Cheminių reakcijų klasifikacija. Sudėtinės reakcijos

9.1. Kokios yra cheminės reakcijos

Prisiminkime, kad bet kokius gamtos cheminius reiškinius vadiname cheminėmis reakcijomis. Vykstant cheminei reakcijai, dalis jų nutrūksta ir susidaro kitos cheminės jungtys. Dėl reakcijos iš kai kurių cheminių medžiagų gaunamos kitos medžiagos (žr. 1 skyrių).

Atlikdami namų darbus pagal § 2.5, jūs susipažinote su tradiciniu keturių pagrindinių reakcijų tipų išskyrimu iš viso cheminių virsmų rinkinio, kartu pasiūlėte jų pavadinimus: derinimo, skaidymo, pakeitimo ir mainų reakcijos.

Sudėtinių reakcijų pavyzdžiai:

C + O2 \u003d CO2; (1)
Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)

Skilimo reakcijų pavyzdžiai:

2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (penki)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)

Pakeitimo reakcijų pavyzdžiai:

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 \u003d 2NaCl + 12; (aštuoni)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (devyni)

Keisti reakcijas - cheminės reakcijos, kurių metu pradinės medžiagos tarsi keičiasi savo sudedamosiomis dalimis.

Keitimosi reakcijų pavyzdžiai:

Ba (OH) 2 + H2S04 \u003d BaSO4 + 2H20; (dešimt)
HCl + KNO2 \u003d KCl + HNO2; (vienuolika)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)

Tradicinė cheminių reakcijų klasifikacija neapima visos jų įvairovės - be keturių pagrindinių reakcijų tipų, yra ir daug sudėtingesnių reakcijų.
Dvi kitos cheminių reakcijų rūšys parenkamos atsižvelgiant į dviejų svarbiausių ne cheminių dalelių dalyvavimą jose: elektroną ir protoną.
Kai kurių reakcijų metu vyksta visiškas ar dalinis elektronų perkėlimas iš vieno atomo į kitą. Šiuo atveju keičiasi pradines medžiagas sudarančių elementų atomų oksidacijos būsenos; iš pateiktų pavyzdžių tai yra 1, 4, 6, 7 ir 8 reakcijos. Šios reakcijos vadinamos redoksas.

Kitoje reakcijų grupėje vandenilio jonas (H +), tai yra protonas, pereina iš vienos reaguojančios dalelės į kitą. Tokios reakcijos vadinamos rūgščių ir šarmų reakcijos arba protonų perdavimo reakcijos.

Tarp pateiktų pavyzdžių tokios reakcijos yra 3, 10 ir 11 reakcijos. Analogiškai šioms reakcijoms kartais vadinamos redokso reakcijos elektronų perdavimo reakcijos... Su IDR susipažinsite 2 paragrafe ir su IDR tolesniuose skyriuose.

JUNGINIŲ REAKCIJOS, SKILIMO REAKCIJOS, PAKEITAMOSIOS REAKCIJOS, MAINŲ REAKCIJOS, SUMAŽINANČIOS-SUMAŽINAMOSIOS REAKCIJOS, RŪGŠTIES PAGRINDINĖS REAKCIJOS.
Sudarykite reakcijos lygtis, atitinkančias šias schemas:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li2O + SO2 Li2S03; c) Cu (OH) 2 CuO + H 2O ( t);
d) Al + I2 AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; f) Mg + H3P04Mg3 (PO4) 2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + Al Al2 (SO4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H2O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O
Nurodykite tradicinį reakcijos tipą. Atkreipkite dėmesį į redokso ir rūgščių-šarmų reakcijas. Redokso reakcijose nurodykite atomus, kurių elementai keičia savo oksidacijos būsenas.

9.2. Redokso reakcijos

Apsvarstykite redokso reakciją, kuri vyksta aukštakrosnėse pramoninės geležies (tiksliau, ketaus) gamybos iš geležies rūdos metu:

Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.

Nustatykime atomų, kurie sudaro ir pradines medžiagas, ir reakcijos produktus, oksidacijos būsenas

Fe 2 O 3	+		=	2Fe	+

Kaip matote, dėl reakcijos padidėjo anglies atomų oksidacijos būsena, sumažėjo geležies atomų oksidacijos būsena, o deguonies atomų oksidacijos būsena nepakito. Taigi šios reakcijos anglies atomai oksidavosi, tai yra, jie prarado elektronus ( oksiduotas), o geležies atomai - redukcija, tai yra, jie pridėjo elektronus ( atsigavo) (žr. 7.16 punktą). RVR apibūdinti, sąvokas oksidatorius ir reduktorius.

