Класификация на химични реакции. Реакции на свързване

9.1. Какви са химическите реакции

Спомнете си, че с химични реакции ние наричаме всички химически явления на природата. В химична реакция се появява образуването на други химични връзки. В резултат на реакцията от някои химикали се получават други вещества (виж ch. 1).

Извършване на домашна работа до § 2.5, вие се запознахте с традиционното разпределение на целия набор от химични трансформации на реакциите на четирите основни вида, след което предложихте имената им: реакции на свързване, разлагане, заместване и обмен.

Примери за свързващи реакции:

C + O 2 \u003d CO 2; (един)
Na2O + CO 2 \u003d Na2C03; (2)
NH3 + CO2 + Н20 \u003d NH4 HCO3. (3)

Примери за реакции на разлагане:

2 o 4ag + O 2; (четири)
CACO 3 CAO + CO 2; (пет)
(NH4) 2 CR2O7N2 + CR2O3 + 4H2O. (6)

Примери за реакции на заместване:

CUSO 4 + FE \u003d FESO 4 + CU; (7)
2nai + Cl 2 \u003d 2nacl + I 2; (осем)
CACO 3 + SiO 2 \u003d Casio 3 + CO 2. (девет)

Обменни реакции - химични реакции, при които първоначалните вещества ще бъдат обменяни от техните компоненти.

Примери за обменни реакции:

Ba (OH) 2 + Н2S04 \u003d BASO 4 + 2H20; (10)
НС1 + KNO 2 \u003d KCL + HNO 2; (единадесет)
AGNO 3 + NaCl \u003d AgCl + Nano 3. (12)

Традиционната класификация на химическите реакции не обхваща цялото им разнообразие - в допълнение към реакциите на четири основни вида, има и много по-сложни реакции.
Разпределението на два други вида химични реакции се основава на участието на две съществени нехимични частици в тях: електрон и протон.
Когато се появят някои реакции, има пълно или частично предаване на електрони от един атоми към другия. В същото време, степента на окисление на атомите на елементите, включени в промените в изходните вещества; От горните примери, тази реакция е 1, 4, 6, 7 и 8. Тези реакции се наричат окислително и възстановяване.

В друга група реакции от една реакционна частица, водородният йон (H +) се прехвърля в друг, т.е. протонът. Такива реакции се наричат Реакции на киселини или реакции с протонно предаване.

Сред горните примери такива реакции са реакции 3, 10 и 11. По аналогия с тези реакции, понякога се наричат \u200b\u200bредокс реакции реакции на електронни предавания. С HSR ще се запознаете в § 2 и с КР - в следващите глави.

Реакции на съединение, реакция на разлагане, реакционна реакция, реакция на обмен, окислителни реакционни реакции, киселинно-основни реакции.
Направете уравненията на реакциите, съответстващи на следните схеми:
а) HG + O 2 ( t.); б) Li 2 O + SO 2 Li 2S03; в) CU (OH) 2 CUO + H20 ( t.);
г) Al + I 2 Ali 3; д) CUCL 2 + FE FECL 2 + CU; e) mg + Н3О4 mg 3 (PO4) 2 + Н2;
g) al + o 2 al 2 o 3 ( t.); и) kclo 3 + p P2O 5 + kcl ( t.); k) CUSO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + CU;
л) Fe + Cl 2 Fecl 3 ( t.); m) NH3 + 02N2 + Н20 ( t.); H) H2S04 + CUO CUSO 4 + H 2 O.
Посочете традиционния тип реакция. Обърнете внимание на редокс и киселинно-основни реакции. В Redox реакции, посочете атомите, от които елементи променят степените на окисление.

9.2. Редукционни реакции

Помислете за редукционна реакция, която тече в доменни пещи в промишленото получаване на желязо (по-точно, чугун) от желязна руда:

FE 2 O 3 + 3CO \u003d 2FE + 3CO2.

Определяме степента на окисление на атомите, включени в състава както на изходните материали, така и на реакционните продукти

Fe 2 O 3	+		=	2FE.	+

Както виждате, степента на окисление на въглеродни атоми в резултат на повишена реакцията, степента на окисляване на железни атоми намалява и степента на окисление на кислородните атома остава непроменена. Следователно въглеродните атоми в тази реакция са окисляването, т.е. загубените електрони ( окислен), и железни атоми - възстановяване, т.е. електрони ( възстановен) (Виж § 7.16). За характеристиките на OSR използвайте концепциите оксидиращ агент и намаляване на агента.

Така в нашите реакционни атоми-окислители са железни атоми и въглеродните атоми са въглеродни атоми.

В нашата реакция, окислителният агент е железен (III) оксид и редуциращото вещество вещество - въглероден оксид (II).
В случаите, когато окислителят и редуциращите атоми са част от едно и също вещество (пример: реакция от 6 от предишния параграф), концепциите "окислител на веществото" и "средство за намаляване на веществото" не се използват.
Така, типичните окислители са вещества, които включват атоми, наклонени за свързване на електрони (напълно или частично), намалявайки степента на окисление. От простите вещества, той е предимно халогени и кислород, в по-малка степен на сяра и азот. На сложните вещества - веществата, които включват атоми в най-високите степени на окисление, не са наклонени в тези степени на окисление, за да образуват обикновени йони: HNO 3 (N + V), KMNO 4 (MN + VII), CRO 3 (CR +), CRO 3 (CR + VI), KCLO 3 (CL + V), KCLO 4 (CL + VII) и др.
Типични редуциращи агенти са вещества, които включват атоми, наклонени до напълно или частично дават електрони, увеличавайки степента на окисление. От простите вещества, той е водород, алкални и алкални земни метали, както и алуминий. От сложни вещества - Н2С и сулфиди (S-II), S02 и сулфити (S + IV), йодиди (I-I), СО (С + II), NH3 (N-III), и т.н.
Като цяло, почти всички сложни и много прости вещества могат да проявяват както оксидативни, така и рехабилитационни свойства. Например:
S02 + CI2 \u003d S + CI2O2 (S02 е силно редуциращ агент);
Така че 2 + С \u003d S + CO2 (t) (S02 е слаб окислител);
C + O 2 \u003d CO2 (t) (С - редуциращ агент);
C + 2CA \u003d СА 2С (t) (С - окислител).
Нека да се върнем в реакцията, разглобени в началото на този параграф.

Fe 2 O 3	+		=	2FE.	+

Моля, обърнете внимание, че в резултат на реакцията, окислителните атоми (Fe + III) се превръщат в редуциращи атоми (Fe 0) и редуциращите атоми (С + II) се превръщат в окислителни атоми (С + IV). Но СО 2 при всякакви условия е много слаб окислител и желязо, въпреки че редуциращият агент, но в тези условия е много по-слаб от Ко. Следователно, реакционните продукти не реагират помежду си и обратната реакция не продължава. Примерът по-горе е илюстрация на общ принцип, който определя посоката на потока на ОРР:

Редукционни реакции се появяват в посоката на образуване на по-слаб окислител и по-слаб редуциращ агент.

