza sa týka rôznych reakcií látok rôznej zložitosti, v dôsledku ktorých vznikajú produkty odlišné od pôvodných. Látky zahrnuté v tomto procese sa označujú ako "reagenty".
Pri písaní sa chemická reakcia organických zlúčenín (a anorganických) zapisuje pomocou špecializovaných rovníc. Navonok sa trochu podobajú matematické príklady pridaním. Namiesto znamienka rovnosti ("=") sa však používajú šípky ("→" alebo "⇆"). Navyše, niekedy môže byť na pravej strane rovnice viac látok ako na ľavej. Všetko pred šípkou sú látky pred začiatkom reakcie (ľavá strana vzorca). Všetko po ňom (pravá strana) sú zlúčeniny vytvorené v dôsledku chemického procesu, ktorý prebehol.
Ako príklad chemickej rovnice môžeme uvažovať vodu na vodík a kyslík pri pôsobení elektrický prúd: 2H20 -> 2H2+02. Voda je počiatočným reaktantom a kyslík a vodík sú produkty.
Ako ďalší, ale už viac komplexný príklad chemická reakcia zlúčenín, môžete považovať za fenomén známy každej gazdinke, ktorá aspoň raz piekla sladkosti. Hovoríme o uhasení jedlej sódy stolovým octom. Prebiehajúci dej je znázornený pomocou nasledujúcej rovnice: NaHCO 3 +2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Z nej je zrejmé, že v procese interakcie hydrogénuhličitanu sodného a octu, sodná soľ octová kyselina, voda a oxid uhličitý.
Svojou povahou zaujíma medzipolohu medzi fyzickým a jadrovým.
Na rozdiel od prvých zlúčenín, ktoré sa zúčastňujú chemických reakcií, sú schopné meniť svoje zloženie. To znamená, že z atómov jednej látky môže vzniknúť niekoľko ďalších, ako vo vyššie uvedenej rovnici pre rozklad vody.
Na rozdiel od jadrové reakcie chemická neovplyvňuje jadrá atómov interagujúcich látok.
Aké sú typy chemických procesov
Distribúcia reakcií zlúčenín podľa typu prebieha podľa rôznych kritérií:
- Reverzibilita / nezvratnosť.
- Prítomnosť/neprítomnosť katalyzujúcich látok a procesov.
- Absorpciou / uvoľnením tepla (endotermické / exotermické reakcie).
- Podľa počtu fáz: homogénne / heterogénne a dve hybridné odrody.
- Zmenou oxidačných stavov interagujúcich látok.
Druhy chemických procesov v spôsobe interakcie
Toto kritérium je špeciálne. S jeho pomocou sa rozlišujú štyri typy reakcií: spojenie, substitúcia, rozklad (štiepenie) a výmena.
Názov každého z nich zodpovedá procesu, ktorý popisuje. To znamená, že sa kombinujú, pri substitúcii sa menia na iné skupiny, pri rozklade jedného činidla vzniká niekoľko a pri výmene si účastníci reakcie medzi sebou menia atómy.
Typy procesov podľa spôsobu interakcie v organickej chémii
Napriek veľkej zložitosti prebiehajú reakcie organických zlúčenín podľa rovnakého princípu ako anorganické. Majú však trochu iné mená.
Reakcie kombinácie a rozkladu sa teda nazývajú „adícia“, ako aj „štiepenie“ (eliminácia) a priamy organický rozklad (v tejto časti chémie existujú dva typy procesov štiepenia).
Ďalšími reakciami organických zlúčenín sú substitučné (názov sa nemení), preskupenie (výmena) a redoxné procesy. Napriek podobnosti mechanizmov ich výskytu sú v organickej hmote mnohostrannejšie.
Chemická reakcia zlúčeniny
Po zvážení rôzne druhy procesy, pri ktorých látky vstupujú do organických a anorganická chémia, stojí za to podrobnejšie sa zaoberať pripojením.
Táto reakcia sa líši od všetkých ostatných tým, že bez ohľadu na počet činidiel na jej začiatku sa vo finále všetky spoja do jedného.
Ako príklad si môžeme spomenúť proces hasenia vápna: CaO + H 2 O → Ca (OH) 2. IN tento prípad oxid vápenatý (pálené vápno) reaguje s oxidom vodíka (vodou). V dôsledku toho sa tvorí hydroxid vápenatý (hasené vápno) a uvoľňuje sa teplá para. To mimochodom znamená, že tento proces je skutočne exotermický.
Rovnica reakcie zlúčeniny
Schematicky možno uvažovaný proces znázorniť takto: A+BV → ABC. V tomto vzorci je ABV novovytvorené A - jednoduché činidlo a BV - variant komplexnej zlúčeniny.
Stojí za zmienku, že tento vzorec je tiež charakteristický pre proces pridávania a pripojenia.
Príklady uvažovanej reakcie sú interakcia oxidu sodného a oxidu uhličitého (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3), ako aj oxidu síry s kyslíkom (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).
Niekoľko komplexných zlúčenín je tiež schopných vzájomne reagovať: AB + VG → ABVG. Napríklad rovnaký oxid sodný a oxid vodíka: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.
Reakčné podmienky v anorganických zlúčeninách
Ako bolo uvedené v predchádzajúcej rovnici, látky môžu vstúpiť do uvažovanej interakcie rôznej miereťažkosti.
V tomto prípade sú pre jednoduché činidlá anorganického pôvodu možné redoxné reakcie zlúčeniny (A + B → AB).
Ako príklad môžeme uvažovať o procese získania trivalentu, na ktorý sa uskutoční zložená reakcia medzi chlórom a železom (železom): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.
Pokiaľ ide o interakciu komplexu anorganické látky(AB + VG → ABVG), môžu v nich prebiehať procesy, ktoré ovplyvňujú aj neovplyvňujú ich valenciu.