Taigi, mūsų reakcijos metu oksiduojantys atomai yra geležies, o redukuojantys - anglies.

Mūsų reakcijoje oksiduojantis agentas yra geležies (III) oksidas, o reduktorius - anglies (II) oksidas.
Tais atvejais, kai oksiduojantys ir redukuojantys atomai yra tos pačios medžiagos dalis (pavyzdys: ankstesnės pastraipos 6 reakcija), terminai „oksidatorius“ ir „reduktorius“ nevartojami.
Taigi tipiški oksidatoriai yra medžiagos, turinčios atomų, kurie linkę prijungti elektronus (visiškai ar iš dalies), sumažindami jų oksidacijos būseną. Iš paprastų medžiagų tai visų pirma halogenai ir deguonis, kiek mažiau siera ir azotas. Iš sudėtingų medžiagų - medžiagos, turinčios atomus aukštesnėse oksidacijos būsenose, kurios nėra linkusios sudaryti paprastus jonus šiose oksidacijos būsenose: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (Cl + VII) ir kt.
Tipiški reduktoriai yra medžiagos, turinčios atomų, kurie linkę visiškai arba iš dalies atiduoti elektronus, padidindami jų oksidacijos būseną. Iš paprastų medžiagų tai vandenilis, šarminiai ir šarminiai žemės metalai bei aliuminis. Iš sudėtingų medžiagų - H 2 S ir sulfidai (S –II), SO 2 ir sulfitai (S + IV), jodidai (I - I), CO (C + II), NH 3 (N –III) ir kt.
Apskritai beveik visos sudėtingos ir daug paprastų medžiagų gali pasižymėti oksiduojančiomis ir redukuojančiomis savybėmis. Pavyzdžiui:
SO2 + Cl2 \u003d S + Cl202 (SO2 yra stiprus reduktorius);
SO2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO2 yra silpnas oksidatorius);
C + O2 \u003d CO 2 (t) (C yra reduktorius);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C yra oksiduojantis agentas).
Grįžkime prie reakcijos, kurią analizavome šio skyriaus pradžioje.

Fe 2 O 3	+		=	2Fe	+

Atkreipkite dėmesį, kad dėl reakcijos oksiduojantys atomai (Fe + III) virto redukuojančiais (Fe 0), o redukuojantys (C + II) - oksiduojančiais (C + IV). Bet CO 2 bet kokiomis sąlygomis yra labai silpnas oksidatorius, o geležis, nors ir yra reduktorius, šiomis sąlygomis yra daug silpnesnis nei CO. Todėl reakcijos produktai nereaguoja tarpusavyje ir atvirkštinė reakcija nevyksta. Pateiktas pavyzdys iliustruoja bendrą principą, kuris nustato ORR srauto kryptį:

Redokso reakcijos vyksta silpnesnio oksidatoriaus ir silpnesnio reduktoriaus susidarymo kryptimi.

Medžiagų redoksines savybes galima palyginti tik tomis pačiomis sąlygomis. Kai kuriais atvejais šį palyginimą galima atlikti kiekybiškai.
Atlikdami namų darbus dėl pirmos šio skyriaus pastraipos įsitikinote, kad gana sunku rasti koeficientus kai kuriose reakcijos lygtyse (ypač OVR). Norėdami supaprastinti šią užduotį redoksinių reakcijų atveju, naudojami šie du metodai:
ir) elektroninio balanso metodasir
b) elektronų jonų balanso metodas.
Dabar sužinosite elektroninio balanso metodą, o elektroninio jonų balanso metodas paprastai studijuojamas aukštojoje mokykloje.
Abu šie metodai yra pagrįsti tuo, kad elektronai vykstant cheminėms reakcijoms niekur nedingsta ir neatsiranda iš niekur, tai yra, atomų gaunamų elektronų skaičius yra lygus kitų atomų paaukotų elektronų skaičiui.
Elektroninių balansų metodu paaukotų ir gautų elektronų skaičių lemia atomų oksidacijos būsenos pokytis. Taikant šį metodą būtina žinoti tiek pradinių medžiagų, tiek reakcijos produktų sudėtį.
Panagrinėkime elektroninio balanso metodo taikymą naudodamiesi pavyzdžiais.