Редоксиалните свойства на веществата могат да бъдат сравнявани само при идентични условия. В някои случаи това сравнение може да бъде количествено определено.
Извършвайки домашна работа към първия параграф на тази глава, сте се уверили, че е доста трудно да изберете коефициентите в някои от реакционните уравнения (особено ORV). За да се опрости този проблем, в случай на редуксични реакции, се използват следните два метода:
но) метод за електронен баланси
б) електронен баланс.
Сега ще изучавате метода на електронния баланс, а методът на електронния баланс обикновено се изследва във висшите образователни институции.
И двата метода се основават на факта, че електроните в химични реакции не изчезват навсякъде и не се появяват сега, т.е. броят на електроните, приет от електроните, е равен на броя на електроните, дадени от други атоми.
Броят на дадените и приети електрони в метода на електронния баланс се определя от промяната в степента на окисление на атомите. Когато се използва този метод, е необходимо да се знае съставът както на изходните материали, така и на реакционните продукти.
Помислете за прилагането на метода на електронния баланс в примерите.

Пример 1.Направете уравнението на реакцията на желязо с хлор. Известно е, че продуктът на такава реакция е хлорид от желязо (III). Ние пишем реакционната схема:

FE + CL 2 FECL 3.

Определяме степените на окисление на атомите от всички елементи, които са част от веществата, включени в реакцията:

Железни атоми дават електрони и се вземат хлорни молекули. Изразяват тези процеси електронни уравнения:
Fe - 3. д. - \u003d Fe + III,
Cl 2 + 2 e - \u003d 2Cl -i.

Така че броят на подвижните електрони е равен на броя на приетите, е необходимо да се умножи първото електронно уравнение на две, а вторият е три:

Fe - 3. д. - \u003d Fe + III, Cl 2 + 2 д. - \u003d 2CL -i

2FE - 6. д. - \u003d 2FE + III, 3CL 2 + 6 д. - \u003d 6CL -i.

Чрез въвеждане на коефициенти 2 и 3 в реакционната схема получаваме реакционното уравнение:
2FE + 3CL 2 \u003d 2FECL 3.

Пример 2.Ще направим уравнението на реакцията на горене на бял фосфор в излишък на хлор. Известно е, че в тези условия се образува фосфор хлорид (V):

				+ V -i.
P 4.	+	Cl 2.		PCL 5.

Белите фосфорни молекули дават електрони (окислени) и се вземат хлорни молекули (възстановени):

P 4 - 20 д. - \u003d 4P + V Cl 2 + 2 д. - \u003d 2CL -i

1 10

2 20

P 4 - 20 д. - \u003d 4P + V Cl 2 + 2 д. - \u003d 2CL -i

P 4 - 20 д. - \u003d 4P + V 10CL 2 + 20 д. - \u003d 20CL -i

Първоначално получените фактори (2 и 20) са имали общ делител, към който (като бъдещи коефициенти в уравнението на реакцията) и са разделени. Реакционно уравнение:

P 4 + 10CI2 \u003d 4PCL 5.

Пример 3. Активиране на уравнението на реакцията, протичаща под стрелбата на сулфида на желязо (II) в кислород.

Реакционна схема:

				+ III -i		+ IV -II.
	+	O 2.			+

В този случай желязото (II) атомите и серните атоми (- ii) се окисляват. Съставът на сулфид на желязо (II) атоми от тези елементи са включени по отношение на 1: 1 (виж индекси в най-простата формула).
Електронен баланс:

4	Fe + II - д. - \u003d Fe + III S -II - 6 д. - \u003d S + IV	Общо 7. д. –
7	O 2 + 4E - \u003d 2o -ii

Уравнение на реакцията: 4fes + 7O2 \u003d 2FE2O3 + 4SO2.

Пример 4.. Ще направим уравнението на реакцията, течаща под стрелбата на желязо (II) дисулфид (пирит) в кислород.

Реакционна схема:

				+ III -i		+ IV -II.
	+	O 2.			+

Както и в предишния пример, атомите на желязо (II) и серните атоми също се окисляват тук, но със степента на окисление - I. пиритните атоми на тези елементи са включени във връзка с 1: 2 (виж индексите в най-простата формула) . В това отношение е желязото и серните атоми реагират, което се отчита при изготвянето на електронния баланс:

	Fe + III - д. - \u003d Fe + III 2s -i - 10 д. - \u003d 2S + IV	Общо 11. д. –
	O 2 + 4 д. - \u003d 2o -ii

Реакционно уравнение: 4FES 2 + 11O 2 \u003d 2FE2O3 + 8SO2.

Намерени са по-сложни случаи на OSR, като някои от тях ще се запознаете, изпълнявате домашна работа.

Атомно-окислител, атомно-редуциращ агент, окислител, намаляващо вещество, метод за електронен баланс, електронни уравнения.
1. Предложете електронния баланс на всяко уравнение на OSR, дадено в текста § 1 от настоящата глава.
2.Изграждайте уравненията на OSR, намерени от Вас при изпълнение на задача до § 1 от настоящата глава. Този път използвайте метода за електронен баланс за настаняването на коефициенти. 3. Използване на метода за електронен баланс, направете реакционните уравнения, съответстващи на следните схеми: а) Na + I 2 Nai;
b) Na + O2 Na2O2;
в) Na2O2 + Na2O;
d) Al + BR2 ALBR 3;
e) Fe + O 2 FE 3 O 4 ( t.);
e) fe 3 o 4 + h2 feo + h 2 o ( t.);
ж) Feo + O 2 Fe 2 O 3 ( t.);
и) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t.);
K) CR + O 2 CR2O3 ( t.);
л) CRO 3 + NH3R2O3 + Н20 + N2 ( t.);
m) mn 2O 7 + NH3 mN02 + N2 + Н20;
H) mn02 + h2 mN + Н20 ( t.);
n) mns + o 2 mno 2 + so 2 ( t.)
p) PBO 2 + CO PB + CO 2 ( t.);
в) 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 + h2 pb + h2 ° ( t.).

9.3. Екзотермични реакции. Enthalpy

Защо се появяват химични реакции?
За да отговорите на този въпрос, ние си спомним защо отделните атоми се комбинират в молекулите, защо йонният кристал е оформен от изолирани йони, защо принципът на най-малко енергия се прилага при образуването на електронна обвивка на атом. Отговорът на всички тези въпроси е един и същ: защото е енергично печеливш. Това означава, че с потока от такива процеси се подчертава енергията. Изглежда, че химичните реакции трябва да продължат по същата причина. Всъщност могат да се извършват различни реакции, когато енергията се освободи. Енергията се откроява като правило под формата на топлина.

Ако при екзотермична топлинна реакция няма време да бъде върнат, след това реакционната система се нагрява.
Например, в реакцията на изгаряне метан

CH4 (g) + 2O2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2N 2O (g)

различава се толкова много топлина, че метанът се използва като гориво.
Фактът, че топлината е подчертана в тази реакция, може да бъде отразена в уравнението на реакцията:

CH4 (g) + 2O2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2N 2O (g) + Q.