Ako ilustráciu si uveďme príklad tvorby hydrogénuhličitanu vápenatého z oxidu uhličitého, oxidu vodíka (vody) a bieleho potravinárskeho farbiva E170 (uhličitan vápenatý): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2 V tomto prípade má miesto klasickú kopulačnú reakciu. Počas jeho implementácie sa mocnosť činidiel nemení.
O niečo dokonalejšie (ako prvé) chemická rovnica 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 je príkladom redoxného procesu pri interakcii jednoduchých a zložitých anorganických činidiel: plynu (chlór) a soli (chlorid železa).
Typy adičných reakcií v organickej chémii
Ako už bolo uvedené vo štvrtom odseku, v látkach organického pôvodu sa príslušná reakcia nazýva "adícia". Spravidla sa na ňom podieľajú komplexné látky s dvojitou (alebo trojitou) väzbou.
Napríklad reakcia medzi dibrómom a etylénom, ktorá vedie k vytvoreniu 1,2-dibrómetánu: (C2H4)CH2\u003dCH2 + Br2 -> (C2H4Br2) BrCH2 - CH2Br. Mimochodom, znamienka podobné rovná sa a mínus ("=" a "-") v tejto rovnici ukazujú väzby medzi atómami komplexnej látky. Toto je vlastnosť písania vzorcov organických látok.
V závislosti od toho, ktorá zo zlúčenín pôsobí ako činidlá, sa rozlišuje niekoľko druhov uvažovaného procesu pridávania:
- Hydrogenácia (molekuly vodíka sa pridávajú pozdĺž násobnej väzby).
- Hydrohalogenácia (pridáva sa halogenovodík).
- Halogenácia (prídavok halogénov Br2, Cl2 a podobne).
- Polymerizácia (vznik z niekoľkých nízkomolekulárnych zlúčenín látok s vysokou molekulovou hmotnosťou).
Príklady adičných reakcií (zlúčeniny)
Po vymenovaní odrôd posudzovaného procesu sa oplatí naučiť sa v praxi niekoľko príkladov zloženej reakcie.
Ako ilustráciu hydrogenácie môžete venovať pozornosť rovnici pre interakciu propénu s vodíkom, v dôsledku čoho sa objaví propán: (C 3 H 6) CH 3 -CH \u003d CH 2 + H 2 → (C 3H 8) CH3-CH2-CH3.
V organickej chémii môže dôjsť k zloženej (adičnej) reakcii medzi kyselina chlorovodíková(anorganická látka) a etylén za vzniku chlóretánu: (C 2 H 4) CH 2 \u003d CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2-Cl (C 2 H 5 Cl). Uvedená rovnica je príkladom hydrohalogenácie.
Pokiaľ ide o halogenáciu, možno ju ilustrovať reakciou medzi dichlórom a etylénom, ktorá vedie k tvorbe 1,2-dichlóretánu: (C2H4)CH2 = CH2 + Cl2 → (C2H4Cl2) ClCH2-CH2CI .
V dôsledku organickej chémie vzniká veľa užitočných látok. Potvrdením toho je reakcia spojenia (naviazania) molekúl etylénu s radikálovým iniciátorom polymerizácie pod vplyvom ultrafialového žiarenia: n CH 2 \u003d CH 2 (R a UV svetlo) → (-CH 2 -CH 2 -) n . Takto vytvorená látka je každému dobre známa pod názvom polyetylén.
Z tohto materiálu sa vyrábajú rôzne druhy obalov, vrecúšok, riadu, rúr, izolačných materiálov a mnoho iného. Charakteristickým znakom tejto látky je možnosť jej recyklácie. Polyetylén vďačí za svoju obľúbenosť tomu, že sa nerozkladá, a preto sa k nemu ekológovia stavajú negatívne. Avšak v posledné roky našli spôsob, ako bezpečne zlikvidovať výrobky vyrobené z polyetylénu. Na tento účel sa materiál spracuje kyselinou dusičnou (HNO 3). Potom určité typy baktérie sú schopné túto látku rozložiť na neškodné zložky.
Reakcia spojenia (sčítanie) zohráva v prírode a živote človeka dôležitú úlohu. Okrem toho ho často používajú vedci v laboratóriách na syntézu nových látok pre rôzne dôležité štúdie.
Rozkladné reakcie zohrávajú dôležitú úlohu v živote planéty. Koniec koncov, prispievajú k ničeniu odpadových produktov všetkých biologických organizmov. Okrem toho tento proces pomáha ľudskému telu denne absorbovať rôzne zložité zlúčeniny ich rozkladom na jednoduché (katabolizmus). Okrem všetkých vyššie uvedených túto reakciu podporuje tvorbu jednoduchých organických a anorganických látok zo zložitých. Dozvieme sa viac o tomto procese a tiež sa pozrime na praktické príklady rozkladnej chemickej reakcie.
Čo sa nazýva reakcie v chémii, aké sú ich typy a na čom závisia
Pred štúdiom informácií o rozklade sa oplatí dozvedieť sa o nich všeobecne. Tento názov označuje schopnosť molekúl niektorých látok interagovať s inými a vytvárať tak nové zlúčeniny.
Napríklad, ak kyslík a dva navzájom interagujú, výsledkom budú dve molekuly oxidu vodíka, ktorý všetci poznáme ako voda. Tento proces možno zapísať pomocou nasledujúcej chemickej rovnice: 2H2 + O2 → 2H20.
Hoci existujú rôzne kritériá, podľa ktorých sa chemické reakcie rozlišujú (tepelný efekt, katalyzátory, prítomnosť/neprítomnosť fázových rozhraní, zmeny oxidačných stavov činidiel, reverzibilita/ireverzibilita), najčastejšie sa klasifikujú podľa typu transformácie interagujúcich látok.
Rozlišujú sa teda štyri typy chemických procesov.
- Zlúčenina.
- Rozklad.
- Výmena.
- Substitúcia.
Všetky vyššie uvedené reakcie sú graficky zapísané pomocou rovníc. Ich všeobecná schéma vyzerá takto: A → B.