1 pavyzdys.Sudarykime geležies reakcijos su chloru lygtį. Yra žinoma, kad šios reakcijos produktas yra geležies (III) chloridas. Parašykime reakcijos schemą:

Fe + Cl 2 FeCl 3.

Nustatykime visų elementų, sudarančių medžiagas, dalyvaujančias reakcijoje, atomų oksidacijos būsenas:

Geležies atomai dovanoja elektronus, o chloro molekulės juos gauna. Išreikškime šiuos procesus elektroninės lygtys:
Fe - 3 e - \u003d Fe + III,
Cl 2 + 2 e - \u003d 2Cl –I.

Kad paaukotų elektronų skaičius būtų lygus gautų elektronų skaičiui, pirmoji elektroninė lygtis turi būti padauginta iš dviejų, o antroji - iš trijų:

Fe - 3 e - \u003d Fe + III, Cl 2 + 2 e - \u003d 2Cl –I

2Fe - 6 e - \u003d 2Fe + III, 3Cl 2 + 6 e - \u003d 6Cl –I.

Įtraukdami 2 ir 3 koeficientus į reakcijos schemą, gauname reakcijos lygtį:
2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3.

2 pavyzdys.Sudarykime baltojo fosforo degimo chloro pertekliuje reakcijos lygtį. Yra žinoma, kad fosforo (V) chloridas susidaro šiomis sąlygomis:

				+ V –I
P 4	+	Cl 2		PCl 5.

Baltosios fosforo molekulės dovanoja elektronus (yra oksiduojamos), o chloro molekulės juos gauna (yra redukuotos):

P 4 - 20 e - \u003d 4P + V Cl 2 + 2 e - \u003d 2Cl –I

1 10

2 20

P 4 - 20 e - \u003d 4P + V Cl 2 + 2 e - \u003d 2Cl –I

P 4 - 20 e - \u003d 4P + V 10Cl 2 + 20 e - \u003d 20Cl –I

Iš pradžių gauti faktoriai (2 ir 20) turėjo bendrą daliklį, pagal kurį (kaip būsimi koeficientai reakcijos lygtyje) jie buvo padalyti. Reakcijos lygtis:

P4 + 10Cl2 \u003d 4PCl5.

3 pavyzdys. Sudarykime reakcijos, kuri vyksta skrudinant geležies (II) sulfidą deguonyje, lygtį.

Reakcijos schema:

				+ III –II		+ IV –II
	+	O 2			+

Šiuo atveju oksiduojasi tiek geležies (II), tiek sieros (- II) atomai. Šių elementų atomai yra geležies (II) sulfido sudėtyje santykiu 1: 1 (žr. Paprasčiausios formulės rodiklius).
Elektroninis balansas:

4	Fe + II - e - \u003d Fe + III S –II - 6 e - \u003d S + IV	Iš viso duoti 7 e –
7	O 2 + 4e - \u003d 2O –II

Reakcijos lygtis: 4FeS + 7O2 \u003d 2Fe2O3 + 4SO2.

4 pavyzdys. Sudarykime reakcijos, vykstančios skrudinant geležies (II) disulfidą (piritą) deguonyje, lygtį.

Reakcijos schema:

				+ III –II		+ IV –II
	+	O 2			+

Kaip ir ankstesniame pavyzdyje, čia taip pat geležies (II) ir sieros atomai yra oksiduojami, tačiau oksidacijos būsena yra I. Šių elementų atomai yra pirito sudėties santykiu 1: 2 (žr. Paprasčiausios formulės rodiklius). Šiuo atžvilgiu geležies ir sieros atomai pradeda veikti reakciją, į kurią atsižvelgiama sudarant elektroninį balansą:

	Fe + III - e - \u003d Fe + III 2S –I - 10 e - \u003d 2S + IV	Iš viso duoti 11 e –
	O 2 + 4 e - \u003d 2O –II

Reakcijos lygtis: 4FeS2 + 11O2 \u003d 2Fe2O3 + 8SO2.

Yra ir sudėtingesnių OVR atvejų, su kai kuriais iš jų jūs susipažinsite su savo namų darbais.