Това е така нареченото термохимично уравнение. Тук е символът "+ Q."Означава, че при изгаряне на метан е маркиран. Тази топлина се нарича реакция на топлинна ефективност.
Откъде идва подчертаната топлина?
Знаете, че при химични реакции химическите връзки са разкъсани и оформени. В този случай връзката между въглеродни и водородни атома в CH4 молекули, както и между кислородните атоми в 2 молекули. В същото време се образуват нови връзки: между въглеродните и кислородните атоми в молекули на СО2 и между атомите на кислород и водород в молекулите Н 2 О. За прекъсване на връзките, е необходимо да се харчи енергия (вж. "Комуникационна енергия", " Атомизация на енергия ") и при оформянето на връзките се разпределя енергия. Очевидно е, че "новите" отношения са по-трайни от "старите", тогава енергията ще бъде удължена повече от абсорбцията. Разликата между екскретираната и абсорбираната енергия е термичният ефект на реакцията.
Топлинният ефект (количеството топлина) се измерва в килоджии, например:

2N 2 (g) + 02 (g) \u003d 2N 2O (g) + 484 kJ.

Такъв запис означава, че 484 килоджаула топлина ще бъде разделена, ако се образува два полюса водород с една миля кислород и в същото време се образува две молитви на газообразно вода (водна пара).

По този начин, при термохимични уравнения коефициентите са числено равни на броя на веществата на реагентите и реакционните продукти.

Какво зависи от термичния ефект на всяка конкретна реакция?
Термичният ефект на реакцията зависи
а) от съвкупните състояния на първоначалните вещества и реакционните продукти, \\ t
б) при температура и
в) От това дали химическата трансформация се среща при постоянен обем или при постоянно налягане.
Зависимостта на термичния ефект на реакцията от съвкупното състояние на веществата е свързана с факта, че преходните процеси от едно съвкупно състояние към друг (както и някои други физически процеси) са придружени от освобождаване или абсорбция на топлина. Тя може да бъде изразена и от термохимичното уравнение. Пример - термохимично уравнение на кондензацията на водните пари:

Н20 (d) \u003d Н20 (g) + Q.

При термохимични уравнения и ако е необходимо, в конвенционалните химически уравнения общите състояния на вещества са посочени като се използват азбучни индекси:
ж) - газ,
(g) - течност, \\ t
(T) или (CR) - твърдо или кристално вещество.
Зависимостта на термичния ефект върху температурата е свързана с разликите в топлинните капачки изходни и реакционни продукти.
Тъй като в резултат на екзотермична реакция при постоянно налягане, обемът на системата винаги се увеличава, тогава част от енергията отива за извършване на работа по време на увеличаване на обема и освободената топлина ще бъде по-малка, отколкото в случай на хода на хода на. \\ T същата реакция при постоянен обем.
Термичните ефекти на реакциите обикновено се изчисляват за реакции, протичащи при постоянен обем при 25 ° С и означават със символ. Q. о.
Ако енергията се освободи само под формата на топлина, и химическата реакция се осъществява при постоянен обем, след това термичният ефект на реакцията ( Q V.) Равен на промяната вътрешна енергия (Д. Улавяне) Вещества, участващи в реакцията, но с противоположния знак:

Q v \u003d - Улавяне.

Под вътрешната енергия на тялото, общата енергия на междумолекулните взаимодействия, химическите облигации, енергията на йонизацията на всички електрони, енергията на облигациите на нуклените в ядра и всички други добре познати и неизвестни видове енергия, "съхранени" от този орган се разбира. Знакът "-" се дължи на факта, че когато топлинната изолация, вътрешната енергия намалява. I.e.

Улавяне= – Q V. .

Ако реакцията протича при постоянно налягане, обемът на системата може да варира. Част от вътрешната енергия се дължи и на увеличението на обема. В такъв случай

U \u003d -(Q p + a) = –(Q p + p В.),

където Q P. - термичният ефект на реакцията, протичащ при постоянно налягане. Оттук

Q p \u003d - U - P. В. .

Стойността е равна U + p. В.получено име промяна на енталпия И обозначава Г. Х..

H \u003d. U + p. В..

Следователно

Q p \u003d - Х..

Така при подчертаване на системата за топлинна енталпия намалява. Оттук и старата заглавие на тази стойност: "топлинно съдържащ".
За разлика от термичния ефект, промяната в enthalpy характеризира реакцията, независимо дали тя се движи с постоянен обем или постоянно налягане. Наричат \u200b\u200bсе термохимични уравнения, използвани с промяната на енталпията термохимични уравнения в термодинамична форма. В същото време се прилага стойността на енталпичната промяна при стандартни условия (25 ° C, 101.3 kPa), обозначена H O.. Например:
2N 2 (g) + 02 (g) \u003d 2N 2O (g) H O. \u003d - 484 kJ;
CAO (CR) + H20 (g) \u003d SA (OH) 2 (CR) H O. \u003d - 65 kJ.

Зависимостта на количеството топлина, пуснато в реакцията ( Q.) от термичния ефект на реакцията ( Q. о) и количеството вещество ( н. Б) един от участниците в реакцията (вещество В-източник на източника или реакционния продукт) се изразява от уравнението:

Тук Б е количеството на веществото В, определено от коефициента преди формулата на веществото В в термохимичното уравнение.

Задача

Определете количеството водородно вещество, изгорено на кислород, ако е освободен 1694 CJ топлина.

Решение

2N 2 (g) + 02 (g) \u003d 2N 2O (g) + 484 kJ.