Na ľavej strane tohto vzorca sú počiatočné činidlá a na pravej strane - látky vytvorené v dôsledku reakcie. Spravidla vyžaduje na spustenie pôsobenie teploty, elektriny alebo použitie katalytických prísad. Ich prítomnosť by mala byť uvedená aj v chemickej rovnici.
rozklady (štiepenie)
Tento typ chemického procesu je charakterizovaný tvorbou dvoch alebo viacerých nových zlúčenín z molekúl jednej látky.
Hovoriac viac jednoduchý jazyk, rozkladná reakcia sa dá porovnať s domom od projektanta. Keď sa dieťa rozhodlo postaviť auto a loď, rozoberie počiatočnú štruktúru a postaví požadovanú z jej častí. Zároveň sa nemení štruktúra prvkov samotného konštruktéra, rovnako ako sa to deje s atómami látky, ktorá sa podieľa na štiepení.
Ako vyzerá rovnica uvažovanej reakcie?
Napriek tomu, že stovky spojení sú schopné rozdelenia na jednoduchšie komponenty, všetky takéto procesy prebiehajú podľa rovnakého princípu. Môžete to znázorniť pomocou schematického vzorca: ABV → A + B + C.
V ňom je ABV počiatočnou zlúčeninou, ktorá prešla štiepením. A, B a C sú látky vytvorené z atómov ABV počas rozkladnej reakcie.
Typy štiepnych reakcií
Ako bolo uvedené vyššie, na spustenie chemického procesu je často potrebné mať určitý účinok na činidlá. V závislosti od typu takejto stimulácie existuje niekoľko typov rozkladu:
Rozklad manganistanu draselného (KMnO4)
Keď sme sa zaoberali teóriou, stojí za to zvážiť praktické príklady procesu štiepenia látok.
Prvým z nich bude rozpad KMnO 4 (bežne označovaného ako manganistan draselný) v dôsledku zahrievania. Reakčná rovnica vyzerá takto: 2KMnO 4 (t 200 ° C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
Z prezentovaného chemický vzorec možno vidieť, že na aktiváciu procesu je potrebné zahriať počiatočné činidlo na 200 stupňov Celzia. Pre lepšiu reakciu sa manganistan draselný umiestni do vákuovej nádoby. Z toho môžeme usúdiť, že tento proces je pyrolýza.
V laboratóriách a vo výrobe sa vykonáva na získanie čistého a kontrolovaného kyslíka.
Termolýza chlorečnanu draselného (KClO3)
Rozkladná reakcia Bertholletovej soli je ďalším príkladom klasickej termolýzy v čistej forme.
Uvedený proces prechádza dvoma fázami a vyzerá takto:
- 2 KCl03 (t 400 °C) -> 3KCl04 + KCl.
- KCl04 (t od 550 °C) -» KCl + 202
Tiež termolýza chlorečnanu draselného sa môže vykonávať pri viac nízke teploty(do 200 ° C) v jednom stupni, ale na to je potrebné, aby sa reakcie zúčastnili katalyzujúce látky - oxidy rôzne kovy(cuprum, ferum, mangan atď.).
Rovnica tohto druhu bude vyzerať takto: 2KClO 3 (t 150 ° C, MnO 2) → KCl + 2O 2.
Rovnako ako manganistan draselný sa Bertoletova soľ používa v laboratóriách a priemysle na výrobu čistého kyslíka.
Elektrolýza a rádiolýza vody (H20)
Ďalším zaujímavým praktickým príkladom uvažovanej reakcie je rozklad vody. Môže sa vyrábať dvoma spôsobmi:
- Pod vplyvom elektrického prúdu na oxid vodíka: H 2 O → H 2 + O 2. Uvažovaný spôsob získavania kyslíka využívajú ponorkári na svojich ponorkách. Aj v budúcnosti sa plánuje jeho využitie na výrobu vodíka vo veľkých množstvách. Hlavnou prekážkou toho sú dnes obrovské náklady na energiu, ktoré sú potrebné na stimuláciu reakcie. Keď sa nájde spôsob, ako ich minimalizovať, elektrolýza vody sa stane hlavným spôsobom výroby nielen vodíka, ale aj kyslíka.
- Voda sa môže štiepiť aj pôsobením alfa žiarenia: H 2 O → H 2 O + +e -. Výsledkom je, že molekula oxidu vodíka stráca jeden elektrón a stáva sa ionizovanou. V tejto forme H2O + opäť reaguje s inými neutrálnymi molekulami vody a vytvára vysoko reaktívny hydroxidový radikál: H2O + H2O + → H2O + OH. Stratený elektrón zase paralelne reaguje aj s neutrálnymi molekulami oxidu vodíka, čím prispieva k ich rozkladu na radikály H a OH: H 2 O + e - → H + OH.
Rozklad alkánov: metán
Berúc do úvahy rôznymi spôsobmi oddelenie zložitých látok, oplatí sa zaplatiť Osobitná pozornosť rozkladné reakcie alkánov.
Tento názov skrýva nasýtené uhľovodíky s všeobecný vzorec CXH2X + 2. V molekulách uvažovaných látok sú všetky atómy uhlíka spojené jednoduchými väzbami.
Zástupcovia tohto radu sa v prírode nachádzajú vo všetkých troch stavoch agregácie (plyn, kvapalina, pevná látka).
Všetky alkány (reakcia rozkladu zástupcov tejto série je uvedená nižšie) sú ľahšie ako voda a nerozpúšťajú sa v nej. Samotné sú však výbornými rozpúšťadlami pre iné zlúčeniny.
Medzi hlavné chemické vlastnosti takéto látky (spaľovanie, substitúcia, halogenácia, dehydrogenácia) – a schopnosť štiepenia. Tento proces sa však môže vyskytnúť úplne alebo čiastočne.
Vyššie uvedenú vlastnosť možno uvažovať na príklade rozkladnej reakcie metánu (prvý člen alkánového radu). Táto termolýza nastáva pri 1000 °C: CH4 -> C+2H2.