ATOMO OKSIDATORIUS, ATOMŲ SUMAŽINIMAS, MEDŽIAGŲ OKSIDATORIUS, MEDŽIAGŲ MAŽINIMAS, ELEKTRONINIO BALANSO METODAS, ELEKTRONINĖS LYGTYS.
1. Sudarykite elektroninę kiekvienos ORP lygties balansą, pateiktą šio skyriaus 1 straipsnio tekste.
2. Sudarykite OVR lygtis, kurias radote priskirdami šio skyriaus 1 punktą. Šį kartą naudokite elektroninio balanso metodą, kad nustatytumėte koeficientus. 3. Naudodami elektroninio balanso metodą, sudarykite reakcijos lygtis, atitinkančias šias schemas: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br2 AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
f) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H20;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
n) MnS + O2 MnO2 + SO2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
m) CuS + O2 Cu2O + SO2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).

9.3. Egzoterminės reakcijos. Enalpija

Kodėl vyksta cheminės reakcijos?
Norėdami atsakyti į šį klausimą, prisiminkime, kodėl atskiri atomai susijungia į molekules, kodėl iš izoliuotų jonų susidaro joninis kristalas, kodėl suformavus atomo elektroninį apvalkalą veikia mažiausios energijos principas. Atsakymas į visus šiuos klausimus yra tas pats: nes tai yra energetiškai naudinga. Tai reiškia, kad vykdant tokius procesus energija išsiskiria. Atrodytų, kad cheminės reakcijos turėtų vykti dėl tos pačios priežasties. Iš tiesų, gali būti įvykdyta daugybė reakcijų, kurių metu išsiskiria energija. Energija išsiskiria, paprastai šilumos pavidalu.

Jei šiluma nespėja pašalinti per egzoterminę reakciją, reakcijos sistema pašildoma.
Pavyzdžiui, metano degimo reakcijoje

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

išsiskiria tiek šilumos, kad kaip kuras naudojamas metanas.
Tai, kad šioje reakcijoje išsiskiria šiluma, gali atspindėti reakcijos lygtis:

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

Tai taip vadinama termocheminė lygtis... Čia simbolis „+ Klausimas"reiškia, kad deginant metaną išsiskiria šiluma. Ši šiluma vadinama terminis reakcijos poveikis.
Iš kur išleidžiama šiluma?
Jūs žinote, kad cheminės reakcijos nutrūksta ir susidaro cheminiai ryšiai. Šiuo atveju ryšiai nutrūksta tarp anglies ir vandenilio atomų CH 4 molekulėse, taip pat tarp deguonies atomų O 2 molekulėse. Tokiu atveju susidaro naujos jungtys: tarp anglies ir deguonies atomų CO2 molekulėse ir tarp deguonies ir vandenilio atomų H2O molekulėse. Norėdami nutraukti ryšius, reikia išleisti energiją (žr. „Ryšių energija“, „atomizacijos energija“) ir formavimosi metu. jungiasi energija. Akivaizdu, kad jei „naujosios“ jungtys yra stipresnės nei „senosios“, tada bus išlaisvinta daugiau energijos nei absorbuota. Skirtumas tarp išsiskyrusios ir absorbuotos energijos yra reakcijos šiluminis poveikis.
Šilumos efektas (šilumos kiekis) matuojamas, pavyzdžiui, kilodžauliais:

2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H2O (g) + 484 kJ.

Šis įrašas reiškia, kad 484 kilodžauliai šilumos išsiskirs, jei du moliai vandenilio reaguos su vienu moliu deguonies ir du moliai dujinio vandens (vandens garai).

Šiuo būdu, termocheminėse lygtyse koeficientai yra skaitiniai lygūs reagentų ir reakcijos produktų medžiagos kiekiams.

Kas lemia kiekvienos konkrečios reakcijos šiluminį poveikį?
Reakcijos šilumos poveikis priklauso
a) iš bendrų pradinių medžiagų ir reakcijos produktų būsenų,
b) dėl temperatūros ir
c) ar cheminė transformacija vyksta esant pastoviam tūriui, ar esant pastoviam slėgiui.
Reakcijos šiluminio poveikio priklausomybė nuo medžiagų agregacijos būsenos siejama su tuo, kad perėjimo iš vienos agregacijos būsenos į kitą procesus (kaip ir kai kuriuos kitus fizikinius procesus) lydi šilumos išsiskyrimas arba absorbavimas. Tai taip pat gali būti išreikšta termochemine lygtimi. Pavyzdys yra vandens garų kondensacijos termocheminė lygtis:

H 2 O (g) \u003d H 2 O (g) + Q.