Q \u003d 1694 KJ, 6.Потрапката на реакцията на взаимодействието на кристалния алуминий с газообразен хлор е 1408 kJ. Запишете термохимичното уравнение на тази реакция и определете масата на алуминия, необходим за получаване на 2816 CJ за топлина, използвайки тази реакция. 7. Оставете количеството топлина, отделено по време на горене във въздуха 1 kg въглища, съдържаща 90% графит, ако топлинният ефект на реакцията на горене на графит в кислород е 394 kJ. 9.4. Ендотермични реакции. Ентропия В допълнение към екзотермичните реакции са възможни реакции, като потокът от който се абсорбира топлината и, ако не се провали, реакционната система се охлажда. Такива реакции се наричат ендотермален. Топлинният ефект на такива реакции е отрицателен. Например: CACO 3 (CR) \u003d CAO (KR) + CO 2 (g) - Q, 2HGO (kr) \u003d 2Hg (g) + 0 2 (g) - q, \\ t 2AGBR (CR) \u003d 2Ag (KR) + BR 2 (g) - Q. Така енергията, освободена при образуването на облигации в тези продукти от тях и техните подобни реакции е по-малка от енергията, необходима за счупване на облигации в изходните вещества. Каква е причината за такива реакции, защото те са енергично неблагоприятни? След като такива реакции са възможни, това означава, че има някакъв неизвестен фактор, който е причина за техния поток. Нека се опитаме да го открием. Вземете две колби и попълнете един от тях с азот (безцветен газ), а другият - азотен диоксид (кафяв газ), така че налягането и температурата в колбите са еднакви. Известно е, че тези вещества са помежду си, не влизат в химическата реакция. Херметически комбинирани колбите с шийки и ги инсталират вертикално, така че колбата с по-тежък азотен диоксид е на дъното (фиг. 9.1). След известно време ще видим, че кафявият азотен диоксид постепенно се разпространява в горната колба и безцветен азот прониква в долната. В резултат на това газовете се смесват и цветът на съдържанието на колбата става същото. Какво прави газовете? Хаотично термично движение на молекули. Експерименталното преживяване показва, че спонтанно, без никой от нашите (външни) ефекти, процесът може да тече, като термичният ефект е нула. И това е наистина равно на нула, защото в този случай няма химическо взаимодействие (химични връзки не се обръщат и не се формират), а междумолекулното взаимодействие в газовете е незначително и почти същото. Наблюдаваният феномен е специален случай на проявление на универсалния закон на природата, според който системите, състоящи се от голям брой частици, винаги се стремят към най-голямото разстройство. Мярка за това разстройство е физическата стойност, наречена ентропия. По този начин, колкото повече поръчка - по-малко ентропията, По-малко поръчката - колкото повече ентропия. Уравнения на комуникацията между ентропията ( С.) И други стойности се изследват в курсове по физика и физическа химия. Единица за измерване на ентропия [ С.] \u003d 1 J / k. Ентропията се увеличава с нагряването на веществото и намалява, когато е охлаждане. Особено силно се увеличава в прехода на вещество от твърда до течност и от течност в газообразно състояние. Какво се случи в нашия опит? При смесване на две различни газове, степента на разстройство се увеличава. Следователно ентропията на системата се е увеличила. С нулев топлинен ефект, това е причината за спонтанния поток на процеса. Ако искаме да разделим смесените газове, тогава ще трябва да работим , Това е, за да прекарат енергия за това. Спонтанно (поради движение на топлина), смесените газове никога няма да бъдат разделени! Така че открихме два фактора, които определят възможността за много процеси, включително химични реакции: 1) желанието на системата за минимизиране на енергията ( енергиен фактор) I. 2) желанието на системата до максималната ентропия ( ентропиен фактор). Нека сега да видим как различните комбинации от тези два фактора влияят върху възможността за химични реакции. 1. ако, в резултат на предвидената реакция, енергията на реакционните продукти е по-малка от енергията на изходните вещества, а ентропията е по-голяма ("под планината до по-голямо разстройство"), след това такава реакция може да тече и ще бъде екзотермично. 2. ако, в резултат на предвидената реакция, енергията на реакционните продукти е по-голяма от енергията на изходните вещества, и ентропията е по-малка ("нагоре към по-голямата реда"), след това такава реакция не отива . 3. Ако в предвидената реакция, енергийните и ентропийските фактори действат в различни посоки ("под планината, но до по-голямата поръчка" или "нагоре, но за по-голямо маршрутизиране"), тогава без специални изчисления, е невъзможно да се каже нещо за възможността за течването на такава реакция ("кой ще изтегли"). Помислете кой от тези случаи принадлежи ендотермични реакции. Възможността за течаща химична реакция може да бъде оценена чрез изчисляване на промяната по време на реакцията на физическото количество, в зависимост от двете от промяната в енталпия и от промяната в ентропията в тази реакция. Такава физическа стойност се нарича енергия Гибс(В чест на американската физикохимия от XIX век. Йозайна Уилард Гибс). G \u003d. H - T. С. Състоянието на спонтанния реакционен поток: Г.< 0. При ниски температури факторът, определящ възможността за реакция, е в по-голяма степен, е енергийният фактор и с висока ентропия. От даденото уравнение, по-специално, може да се види, защо реакцията на разпадане, която не се случва при стайна температура (ентропията), започва да ходи на повишена температура. Ендотермична реакция, ентропия, енергиен фактор, ентропиен фактор, енергия на Гибс. 1. Направете примери за ендотермични процеси, известни на вас. 2. С цел ентропията на кристала на натриев хлорид по-малък от ентропията на стопилката, получена от този кристал? 3. Пипер ефект на реакция на медното възстановяване от въглищния оксид 2CUO (CR) + C (графит) \u003d 2CU (CR) + CO 2 (g) това е -46 kJ. Запишете термохимичното уравнение и изчислете каква енергия трябва да се изразходва, за да се получи 1 kg мед в такава реакция. 4. Калцинността на калциевото карбонат е изразходвана 300 kJ топлина. В същото време чрез реакция CACO 3 (CR) \u003d CAO (CR) + CO 2 (g) - 179kj образуват се 24.6 литра въглероден диоксид. Определете колко топлина е изразходвана безполезна. Колко грама калциев оксид се образува? 5. Извършване на магнезиев оксид, газов азотен диоксид и кислород. Топлинният ефект на реакцията е -510 kJ. Направете термохимично уравнение и определете как се абсорбира количеството на топлината, ако 48 литра кислород се разделят. Каква е масата на по-големия нитрат на магнезий?

(Фотохимични реакции), електрически ток (електродни процеси), йонизиращи лъчения (радиационни-химични реакции), механични ефекти (механохимични реакции), при ниска температура (плазмени химични реакции) и т.н. Взаимодействието на молекулите се извършва чрез верижен път: асоциация - електронна изомеризация - дисоциацияв които активните частици са радикали, йони, координация и ненаситени съединения. Скоростта на химическата реакция се определя от концентрацията на активни частици и разликата между комуникационните енергии на разреждането и образуването.

Химическите процеси, които се срещат по същество, се различават от физическите процеси и от ядрените трансформации. Във физически процеси, всяка от участващите вещества запазва състава си непроменен (въпреки че веществата могат да образуват смес), но могат да променят външната форма или съвкупното състояние.

При химични процеси (химични реакции) се получават нови вещества със свойства, различни от реагенти, но не се образуват атоми на нови елементи. В атомите на елементите, участващи в реакцията, се появяват модификации на електронната обвивка.

В ядрените реакции възникват промени в атомните ядра на всички участващи елементи, което води до образуване на атоми на нови елементи.

Енциклопедичен YouTube.

• 1 / 5

  Има голям брой функции, за които химическите реакции могат да бъдат класифицирани.

  1. относно наличието на границата на фаза дяла, всички химични реакции са разделени на хомогенен и хетерогенни

  Нарича се химична реакция в рамките на една и съща фаза хомогенна химическа реакция . Нарича се химична реакция на границата на етапа на фаза хетерогенна химическа реакция . В многостепенна химична реакция, някои етапи могат да бъдат хомогенни, докато други са хетерогенни. Такива реакции се наричат хомогенни хетерогенни .

  В зависимост от броя на фазите, които образуват изходните материали и реакционните продукти, химичните процеси могат да бъдат хофофазик (изходните материали и продукти са в рамките на една и съща фаза) и хетерофазата (изходните вещества и продукти образуват няколко фази). Хомо- и хетерофичността на реакцията не е свързана с това дали реакцията е хомо- или хетерогенна. Затова можете да изберете четири вида процеси:

  • Хомогенни реакции (хомофамин) . При реакциите от този тип реакционната смес е хомогенна, а реагентите и продуктите принадлежат към една и съща фаза. Пример за такива реакции могат да бъдат реакциите на йонообмен, например, неутрализация на киселинния разтвор с разтвор на ритолов:
  N A o H + H Cl → N A Cl + H20 (DisplaySley Mathrm (NaOH + HCI дял DIDCLARR NACL + H_ (2) O))
  • Хетерогенни хомофаминови реакции . Компонентите са в рамките на една и съща фаза, но реакцията продължава на границата на фазовия дял, например на повърхността на катализатора. Пример може да бъде хидрогениране на етилен на никелов катализатор:
  C2H4 + H2 → C2H6 (displessSley mathrm (c_ (2) h_ (4) + h_ (2) дясно c_ (2) h_ (6)))
  • Хомогенни хетерофазни реакции . Реагентите и продуктите в такава реакция съществуват в рамките на няколко фази, но реакцията протича в една фаза. Това може да премине окислението на въглеводороди в течната фаза с газообразен кислород.
  • Хетерогенни хетерофазни реакции . В този случай реактивите са в различно състояние на фаза, реакционните продукти също могат да бъдат във всяко състояние на фаза. Реакционният процес се извършва на границата на фазовото дял. Пример за това е реакцията на соли на карбоновата киселина (карбонати) с бленстерени киселини:
  M g CO 3 + 2 hcl → m gcl2 + СО2 + Н20 (displaySley mathrm (mgco_ (3) + 2HCL адвокат MgCl_ (2) + CO_ (2), ъпрат + H_ (2) O))

  2. Чрез промяна на степените на окислението на реагентите

  В този случай, разграничаваме

  • Редукционни реакции, при които един елемента атоми (окислително средство) възстанови , т.е. намаляване на степента им на окислениеи атоми на друг елемент (редуциращ агент) окислявам , т.е. повишаване на степента на окисление. Специален случай на окислителни реакционни реакции са реакциите на корпорацията, в която окислителният агент и редуциращият агент са атоми от един и същ елемент в различните степени на окисление.

  Пример за редукционна реакция - изгаряне на водород (редуциращ агент) в кислород (окислител) с образуване на вода:

  2 H2 + O 2 → 2H2O (DisplaySyle Mathrm (2H_ (2) + O_ (2) дясно 2H_ (2) o))

  Пример за консолидационна реакция е реакцията на разлагането на амониев нитрат при нагряване. Окислението в този случай излиза азот (+5) нитро група и редуциращия агент - азот (-3) на амониев катион:

  NH4NO3 → N2O + 2H2O (< 250 ∘ C) {\displaystyle \mathrm {NH_{4}NO_{3}\rightarrow N_{2}O\uparrow +2H_{2}O\qquad (<250{}^{\circ }C)} }

  Не се отнасят до редукционни реакции, в които няма промяна в степените на окислението на атомите, например:

  B A CL 2 + N A 2S04 → B AN4 '+ 2 N A Cl (DisplaySyle Mathrm (BACl_ (2) + Na_ (2) SO_ (4) DoadaRARA BASO_ (4) DOADARROW + 2NACL))

  3. чрез топлинния ефект на реакцията

  Всички химични реакции са придружени от екскреция или поглъщане на енергия. Когато химическите облигации се разпадат в реагентите, енергията се разграничава, която главно преминава към формиране на нови химични връзки. В някои енергийни реакции на тези процеси са близки и в този случай общият термичен ефект на реакцията се приближава към нула. В други случаи можете да разпределите:

  • екзотермични реакции, с които идват топлинно освобождаване (положителен термичен ефект) например, горното изгаряне на водород
  • ендотермични реакции, по време на които топлината се абсорбира (отрицателен топлинен ефект) от околната среда.

  Топлинният ефект на реакцията (енталпия на реакцията, ΔRН), често имащ много важен, може да бъде изчислен съгласно закона Gess, ако енталпията на образуването на реагенти и продукти е известна. Когато сумата на ентелпиите е по-малка от сумата на енталпията на реагентите (Δ R h< 0) наблюдается топлинно освобождаване, в противен случай (ΔR h\u003e 0) - абсорбция.

  4. върху вида на трансформациите на реагиране на частици

  Химичните реакции винаги са придружени от физически ефекти: абсорбцията или екскрецията на енергия, промяната в цвета на реакционната смес и т.н. Съгласно тези физични ефекти често се оценяват химическите реакции.

  Реакция на свързване Химична реакция, в резултат на което само една нова е оформена от две или повече от изходните материали. В такива реакции могат да влизат и прости и сложни вещества.

  Реакционно разлагане Химическа реакция, в резултат на което се образуват няколко нови вещества от едно вещество. В реакцията на този тип влизат само сложни съединения и техните продукти могат да бъдат и сложни и прости вещества.

  Реакция на възстановяване Химичната реакция, в резултат на което атомите от един елемент са включени в състава на просто вещество, сменят атомите на друг елемент в сложното му съединение. Както следва от дефиницията, в такива реакции една от изходните материали трябва да бъде проста, а другата е сложна.

  Обменни реакции - реакция, в резултат на което две сложни вещества обменят своите компоненти

  5. Като знак за посоката на потока, химичните реакции се разделят на необратим и обратим

  Необратим Обадете се на химически реакции, които се срещат само в една посока (" от ляво на дясно"), В резултат на това първоначалните вещества се превръщат в реакционни продукти. Тези химически процеси казват, че те продължават" до края ". реакции Изгаряне, както и реакции, придружени от образуването на Uni-разтворими или газообразни вещества Обратим Химичните реакции се получават едновременно в две противоположни посоки ("отляво надясно" и "право на ляво"). В уравнения на такива реакции, равен знак се заменя с две противоположни стрелки. В две едновременно течащи реакции разграничават прав (течове "ляво право") и обратен(Изразходвани "право на ляво"). Тъй като по време на реверсивна реакция изходните материали са едновременно и се консумират и образуват, те не са напълно преобразувани в реакционни продукти. Затова казваме за обратими реакции, които те продължават "не до края ". В резултат на това винаги се образува смес от изходни материали и продукти на взаимодействие.

  6. В знак на участие на катализатори химическите реакции са разделени каталитичен и некаталит

  Каталитичен Те се отнасят до реакциите, които текат в присъствието на катализатори. В уравнения на такива реакции химическата формула на катализатора показва признаците на равенство или обратимост, понякога заедно с определянето на условията на потока (температура T, налягане p). Най- Реакциите от този тип включват много реакции на разлагане и съединения.

  Дефиниция

  Химическа реакция Те наричат \u200b\u200bпревръщането на вещества, в които техният състав и (или) структурата се променя.

  Най-често под химичните реакции разбират процеса на трансформация на изходните материали (реагенти) към крайните вещества (продукти).

  Химичните реакции се записват, като се използват химични уравнения, съдържащи формули на изходните вещества и реакционните продукти. Съгласно закона за опазване на масата броят на атомите на всеки елемент в лявата и дясната част на химичното уравнение е еднакво. Обикновено, формулите на първоначалните вещества се записват в лявата част на уравнението, а формулите на продуктите са вдясно. Равенството на броя на атомите на всеки елемент в лявата и дясната част на уравнението се постига чрез подреждане пред формулите на веществата на целочислените стехиометрични коефициенти.

  Химическите уравнения могат да съдържат допълнителна информация за особеностите на реакцията: температура, налягане, радиация и т.н., което се обозначава със съответния символ (или "под") знак за равенство.

  Всички химични реакции могат да бъдат групирани в няколко класа, които са присъщи на определени признаци.

  Класификация на химични реакции в броя и състава на първоначалните и оформените вещества

  Съгласно тази класификация, химичните реакции се разделят на реакции на съединение, разлагане, заместване, обмен.

  Като резултат реакции на свързване От две или повече (сложни) вещества се образува едно ново вещество. Като цяло уравнението на такава химическа реакция ще изглежда така:

  Например:

  SASO 3 + CO 2 + H2O \u003d Ca (NSO 3) 2

  SO 3 + H2O \u003d H2S04

  2 mg + O 2 \u003d 2mgo.