Ak sa však reakcia rozkladu metánu uskutočňuje pri vyššej teplote (1500 ° C) a potom sa prudko zníži, tento plyn sa úplne nerozštiepi a nevytvorí etylén a vodík: 2CH4 → C2H4 + 3H2.
Rozklad etánu
Druhým členom uvažovaného radu alkánov je C2H4 (etán). K rozkladnej reakcii dochádza aj pod vplyvom vysoká teplota(50 °C) a v úplnej neprítomnosti kyslíka alebo iných oxidačných činidiel. Vyzerá to takto: C2H6 → C2H4 + H2.
Vyššie uvedená reakčná rovnica pre rozklad etánu na vodík a etylén nemôže byť považovaná za pyrolýzu v jej čistej forme. Faktom je, že k tomuto procesu dochádza v prítomnosti katalyzátora (napríklad kovového niklu Ni alebo vodnej pary), čo je v rozpore s definíciou pyrolýzy. Preto je správne hovoriť o vyššie uvedenom príklade štiepenia ako o rozkladnom procese prebiehajúcom počas pyrolýzy.
Treba poznamenať, že uvažovaná reakcia v priemysle je široko používaná na získanie najvyrobenejšej organická zlúčenina vo svete - plyn etylén. Pre výbušnosť C 2 H 6 sa však tento najjednoduchší alkén častejšie syntetizuje z iných látok.
Po zvážení definícií, rovníc, typov a rôznych príkladov rozkladnej reakcie môžeme konštatovať, že zohráva veľmi dôležitú úlohu nielen pre ľudské telo a prírodu, ale aj pre priemysel. Tiež s jeho pomocou v laboratóriách je možné syntetizovať mnohé užitočný materiál, ktorá pomáha vedcom vykonávať dôležité
9.1. Čo sú chemické reakcie
Pripomeňme, že chemické reakcie nazývame akékoľvek chemické javy prírody. Počas chemickej reakcie sa niektoré chemické väzby prerušia a iné sa vytvoria. V dôsledku reakcie sa z niektorých chemikálií získavajú ďalšie látky (pozri kap. 1).
Napĺňanie domáca úloha k § 2.5 ste sa oboznámili s tradičným oddeľovaním štyroch hlavných typov reakcií z celého súboru chemických premien, zároveň ste navrhli ich názvy: reakcie kombinačné, rozkladné, substitučné a výmenné.
Príklady reakcií zlúčenín:
C + O2 \u003d C02; (1)
Na20 + C02 \u003d Na2C03; (2)
NH3 + CO2 + H20 \u003d NH4HC03. (3)
Príklady rozkladných reakcií:
2Ag20 4Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)
Príklady substitučných reakcií:
CuSO4 + Fe \u003d FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 \u003d 2NaCl + I2; (8)
CaC03 + Si02 \u003d CaSi03 + CO2. (9)
| Výmenné reakcie- chemické reakcie, pri ktorých si pôvodné látky akoby vymieňajú svoje zložky. |
Príklady výmenných reakcií:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KN02 \u003d KCl + HN02; (jedenásť)
AgN03 + NaCl \u003d AgCl + NaN03. (12)
Tradičná klasifikácia chemických reakcií nepokrýva celú ich rozmanitosť – okrem reakcií štyroch hlavných typov existuje aj mnoho zložitejších reakcií.
Výber dvoch ďalších typov chemických reakcií je založený na účasti dvoch najdôležitejších nechemických častíc: elektrónu a protónu.
Počas niektorých reakcií dochádza k úplnému alebo čiastočnému prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. V tomto prípade sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria počiatočné látky; z uvedených príkladov sú to reakcie 1, 4, 6, 7 a 8. Tieto reakcie sa nazývajú redox.
V inej skupine reakcií prechádza vodíkový ión (H +), teda protón, z jednej reagujúcej častice na druhú. Takéto reakcie sú tzv acidobázické reakcie alebo reakcie prenosu protónov.
Medzi uvedenými príkladmi sú takými reakciami reakcie 3, 10 a 11. Analogicky s týmito reakciami sa redoxné reakcie niekedy nazývajú reakcie prenosu elektrónov. S RIA sa zoznámite v § 2 a s KOR - v nasledujúcich kapitolách.
ZLÚČENINOVÉ REAKCIE, ROZKLADNÉ REAKCIE, SUBSTITUČNÉ REAKCIE, VÝMENNÉ REAKCIE, REDOXNÉ REAKCIE, KYSELO-BÁZICKÉ REAKCIE.
Napíšte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + S02Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H20 ( 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) KClO3 + PP205 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2(S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + 02N2 + H20 ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H20.
Uveďte tradičný typ reakcie. Všimnite si redoxné a acidobázické reakcie. Pri redoxných reakciách uveďte atómy prvkov, ktoré menia svoje oxidačné stavy.
9.2. Redoxné reakcie
Zvážte redoxnú reakciu, ktorá sa vyskytuje vo vysokých peciach počas priemyselnej výroby železa (presnejšie liatiny) zo železnej rudy:
Fe203 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO2.
Stanovme oxidačné stavy atómov, ktoré tvoria východiskové materiály aj reakčné produkty
| Fe203 | + | = | 2 Fe | + |
Ako vidíte, oxidačný stav atómov uhlíka sa v dôsledku reakcie zvýšil, oxidačný stav atómov železa sa znížil a oxidačný stav atómov kyslíka zostal nezmenený. V dôsledku toho atómy uhlíka v tejto reakcii prešli oxidáciou, to znamená, že stratili elektróny ( oxidované) a atómy železa na redukciu, to znamená, že pripájali elektróny ( zotavil) (pozri § 7.16). Na charakterizáciu OVR sa používajú pojmy okysličovadlo A redukčné činidlo.
V našej reakcii sú teda oxidačné atómy atómy železa a redukujúce atómy sú atómy uhlíka.