Termocheminėse lygtyse ir, jei reikia, įprastose cheminėse lygtyse medžiagų susikaupimo būsena nurodoma raidžių indeksais:
g) - dujos,
g) - skystis,
(t) arba (cr) - kieta arba kristalinė medžiaga.
Šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros siejama su šilumos talpų skirtumais pradinės medžiagos ir reakcijos produktai.
Kadangi sistemos tūris visada didėja dėl egzoterminės reakcijos esant pastoviam slėgiui, dalis energijos išleidžiama darbui atlikti, kad padidėtų tūris, o išskiriama šiluma bus mažesnė nei tos pačios reakcijos esant pastoviam tūriui.
Reakcijų šiluminis poveikis paprastai apskaičiuojamas reakcijoms, vykstančioms pastoviu tūriu esant 25 ° C, ir žymimas simboliu Klausimas o.
Jei energija išsiskiria tik šilumos pavidalu ir cheminė reakcija vyksta pastoviu tūriu, tai reakcijos šilumos poveikis ( Q V) yra lygus pokyčiui vidinė energija (D U) medžiagos, dalyvaujančios reakcijoje, tačiau turinčios priešingą ženklą:

Q V \u003d - U.

Vidinė kūno energija suprantama kaip bendra tarpmolekulinių sąveikų energija, cheminiai ryšiai, visų elektronų jonizacijos energija, branduoliuose esančių nukleonų ryšių energija ir visos kitos žinomos ir nežinomos energijos rūšys, kurias „saugo“ šis kūnas. Ženklas „-“ yra dėl to, kad išsiskyrus šilumai vidinė energija mažėja. T.y

U= – Q V .

Jei reakcija vyksta pastoviu slėgiu, tada sistemos tūris gali pasikeisti. Dalis vidinės energijos taip pat eina į darbą, kad padidintų apimtį. Tokiu atveju

U \u003d -(Q P + A) = –(Q P + P V),

kur Q p - pastovaus slėgio reakcijos šiluminis poveikis. Iš čia

Q P \u003d - AUKŠTYN V .

Dydis lygus U + P Vgavo vardą entalpijos pokytis ir žymimas D H.

H \u003d U + P V.

Vadinasi

Q P \u003d - H.

Taigi, išsiskyrus šilumai, sistemos entalpija mažėja. Taigi senas šio kiekio pavadinimas: "šilumos kiekis".
Priešingai nei terminis efektas, entalpijos pokytis apibūdina reakciją, neatsižvelgiant į tai, ar ji vyksta pastoviu tūriu, ar pastoviu slėgiu. Vadinamos termocheminės lygtys, parašytos naudojant entalpijos pokyčius termodinaminės formos termocheminės lygtys... Šiuo atveju nurodoma entalpijos pokyčio vertė standartinėmis sąlygomis (25 ° C, 101,3 kPa), žymima H apie... Pavyzdžiui:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H apie \u003d - 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H apie \u003d - 65 kJ.

Reakcijoje išsiskiriančios šilumos kiekio priklausomybė ( Klausimas) nuo reakcijos šiluminio poveikio ( Klausimas o) medžiagos kiekis ( n B) vienas iš reakcijos dalyvių (B medžiaga - pradinė medžiaga arba reakcijos produktas) išreiškiama lygtimi:

Čia B yra medžiagos B kiekis, apskaičiuotas pagal koeficientą prieš cheminės medžiagos B formulę termocheminėje lygtyje.

Užduotis

Nustatykite deguonyje sudegintos vandenilio medžiagos kiekį, jei išsiskyrė 1694 kJ šilumos.

Sprendimas

2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H2O (g) + 484 kJ.