  2fesl 2 + SL 2 \u003d 2fesl 3

  Реакцията на съединението е в повечето случаи екзотермични, т.е. Продължете с освобождаване на топлина. Ако в реакцията се включат прости вещества, такива реакции са най-често окислителни (OSR), т.е. продължете с променящите се степени на окисление на елементи. Недвусмислено казват дали реакцията ще бъде връзката между сложни вещества, които да се отнасят до OVR.

  Реакции, в резултат на които няколко други нови вещества (сложни или прости) се прилагат от едно сложно вещество. реакции Разлагането. Като цяло уравнението на реакцията на химическа разлагане ще изглежда така:

  Например:

  CACO 3 CAO + CO 2 (1)

  2H2O \u003d 2H2 + 02 (2) \\ t

  CUSO 4 × 5H2O \u003d CUSO 4 + 5H20 (3) \\ t

  CU (OH) 2 \u003d CUO + H20 (4) \\ t

  H 2 Si0 \u003d Si02 + Н20 (5) \\ t

  2so 3 \u003d 2SO 2 + O 2 (6) \\ t

  (NH4) 2 CR2O7 \u003d CR2O3 + N2 + 4H20 (7) \\ t

  Повечето реакции на разлагане се появяват по време на нагряване (1,4,5). Може би разлагането под действието на електрически ток (2). Разлагането на кристалохидрати, киселини, основи и соли на кислород-съдържащи киселини (1, 3, 4, 5, 7) продължава, без да се променя градусите на окислението на елементите, т.е. Тези реакции не принадлежат към OSR. Реакциите на разлагане включват разлагане на оксиди, киселини и соли, образувани от елементи в най-високите степени на окисление (6).

  Реакциите на разлагането се намират в органичната химия, но и при други имена - напукване (8), дехидрогениране (9):

  C 18H38 \u003d C9H18 + S9H20 (8) \\ t

  C4H10 \u003d C4H6 + 2H2 (9) \\ t

  За реакции на възстановяване Едно просто вещество взаимодейства с трудно, образувайки ново просто и ново сложно вещество. Като цяло, уравнението на реакцията на химична реакция ще изглежда така:

  Например:

  2AL + FE 2O 3 \u003d 2FE + AL 2O 3 (1) \\ t

  ZN + 2NSL \u003d ZNSL 2 + H2 (2) \\ t

  2KVR + SL 2 \u003d 2xL + B 2 (3) \\ t

  2XLO 3 + L 2 \u003d 2klo 3 + SL 2 (4) \\ t

  SASO 3 + SiO 2 \u003d Casio 3 + CO 2 (5) \\ t

  CA 3 (PO4) 2 + ZSIO 2 \u003d ZSIO 3 + P2O 5 (6)

  CH 4 + Cl 2 \u003d CH3 SL + HCl (7) \\ t

  Реакциите на заместване в тяхното мнозинство са редокс (1 - 4, 7). Примери за реакции на разлагане, при които няма промяна в окислителните степени, не са няколко (5, 6).

  Обменни реакции Те наричат \u200b\u200bреакции, протичащи между сложните вещества, под които те обменят своите компоненти. Обикновено този термин се използва за реакции, включващи йони, разположени във воден разтвор. Като цяло уравнението на реакцията на химическата обмен ще изглежда така:

  AV + CD \u003d AD + SV

  Например:

  CUO + 2HCL \u003d CUCL 2 + Н20 (1)

  NaOH + HCI \u003d NaCl + H20 (2) \\ t

  Nanso 3 + HCl \u003d NASL + H2O + CO 2 (3) \\ t

  AGNO 3 + KVR \u003d AGVR ↓ + KNO 3 (4) \\ t

  CRSL 3 + ZNAON \u003d CR (OH) 3 ↓ + ZNACL (5) \\ t

  Реакциите на обмен не са редокс. Частен случай на тези обменни реакции - реакция на неутрализация (реакции на киселинна взаимодействие с алкали, 2). Реакцията на обменът протича в посоката, където поне едно от веществата се отстранява от реакционната зона под формата на газообразно вещество (3), утайка (4, 5) или леко субсидиращо съединение, най-често вода (1, 2) ).

  Класификация на химични реакции чрез промени в окислителните степени

  В зависимост от промяната в степените на окисляването на елементите, включени в реагентите и реакционните продукти, всички химични реакции се разделят на окислително намаляване (1, 2) и текат, без да се променя степента на окисление (3, 4).

  2 mg + CO 2 \u003d 2MGO + C (1) \\ t

  Mg 0 - 2E \u003d mg 2+ (редуциращ агент)

  C4 + + 4E \u003d C 0 (окислително средство)

  FES 2 + 8HNO 3 (сключено) \u003d Fe (No 3) 3 + 5NO + 2H2S04 + 2H20 (2) \\ t

  FE 2+ -E \u003d FE 3+ (възстановител)

  N 5+ + 3E \u003d N2 + (окислител)

  AGNO 3 + HCL \u003d AgCl ↓ + HNO 3 (3) \\ t

  Са (о) 2 + Н2S04 \u003d CASO 4 '+ H20 (4)

  Класификация на химични реакции по термичен ефект

  В зависимост от това дали топлината (енергия) се отличава или абсорбира по време на реакцията, всички химични реакции са конвенционално разделени чрез expo (1, 2) и ендотермични (3) съответно. Количеството на топлината (енергия), подчертано или абсорбирано по време на реакцията, се нарича термичен ефект на реакцията. Ако уравнението показва количеството маркирана или абсорбирана топлина, тогава такива уравнения се наричат \u200b\u200bтермохимични.

  N2 + 3H2 \u003d 2NH 3 +46.2 kJ (1) \\ t

  2 mg + 0 2 \u003d 2 mgo + 602, 5 kJ (2) \\ t

  N2 + O 2 \u003d 2NO - 90.4 kJ (3) \\ t

  Класификация на химични реакции по посока на реакцията

  По посока на реакционния поток се разграничават обратимите процеси (химически процеси, чиито продукти са способни да реагират помежду си при същите условия, при които се получават, с образуването на изходни материали) и необратими (химически процеси, чиито продукти, чиито продукти не са в състояние да реагират един на друг с образуването на източници).

  За обратими реакции уравнението обикновено се приема, както следва:

  A + в ↔ AV

  Например:

  CH3 COAM + C 2N 5 ON↔ H 3 сапун 2N 5 + H 2 O

  Примери за необратими реакции могат да служат като следните реакции:

  2xlo 3 → 2xL + ZO 2

  C6H 12O6 + 6O 2 → 6SO 2 + 6N 2

  Доказателствата за необратимостта на реакцията могат да бъдат разпределение на газообразно вещество като реакционни продукти, утайка или малко разтварящо съединение, най-често.

  Класификация на химични реакции за наличие на катализатор

  От тази представа се различават каталитични и некаталитни реакции.