V našej reakcii je oxidačným činidlom oxid železitý a redukčným činidlom je oxid uhličitý.
V prípadoch, keď sú oxidujúce a redukujúce atómy súčasťou tej istej látky (príklad: reakcia 6 z predchádzajúceho odseku), pojmy „oxidačná látka“ a „redukujúca látka“ sa nepoužívajú.
Typické oxidačné činidlá sú teda látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu pridávať elektróny (úplne alebo čiastočne), čím sa znižuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to predovšetkým halogény a kyslík, v menšej miere síra a dusík. Z komplexných látok - látky, ktoré obsahujú atómy vo vyšších oxidačných stupňoch, nemajú tendenciu vytvárať jednoduché ióny v týchto oxidačných stupňoch: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KCl04 (Cl + VII) atď.
Typické redukčné činidlá sú látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu darovať elektróny úplne alebo čiastočne, čím sa zvyšuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to vodík, alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ako aj hliník. Z komplexných látok - H 2 S a sulfidy (S -II), SO 2 a siričitany (S + IV), jodidy (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III) atď.
Vo všeobecnosti takmer všetky zložité a mnohé jednoduché látky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Napríklad:
S02 + Cl2 \u003d S + Cl202 (S02 je silné redukčné činidlo);
SO2 + C \u003d S + CO2 (t) (S02 je slabé oxidačné činidlo);
C + O2 \u003d C02 (t) (C je redukčné činidlo);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C je oxidačné činidlo).
Vráťme sa k reakcii, o ktorej sme hovorili na začiatku tejto časti.
| Fe203 | + | = | 2 Fe | + |
Všimnite si, že v dôsledku reakcie sa oxidujúce atómy (Fe + III) zmenili na redukujúce atómy (Fe 0) a redukujúce atómy (C + II) sa zmenili na oxidujúce atómy (C + IV). Ale CO2 je za akýchkoľvek podmienok veľmi slabé oxidačné činidlo a železo, hoci je redukčným činidlom, je za týchto podmienok oveľa slabšie ako CO. Preto produkty reakcie navzájom nereagujú a nedochádza k spätnej reakcii. Vyššie uvedený príklad je ilustráciou všeobecného princípu, ktorý určuje smer toku OVR:
Redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla.
Redoxné vlastnosti látok možno porovnávať len za rovnakých podmienok. V niektorých prípadoch je možné toto porovnanie vykonať kvantitatívne.
Pri robení domácej úlohy pre prvý odsek tejto kapitoly ste videli, že je dosť ťažké nájsť koeficienty v niektorých reakčných rovniciach (najmä OVR). Na zjednodušenie tejto úlohy v prípade redoxných reakcií sa používajú tieto dve metódy:
A) metóda elektronickej váhy A
b) metóda elektrón-iónovej rovnováhy.
Teraz budete študovať metódu elektrónovej rovnováhy a metóda elektrón-iónovej rovnováhy sa zvyčajne študuje na vysokých školách.
Obe tieto metódy sú založené na skutočnosti, že elektróny pri chemických reakciách nikde nezmiznú a nikde sa neobjavia, to znamená, že počet elektrónov prijatých atómami sa rovná počtu elektrónov odovzdaných inými atómami.
Počet darovaných a prijatých elektrónov v metóde elektrónovej rovnováhy je určený zmenou oxidačného stavu atómov. Pri použití tejto metódy je potrebné poznať zloženie východiskových látok aj reakčných produktov.
Zvážte použitie metódy elektronickej váhy pomocou príkladov.
Príklad 1 Urobme rovnicu pre reakciu železa s chlórom. Je známe, že produktom takejto reakcie je chlorid železitý. Napíšeme reakčnú schému:
Fe + Cl2 FeCl3.
Určme oxidačné stavy atómov všetkých prvkov, ktoré tvoria látky zúčastňujúce sa reakcie:
Atómy železa darujú elektróny a molekuly chlóru ich prijímajú. Vyjadrujeme tieto procesy elektronické rovnice:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 e-\u003d 2Cl -I.
Aby sa počet daných elektrónov rovnal počtu prijatých, musí sa prvá elektronická rovnica vynásobiť dvoma a druhá tromi:
| Fe-3 e- \u003d Fe + III, Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
2Fe - 6 e- \u003d 2Fe + III, 3C12 + 6 e– = 6Cl –I. |
Zadaním koeficientov 2 a 3 do reakčnej schémy dostaneme reakčnú rovnicu:
2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3.
Príklad 2 Zostavme rovnicu pre reakciu horenia bieleho fosforu v nadbytku chlóru. Je známe, že chlorid fosforečný vzniká za týchto podmienok:
| +V–I | ||||
| P4 | + | Cl2 | PCl5. |
Molekuly bieleho fosforu darujú elektróny (oxidujú) a molekuly chlóru ich prijímajú (redukované):
| P4-20 e– = 4P + V Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P4-20 e– = 4P + V Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
P4-20 e– = 4P + V 10C12 + 20 e– = 20Cl –I |
Pôvodne získané faktory (2 a 20) mali spoločný deliteľ, ktorými (ako budúce koeficienty v reakčnej rovnici) a boli delené. Reakčná rovnica:
P4 + 10Cl2 \u003d 4PCl 5.
Príklad 3 Zostavme rovnicu pre reakciu, ku ktorej dochádza pri pražení sulfidu železnatého v kyslíku.
Schéma reakcie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
V tomto prípade sa oxidujú atómy železa (II) aj síry (–II). Zloženie sulfidu železnatého obsahuje atómy týchto prvkov v pomere 1:1 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci).
Elektronická váha:
| 4 | Fe + II - e– = Fe + III S-II-6 e– = S + IV |
Celkový dar 7 e – |
| 7 | O2 + 4e - \u003d 2O -II |
Reakčná rovnica: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.
Príklad 4. Zostavme rovnicu pre reakciu, ku ktorej dochádza pri spaľovaní disulfidu železnatého (pyritu) v kyslíku.
Schéma reakcie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Rovnako ako v predchádzajúcom príklade sú tu oxidované aj atómy železa (II) a atómy síry, ale s oxidačným stavom I. Atómy týchto prvkov sú zahrnuté v zložení pyritu v pomere 1:2 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci). V tomto ohľade reagujú atómy železa a síry, čo sa berie do úvahy pri zostavovaní elektronickej váhy:
| Fe+III – e– = Fe + III 2S-I-10 e– = 2S +IV |
Celkovo daj 11 e – | |
| O2 + 4 e– = 2O –II |
Reakčná rovnica: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.
Existujú aj zložitejšie prípady OVR, s niektorými sa zoznámite pri domácej úlohe.
ATÓM OXIDIZÁTORA, ATÓM REDUKTORA, OXIDAČNÁ LÁTKA, REDUKČNÁ LÁTKA, METÓDA ELEKTRÓNOVEJ ROVNOVÁHY, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Vykonajte elektronické váhy pre každú rovnicu OVR uvedenú v texte § 1 tejto kapitoly.
2. Zostavte rovnice OVR, ktoré ste objavili pri plnení úlohy k § 1 tejto kapitoly. Tentoraz použite metódu elektronického vyvažovania na umiestnenie kurzov. 3. Pomocou metódy elektronických váh zostavte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+02Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe304 + H2FeO + H20 ( 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) CrO3 + NH3Cr203 + H20 + N2 ( t);
m) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) Mn02 + H2Mn + H20 ( t);
n) MnS + 02 Mn02 + S02 ( 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) Pb304 + H2Pb + H20 ( t).
9.3. exotermické reakcie. Entalpia
Prečo dochádza k chemickým reakciám?
Aby sme na túto otázku odpovedali, pripomeňme si, prečo sa jednotlivé atómy spájajú do molekúl, prečo z izolovaných iónov vzniká iónový kryštál, prečo pri tvorbe elektrónového obalu atómu funguje princíp najmenšej energie. Odpoveď na všetky tieto otázky je rovnaká: pretože je to energeticky prospešné. To znamená, že pri takýchto procesoch sa uvoľňuje energia. Zdá sa, že chemické reakcie by mali prebiehať z rovnakého dôvodu. V skutočnosti je možné uskutočniť mnoho reakcií, počas ktorých sa uvoľňuje energia. Energia sa uvoľňuje, zvyčajne vo forme tepla.
Ak sa teplo počas exotermickej reakcie nestihne odstrániť, potom sa reakčný systém zahreje.
Napríklad pri spaľovacej reakcii metánu
CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g)
sa uvoľňuje toľko tepla, že sa metán používa ako palivo.
Skutočnosť, že sa pri tejto reakcii uvoľňuje teplo, sa môže prejaviť v reakčnej rovnici:
CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g) + Q.
Tento tzv termochemická rovnica. Tu je symbol „+ Q“ znamená, že pri spaľovaní metánu sa uvoľňuje teplo. Toto teplo sa nazýva tepelný účinok reakcie.
Odkiaľ pochádza uvoľnené teplo?
Viete, že pri chemických reakciách sa chemické väzby prerušujú a vytvárajú. V tomto prípade dochádza k prerušeniu väzieb medzi atómami uhlíka a vodíka v molekulách CH4, ako aj medzi atómami kyslíka v molekulách O2. V tomto prípade vznikajú nové väzby: medzi atómami uhlíka a kyslíka v molekulách CO 2 a medzi atómami kyslíka a vodíka v molekulách H 2 O. Na prerušenie väzieb je potrebné vynaložiť energiu (pozri „energia väzby“, „energia atomizácie“ ), a pri vytváraní väzieb sa uvoľňuje energia. Je zrejmé, že ak sú „nové“ väzby silnejšie ako tie „staré“, potom sa viac energie uvoľní ako absorbuje. Rozdiel medzi uvoľnenou a absorbovanou energiou je tepelný účinok reakcie.
Tepelný efekt (množstvo tepla) sa meria v kilojouloch, napríklad:
2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) + 484 kJ.
Takýto rekord znamená, že ak dva móly vodíka zreagujú s jedným mólom kyslíka a vytvoria sa dva móly plynnej vody (para), uvoľní sa 484 kilojoulov tepla.
teda v termochemických rovniciach sa koeficienty číselne rovnajú látkovým množstvám reaktantov a reakčných produktov.
Čo určuje tepelný účinok každej konkrétnej reakcie?
Tepelný účinok reakcie závisí
a) zo stavov agregácie východiskových látok a reakčných produktov,
b) na teplote a
c) o tom, či k chemickej premene dochádza pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku.
Závislosť tepelný efekt reakcie zo stavu agregácie látok sú spôsobené tým, že procesy prechodu z jedného stavu agregácie do druhého (ako niektoré iné fyzikálne procesy) sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou tepla. Dá sa to vyjadriť aj termochemickou rovnicou. Príkladom je termochemická rovnica kondenzácie vodnej pary:
H20 (g) \u003d H20 (g) + Q.
V termochemických rovniciach, a ak je to potrebné, v bežných chemických rovniciach, sú agregované stavy látok označené pomocou písmenových indexov:
d) - plyn,
g) - kvapalina,
(t) alebo (cr) je tuhá alebo kryštalická látka.
Závislosť tepelného účinku na teplote je spojená s rozdielmi v tepelných kapacitách
východiskové látky a reakčné produkty.
Pretože v dôsledku exotermickej reakcie pri konštantnom tlaku sa objem systému vždy zväčší, časť energie sa vynaloží na prácu na zväčšenie objemu a uvoľnené teplo bude menšie ako v prípade rovnakej reakcie. pri konštantnom objeme.
Tepelné účinky reakcií sa zvyčajne počítajú pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom objeme pri 25 °C a označujú sa symbolom Q o.