  Катализаторът е веществото, което ускорява хода на химическата реакция. Реакциите, които се срещат с участието на катализатори, се наричат \u200b\u200bкаталитичен. Потокът от някои реакции обикновено е невъзможен без присъствието на катализатора:

  2H2O2 \u003d 2H2O + O2 (катализатор mno 2)

  Често, една от реакционните продукти служи като катализатор, който ускорява тази реакция (автокаталитични реакции):

  Мео + 2HF \u003d MEF 2 + Н20, където метал е метал.

  Примери за решаване на проблеми

  Пример 1.

  Химични реакции, техните свойства, видове, условия на потока и други, са един от крайъгълните стълбове на интересна наука, наречена химия. Нека се опитаме да разглобим каква е химическата реакция и каква е нейната роля. Така че, химическата реакция в химията се счита за превръщането на едно или няколко вещества в други вещества. В същото време ядките не се променят (за разлика от реакциите на ядрената), но се появява преразпределение на електрони и ядра и, разбира се, се появяват нови химични елементи.

  Химически реакции в природата и ежедневието

  Ние сме заобиколени от химически реакции, освен това, ние сами редовно проверяваме различни домакински действия, когато например осветяваме мача. Особено много химически реакции не са заподозрени (и може би подозират) правят готвачи, когато приготвят храна.

  Разбира се, в естествени условия има много химични реакции: изригване на вулкан, листа и дървета, но какво трябва да се говори, почти всеки биологичен процес може да се дължи на примерите за химични реакции.

  Видове химични реакции

  Всички химични реакции могат да бъдат разделени на прости и сложни. Простите химични реакции, от своя страна, са разделени на:

  • реакции на свързване,
  • реакции на разлагане,
  • реакционни реакции,
  • реакции на обмен.

  Химична реакция

  Според един член на дефиницията на великия химик, D. I. Mendeleev, реакцията на свързване се осъществява, когато "двете им вещества са едно нещо." Пример за реакция на химична съединение може да бъде нагряване на желязо и сярна прахове, при която е оформен железен сулфид - Fe + S \u003d FES. Други ярки примери за тази реакция са изгарянето на прости вещества, като сяра или фосфор във въздуха (може би, такава реакция може също да се нарича термична химична реакция).

  Реакция на химическа разлагане

  Всичко е просто, реакцията на разлагане е обратното на реакцията на свързване. С него се получават две или повече вещества от едно вещество. Един прост пример за реакция на химична разлагане може да бъде реакционно разлагане на креда, по време на която отрицателят и въглеродният диоксид са оформени от самия коридор.

  Химична реакция на заместване

  Реакцията на възстановяване се извършва при взаимодействието на просто вещество с комплекс. Нека да дадем пример за химическа реакция на заместване: ако спуснете стоманената пирон в разтвор с медна жизненост, след това по време на този прост химически опит ще получим желязна куница (желязната воля над мед от сол). Уравнението на такава химическа реакция ще изглежда така:

  FE + CUSO 4 → FESO 4 + CU

  Реакция на химически обмен

  Реакциите на обмен се извършват изключително между сложни химикали, през които те се променят с техните части. Много такива реакции се извършват в различни решения. Неутрализацията на кисела жлъчка е добър пример за реакция на химическа обмен.

  NaOH + HCl → NaCl + N2

  Това е, което прилича на химическото уравнение на тази реакция, с него, водороден йон от НС1 съединение обменя натриев йон от NaOH съединението. Вследствие на тази химична реакция е образуването на разтвор на сол за готвене.

  Признаци на химични реакции

  Според признаците на химични реакции е възможно да се прецени дали химическата реакция между реагентите или не. Даваме примери за признаци на химични реакции:

  • Промяна на цвета (леко желязо, например, във влажния въздух е покрит с кафява колба, в резултат на химическата реакция на взаимодействието на желязото и).
  • Утайката (ако е внезапно през разтвор на вар, за да се пропусне въглероден диоксид, след това получаваме загуба на бялата неразтворима утайка от калциев карбонат).
  • Освобождаването на газ (ако сте хванали хранителната сода с лимонена киселина, след това получавате извличането на въглероден диоксид).
  • Образуването на слаби изогени вещества (всички реакции, в резултат на което се образува вода).
  • Светловете на разтвора (пример тук може да се случи като реакция, която се среща с разтвор на луминол, излъчващ светлина, излъчваща по време на химични реакции).

  Като цяло е трудно да се разграничат признаването на признаци на химични реакции, за различните вещества и различни реакции се характеризират с техните знаци.

  Как да дефинираме знак за химическа реакция

  Възможно е да се идентифицира признак на химична реакция визуално (когато цвят, луминесценция) или от самите резултати от тази реакция.

  Скорост на химическа реакция

  Под скоростта на химическата реакция обикновено разбират промяната в броя на едно от реагиращите вещества на единица време. Освен това, скоростта на химическата реакция винаги е положителна стойност. През 1865 г. Н. Н. Бекеов е формулиран от закона за действие на масите, че "процентът на химическата реакция при всеки момент от времето е пропорционален на концентрациите на реагентите, издигнат до степен, равна на техните стехиометрични коефициенти."

  Честотните фактори на химическата реакция включват:

  • естество на реакцията на вещества
  • наличието на катализатор
  • температура
  • натиск,
  • площта на реагентните вещества.

  Всички те имат най-пряко въздействие върху скоростта на потока на химическа реакция.

  Равновесие на химическата реакция

  Химичното равновесие се нарича такова състояние на химичната система, в която няколко химични реакции и скорост във всяка двойка директна и обратна реакция са равни един на друг. Така се разграничава равновесието на химичната реакция - това е стойността, която определя тази химическа реакция съотношението между термодинамичната активност на изходните вещества и продукти в състояние на химическо равновесие. Знанието на равновесната константа може да се определи посоката на течаща химическата реакция.

  Условия за появата на химични реакции

  За да се постави началото на химични реакции, е необходимо да се създадат подходящи условия за това:

  • привеждане на вещества в близък контакт.
  • отопление на вещества до определена температура (температурата на химическата реакция трябва да бъде подходяща).

  Термичен ефект на химическата реакция

  Това се нарича промяна във вътрешната енергия на системата в резултат на потока на химична реакция и превръщането на изходните материали (реагенти) в реакционни продукти в количества, съответстващи на уравнението на химичното реакция при следните условия: \\ t

  • единствената възможна работа е само работата срещу външния натиск.
  • първоначалните вещества и продукти, получени в резултат на химична реакция, имат еднаква температура.

  Химически реакции, видео

  И в заключение, интересно видео за най-невероятните химични реакции.

  Реакциите на разграждане играят голяма роля в живота на планетата. В крайна сметка, те допринасят за унищожаването на загуба на жизнена активност на всички биологични организми. В допълнение, този процес помага на човешкото тяло всеки ден да абсорбира различни сложни съединения, като ги разделя в прост (катаболизъм). В допълнение към изброената, тази реакция допринася за образуването на прости органични и неорганични вещества от комплекс. Нека да научим повече за този процес, както и да разгледаме практически примери за реакция на химическа разлагане.

  Какво се нарича реакции в химията, какви са те и от това, което зависят

  Преди да научите информация за разлагането, си струва да научите за цялото. Под това име предполага способността на молекулите на сами вещества да взаимодействат с другите и да образуват нови съединения по този начин.