Ak sa energia uvoľňuje iba vo forme tepla a chemická reakcia prebieha pri konštantnom objeme, potom tepelný účinok reakcie ( Q V) sa rovná zmene vnútornej energie(D U) látky zúčastňujúce sa reakcie, ale s opačným znamienkom:
Q V = - U.
Vnútornou energiou telesa sa rozumie celková energia medzimolekulových interakcií, chemických väzieb, ionizačná energia všetkých elektrónov, väzbová energia nukleónov v jadrách a všetky ostatné známe i neznáme druhy energie „uložené“ týmto telesom. Znamienko „–“ je spôsobené tým, že pri uvoľňovaní tepla sa vnútorná energia znižuje. Teda
U= – Q V .
Ak reakcia prebieha pri konštantnom tlaku, potom sa objem systému môže zmeniť. Časť vnútornej energie sa minie aj na prácu na zväčšení objemu. V tomto prípade
U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),
Kde Qp je tepelný účinok reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku. Odtiaľ
Q P = - U-PV .
Hodnota rovná U+PV bol pomenovaný zmena entalpie a označené D H.
H=U+PV.
Preto
Q P = - H.
Pri uvoľnení tepla sa teda entalpia systému znižuje. Odtiaľ pochádza starý názov pre túto veličinu: „tepelný obsah“.
Na rozdiel od tepelného efektu, zmena entalpie charakterizuje reakciu bez ohľadu na to, či prebieha pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Termochemické rovnice napísané pomocou zmeny entalpie sa nazývajú termochemické rovnice v termodynamickej forme. V tomto prípade je uvedená hodnota zmeny entalpie za štandardných podmienok (25 °C, 101,3 kPa), označovaná ako H o. Napríklad:
2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H o= - 65 kJ.
Závislosť množstva tepla uvoľneného pri reakcii ( Q) z tepelného účinku reakcie ( Q o) a množstvo látky ( n B) jeden z účastníkov reakcie (látka B - východisková látka alebo produkt reakcie) je vyjadrený rovnicou:
B je tu množstvo látky B dané koeficientom pred vzorcom látky B v termochemickej rovnici.
Úloha
Určte množstvo vodíkovej látky spálenej v kyslíku, ak by sa uvoľnilo 1694 kJ tepla.
Riešenie
2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Tepelný účinok reakcie interakcie kryštalického hliníka s plynným chlórom je 1408 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu a určte hmotnosť hliníka potrebnú na výrobu 2816 kJ tepla pomocou tejto reakcie. 9.4. endotermické reakcie. Entropia Okrem exotermických reakcií sú možné reakcie, pri ktorých sa teplo absorbuje a ak nie je dodávané, potom sa reakčný systém ochladí. Takéto reakcie sú tzv endotermický. Tepelný účinok takýchto reakcií je negatívny. Napríklad: Energia uvoľnená pri tvorbe väzieb v produktoch týchto a podobných reakcií je teda menšia ako energia potrebná na prerušenie väzieb vo východiskových materiáloch.
Vezmime si dve banky a jednu naplníme dusíkom (bezfarebný plyn) a druhú oxidom dusičitým (hnedý plyn) tak, aby tlak aj teplota v bankách boli rovnaké. Je známe, že tieto látky medzi sebou nevstupujú do chemickej reakcie. Banky pevne spojíme hrdlom a postavíme zvislo tak, aby banka s ťažším oxidom dusičitým bola na dne (obr. 9.1). Po chvíli uvidíme, že do hornej banky sa postupne šíri hnedý oxid dusičitý a do spodnej preniká bezfarebný dusík. V dôsledku toho sa plyny zmiešajú a farba obsahu baniek sa zmení. teda
Vzťahové rovnice medzi entropiou ( S) a ďalšie veličiny sa študujú v kurzoch fyziky a fyzikálnej chémie. jednotka entropie [ S] = 1 J/K. G= H-T S Podmienka spontánneho výskytu reakcie: G< 0. Pri nízkych teplotách je faktorom určujúcim možnosť reakcie vo väčšej miere energetický faktor a pri vysokých teplotách entropický. Najmä z vyššie uvedenej rovnice je zrejmé, prečo pri zvýšenej teplote začínajú prebiehať rozkladné reakcie, ktoré sa nevyskytujú pri izbovej teplote (entropia sa zvyšuje). ENDOTERMICKÁ REAKCIA, ENTROPIA, ENERGETICKÝ FAKTOR, ENTROPICKÝ FAKTOR, GIBBSOVÁ ENERGIA. 2CuO (cr) + C (grafit) \u003d 2Cu (cr) + CO2 (g) je -46 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu a vypočítajte, koľko energie potrebujete minúť na získanie 1 kg medi pri takejto reakcii. CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ Vzniklo 24,6 litra oxidu uhličitého. Zistite, koľko tepla bolo zbytočne premrhané. Koľko gramov oxidu vápenatého vzniklo v tomto prípade? |
chemické reakcie, ich vlastnosti, druhy, podmienky prúdenia atď., sú jedným zo základných kameňov zaujímavej vedy zvanej chémia. Skúsme prísť na to, čo je chemická reakcia a aká je jej úloha. Takže v chémii sa chemická reakcia považuje za premenu jednej alebo viacerých látok na iné látky. Zároveň sa nemenia ich jadrá (na rozdiel od jadrových reakcií), ale dochádza k redistribúcii elektrónov a jadier a, samozrejme, vznikajú nové chemické prvky.
Chemické reakcie v prírode a každodennom živote
Vy aj ja sme obklopení chemickými reakciami, navyše ich sami pravidelne vykonávame rôznymi činnosťami v domácnosti, keď si napríklad zapálime zápalku. Najmä veľa chemických reakcií samotných bez podozrievania (a možno podozrievania) kuchárov robí pri príprave jedla.
Samozrejme, veľa chemických reakcií prebieha v prírodných podmienkach: erupcia sopky, lístie a stromy, ale čo môžem povedať, takmer každý biologický proces možno pripísať príkladom chemických reakcií.