  Например, ако кислородът е на разположение между тях и два, в резултат на това се получават два молекули на водородния оксид, които всички знаем под заглавието на водата. Този процес може да бъде записан с помощта на такова химично уравнение: 2N 2 + 0 2 → 2N 2 O.

  Въпреки че съществуват различни критерии, за които химични реакции (термичен ефект, катализатори, присъствие / отсъствие на границите на разделяне на фазите, промяна в степените на окисляването на реагентите, обратимостта / необратимостта), най-често се класифицират по вида на трансформацията на интерактивни вещества.

  Така се разграничават четири вида химически процеси.

  • Съединение.
  • Разлагане.
  • Обмен.
  • Замяна.

  Всички горепосочени реакции се записват графично с помощта на уравнения. Общата схема изглежда така: a → b.

  В лявата страна на тази формула се намират началните реагенти и в десните вещества в резултат на реакцията. Като правило е необходимо да се изложи на температурата, електричеството или използването на катализиращи добавки. Тяхното присъствие следва също да бъде посочено в химичното уравнение.

  разлагане (разделяне)

  За този вид химичен процес се характеризират образуването на две и повече нови съединения от молекулите на едно вещество.

  Говорейки в по-прост език, реакцията на разлагане може да бъде сравнена с къщата на дизайнера. Вземане на решение за изграждане на пишеща машина и лодка, детето разглобява първоначалната структура и желаните конструкции от нейните детайли. В този случай структурата на елементите на дизайнера не се променя, както и това се случва с атомите на веществото, участващи в разделянето.

  Как изглежда уравнението на реакцията

  Въпреки факта, че стотици съединения са способни да се разделят в по-прости компоненти, всички такива процеси се срещат съгласно един принцип. Възможно е да се изобрази схематична формула: ABB → A + B + B.

  В него ABB е първоначална връзка, която се разделя. А, В и В са вещества, образувани от ABV атоми по време на реакцията на разлагане.

  Видове реакции на разделяне

  Както бе споменато по-горе, за да започне някакъв химически процес, често е необходимо да има известно въздействие върху реагентите. В зависимост от вида на подобна стимулация се различават няколко вида разлагане:

  
  

  Реакция на разлагане на калиев перманганат (KMNO4)

  Като се има предвид с теорията, си струва да се обмислят практически примери за процеса на разделяне на веществата.

  

  Първата от тях ще бъде дезинтеграцията на KMNO 4 (при обикновените хора се нарича манган) поради отопление. Реакционното уравнение изглежда по този начин: 2kmno 4 (t 200 ° C) → K2 mN04 + mno 2 + 02.

  

  От представената химическа формула е ясно, че за да активирате процеса, е необходимо да се нагрява източникът на реагент до 200 градуса по Целзий. За да потиснат по-добре реакцията, манганът се поставя във вакуумно съд. От това можем да заключим, че този процес е пиролиза.

  В лабораториите и производството се извършва за получаване на чист и контролиран кислород.

  Термолиза на калиев хлорат (KCLO3)

  Реакцията на разграждането на Bertolen сол е друг пример за класическа термолиза в неговата чиста форма.

  

  Референтният процес е на два етапа и изглежда:

  • 2 kclo 3 (t 400 ° C) → 3kclo 4 + kcl.
  • KCLO 4 (t от 550 ° C) → KCL + 2O2

  Също така, термолизата на калиев хлорат може също да се извърши при по-ниски температури (до 200 ° C) към един етап, но за това е необходимо катализните вещества да участват в реакцията (чаша, ферум, манган и т.н.) .

  Уравнението от този вид ще изглежда така: 2kclo 3 (t 150 ° C, mno 2) → kcl + 2O2.

  Подобно на перманганат калий, Bertolet сол се използва в лаборатории и индустрия, за да се получи чист кислород.

  Електролиза и радио масло (H20)

  Друг интересен практически пример за разглежданата реакция ще бъде водопад. Тя може да бъде направена по два начина:

  

  • Под влиянието на електрически водороден оксид: Н20 → Н2 + О2. Състои се от метода за получаване на кислород, използва подводници върху техните подводници. Също така в бъдеще се планира да се използва за производство на водород в големи количества. Основната пречка за това днес е огромните енергийни разходи, необходими за стимулиране на реакцията. Когато е намерен начин за минимизиране на тях, електролизата на водата ще се превърне в основен метод за производство не само водород, но и кислород.
  • Възможно е да се раздели вода, когато е изложена на алфа лъчение: Н20 → Н20 + + Е -. В резултат на това молекулата на водородната оксид губи един електронен, йонизиращ. В тази форма, H2O + отново реагира с други неутрални водни молекули, образувайки високоактивен хидроксид радикал: H2O + H2O + → H2O + IT. Изгубеният електрон, от своя страна, също реагира паралелно с неутралните молекули на водородния оксид, допринасяйки за разпадането на радикалите H и IT: H2O + E - → H + IT.

  Разделителни алкани: метан

  Като се имат предвид различните методи за разделяне на сложни вещества, си струва да се обърне специално внимание на реакцията на разграждането на алкинаните.

  Под това име лимитните въглеводороди са скрити с обща формула с x h 2x + 2. В молекулите на разглежданите вещества всички въглеродни атоми са свързани чрез единични връзки.

  Представители на тази серия се намират в природата във всичките три съвкупни държави (газ, течност, твърда).

  Всички алкани (реакцията на разграждането на представители на тази серия е по-ниска) по-лека от водата и не се разтварят в него. В същото време те сами са отлични разтворители за други съединения.

  Сред основните химични свойства на такива вещества (изгаряне, заместване, халогениране, дехидрогениране) - и способността за разделяне. Този процес обаче може да възникне както напълно, така и частично.

  Гореспоменатото свойство може да се разглежда на пример за реакция на разлагане на метан (първи член на алкановия ред). Тази топлинна маса се среща при 1000 ° С: СН4 → С + 2Н2.

  Въпреки това, ако извършваме реакцията на разграждането на метан при по-висока температура (1500 ° С), и след това рязко го намаляват, този газ не се разделя напълно, образувайки етилен и водород: 2CH 4 → C2H4 + 3H. 2.

  Разлагане на етан

  Вторият член на серията алкан е С2Н4 (етан). Реакцията на разлагане също се среща под влиянието на висока температура (50 ° С) и с липсата на кислород или други окислители. Изглежда, както следва: C2H6 → C2H4 + Н2.

  

  Горното уравнение за реакцията на разграждането на етан към водород и етилен не може да се счита за пиролиза в чистата му форма. Факт е, че този процес се осъществява с присъствието на катализатор (например, никел Ni или воден парен метал) и това противоречи на определението за пиролиза. Следователно примерът на представеното по-горе разделяне трябва да говори правилно като процес на разлагане по време на пиролиза.

  Заслужава да се отбележи, че разглежданата реакция в индустрията е широко използвана за производство на най-произвежданата органична връзка в света - етилен газ. Въпреки това, поради експлозивността C2H6, този прост алкенов се синтезира от други вещества.

  След като разгледа дефинициите, уравнението, видовете и различните примери за реакцията на разлагане, може да се заключи, че тя играе много голяма роля не само за човешкото тяло и природата, но и за промишлеността. Също така с нейната помощ в лабораториите могат да бъдат синтезирани много полезни вещества, което помага на учените да провеждат важни