Druhy chemických reakcií
Všetky chemické reakcie možno rozdeliť na jednoduché a zložité. Jednoduché chemické reakcie sa zase delia na:
- zložené reakcie,
- rozkladné reakcie,
- substitučné reakcie,
- výmenné reakcie.
Chemická reakcia zlúčeniny
Podľa veľmi výstižnej definície veľkého chemika D. I. Mendelejeva k reakcii zlúčeniny dochádza vtedy, keď „nastane jedna z ich dvoch látok“. Príkladom chemickej reakcie zlúčeniny môže byť zahrievanie práškov železa a síry, pri ktorom z nich vzniká sulfid železa - Fe + S = FeS. Iné jasné príklady Táto reakcia je spaľovanie jednoduchých látok, ako je síra alebo fosfor vo vzduchu (možno takúto reakciu možno nazvať aj tepelnou chemickou reakciou).
Chemická reakcia rozkladu
Je to jednoduché, rozkladná reakcia je opakom zloženej reakcie. Z jednej látky vyrába dve alebo viac látok. Jednoduchým príkladom chemickej rozkladnej reakcie by bol rozklad kriedy, pri ktorom zo samotnej kriedy vzniká nehasené vápno a oxid uhličitý.
Chemická substitučná reakcia
Substitučná reakcia sa uskutočňuje, keď jednoduchá látka interaguje s komplexnou látkou. Uveďme príklad chemickej substitučnej reakcie: ak spustíme oceľový klinec do roztoku so síranom meďnatým, potom v priebehu tohto jednoduchého chemického pokusu dostaneme síran železitý (železo vytlačí meď zo soli). Rovnica pre takúto chemickú reakciu by vyzerala takto:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu
Chemická výmenná reakcia
Výmenné reakcie prebiehajú výlučne medzi komplexom chemikálie, počas ktorej menia svoje časti. Mnohé z týchto reakcií prebiehajú v rôznych riešeniach. Neutralizácia kyseliny žlčou dobrý príklad chemická výmenná reakcia.
NaOH + HCl -> NaCl + H20
Toto je chemická rovnica tejto reakcie, v ktorej sa vodíkový ión zo zlúčeniny HCl vymení za sodíkový ión zo zlúčeniny NaOH. Dôsledkom tejto chemickej reakcie je vznik soľného roztoku.
Známky chemických reakcií
Podľa známok výskytu chemických reakcií možno posúdiť, či chemická reakcia medzi činidlami prešla alebo nie. Tu sú príklady príznakov chemických reakcií:
- Zmena farby (ľahké železo, napr vlhký vzduch pokrytý hnedým povlakom, v dôsledku chemickej reakcie interakcie železa a).
- Zrážanie (pri náhlom prechode oxidu uhličitého cez vápenný roztok vznikne zrážanie bielej nerozpustnej zrazeniny uhličitanu vápenatého).
- Vývoj plynu (ak klesnete prášok na pečenie kyselina citrónová, získate uvoľňovanie oxidu uhličitého).
- Tvorba slabo disociovaných látok (všetky reakcie vedúce k tvorbe vody).
- Žiara roztoku (príkladom sú reakcie, ktoré sa vyskytujú s roztokom luminolu, ktorý pri chemických reakciách vyžaruje svetlo).
Vo všeobecnosti je ťažké rozlíšiť, ktoré znaky chemických reakcií sú hlavné, rôzne látky a rôzne reakcie majú svoje vlastné znaky.
Ako určiť znak chemickej reakcie
Znak chemickej reakcie môžete určiť vizuálne (so zmenou farby, žiary) alebo podľa výsledkov tejto reakcie.
Rýchlosť chemickej reakcie
Rýchlosťou chemickej reakcie sa zvyčajne rozumie zmena množstva jedného z reaktantov za jednotku času. Navyše rýchlosť chemickej reakcie je vždy kladná hodnota. V roku 1865 chemik N. N. Beketov sformuloval zákon hromadnej akcie, ktorý hovorí, že „rýchlosť chemickej reakcie v akomkoľvek danom čase je úmerná koncentráciám činidiel zvýšeným na mocniny rovnajúce sa ich stechiometrickým koeficientom“.
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie zahŕňajú:
- povaha reaktantov
- prítomnosť katalyzátora
- teplota,
- tlak,
- povrchová plocha reaktantov.
Všetky majú najpriamejší vplyv na rýchlosť chemickej reakcie.
Rovnováha chemickej reakcie
Chemická rovnováha je taký stav chemického systému, v ktorom dochádza k niekoľkým chemickým reakciám a rýchlosti v každom páre priamych a spätných reakcií sú rovnaké. Vyčleňuje sa teda rovnovážna konštanta chemickej reakcie - to je hodnota, ktorá určuje pre danú chemickú reakciu pomer medzi termodynamickými aktivitami východiskových látok a produktov v stave chemickej rovnováhy. Keď poznáte rovnovážnu konštantu, môžete určiť smer chemickej reakcie.
Podmienky pre vznik chemických reakcií
Na spustenie chemických reakcií je potrebné vytvoriť vhodné podmienky:
- uvedenie látok do úzkeho kontaktu.
- zahrievanie látok na určitú teplotu (teplota chemickej reakcie musí byť primeraná).
Tepelný účinok chemickej reakcie
Toto je názov pre zmenu vnútornej energie systému v dôsledku výskytu chemickej reakcie a transformácie východiskových materiálov (reaktantov) na reakčné produkty v množstvách zodpovedajúcich rovnici chemickej reakcie za nasledujúcich podmienok: :
- jedinou možnou prácou je v tomto prípade iba práca proti vonkajšiemu tlaku.
- východiskové materiály a produkty získané ako výsledok chemickej reakcie majú rovnakú teplotu.
Chemické reakcie, video
A na záver zaujímavé video o najúžasnejších chemických reakciách.