Q \u003d 1694 kJ, 6. Kristalinio aliuminio ir dujinio chloro sąveikos reakcijos šiluminis efektas yra 1408 kJ. Užrašykite šios reakcijos termocheminę lygtį ir nustatykite aliuminio masę, reikalingą gauti 2816 kJ šilumos naudojant šią reakciją. 7. Nustatykite šilumos kiekį, išsiskiriantį deginant ore 1 kg anglies, turinčios 90% grafito, jei degančio grafito deguonyje reakcijos šilumos poveikis yra 394 kJ. 9.4. Endoterminės reakcijos. Entropija Be egzoterminių reakcijų, galimos ir reakcijos, kurių metu absorbuojama šiluma, o jei ji nepateikiama, reakcijos sistema atšaldoma. Tokios reakcijos vadinamos endoterminis. Terminis tokių reakcijų poveikis yra neigiamas. Pavyzdžiui: CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - Q, 2HgO (cr) \u003d 2Hg (l) + O2 (g) - Q, 2AgBr (cr) \u003d 2Ag (cr) + Br 2 (g) - Q. Taigi energija, išsiskirianti susidarant jungtims šių ir panašių reakcijų produktuose, yra mažesnė už energiją, reikalingą pradinių medžiagų ryšiams nutraukti. Kokia yra tokių reakcijų atsiradimo priežastis, nes jos yra energetiškai nepalankios? Kadangi tokios reakcijos yra įmanomos, yra kažkoks nežinomas veiksnys, kuris yra jų atsiradimo priežastis. Pabandykime tai rasti. Paimkite dvi kolbas ir vieną iš jų užpildykite azotu (bespalvėmis dujomis), o kitą - azoto dioksidu (rudosiomis dujomis), kad slėgis ir temperatūra kolbose būtų vienodi. Yra žinoma, kad šios medžiagos nevyksta cheminės reakcijos tarpusavyje. Tvirtai sujungkime kolbas su kaklais ir pastatykime vertikaliai, kad kolba su sunkesniu azoto dioksidu būtų apačioje (9.1 pav.). Po kurio laiko pamatysime, kad rudasis azoto dioksidas palaipsniui plinta į viršutinę kolbą, o bespalvis - į apatinę. Dėl to dujos sumaišomos, o kolbų turinio spalva tampa tokia pati. Dėl ko dujos maišosi? Chaotiškas šiluminis molekulių judėjimas. Minėta patirtis rodo, kad spontaniškai, be jokios mūsų (išorinės) įtakos, gali įvykti procesas, kurio šiluminis poveikis lygus nuliui. Ir tai tikrai lygi nuliui, nes šiuo atveju nėra jokios cheminės sąveikos (cheminės jungtys nėra nutrūkusios ar susidariusios), o tarpmolekulinė sąveika dujose yra nereikšminga ir praktiškai tokia pati. Stebimas reiškinys yra ypatingas visuotinio gamtos dėsnio pasireiškimo atvejis, pagal kurį sistemos, susidedančios iš daugybės dalelių, visada linkusios į didžiausią sutrikimą. Šio sutrikimo matas yra vadinamas fizinis dydis entropija. Šiuo būdu, dAUGIAU UŽSAKYMO, MAŽIAU ENTROPIJOS, MAŽIAU UŽSAKYMO, DAUGIAU ENTROPIJOS. Entropijos susiejimo lygtys ( S) ir kiti kiekiai tiriami fizikos ir fizinės chemijos kursuose. Entropijos matavimo vienetas [ S] \u003d 1 J / K. Entropija didėja kaitinant medžiagą ir mažėja atvėsus. Jis ypač stipriai padidėja pereinant medžiagą iš kietos į skystą ir iš skystos į dujinę būseną. Kas nutiko mūsų patirtimi? Sumaišius dvi skirtingas dujas, sutrikimo laipsnis padidėjo. Vadinasi, sistemos entropija padidėjo. Turėdamas nulinį šiluminį efektą, tai buvo savaiminio proceso priežastis. Jei dabar norime atskirti sumaišytas dujas, tada turime atlikti darbą , tai yra išleisti tam energiją. Sumaišytos dujos niekada neatsiskirs savaime (dėl šiluminio judėjimo)! Taigi, mes atradome du veiksnius, kurie lemia daugelio procesų, įskaitant chemines reakcijas, galimybę: 1) sistemos polinkį į minimalų energijos kiekį ( energijos faktorius) ir 2) sistemos polinkis į didžiausią entropiją ( entropijos faktorius). Pažiūrėkime, kaip įvairūs šių dviejų veiksnių deriniai veikia cheminių reakcijų galimybę. 1. Jei dėl prisiimtos reakcijos reakcijos produktų energija pasirodys mažesnė už pradinių medžiagų energiją, o entropija bus didesnė („nuo kalno iki didesnio sutrikimo“), tai tokia reakcija gali vykti ir bus egzoterminė. 2. Jei dėl prisiimtos reakcijos reakcijos produktų energija pasirodo didesnė už pradinių medžiagų energiją, o entropija yra mažesnė („įkalnėn į aukštesnę eilę“), tai tokia reakcija nevyksta. 3. Jei tariamoje reakcijoje energija ir entropiniai veiksniai veikia skirtingomis kryptimis („nuokalnė, bet į didesnę tvarką“ arba „į kalną, bet į didesnį sutrikimą“), tai be specialių skaičiavimų negalima nieko pasakyti apie tokios reakcijos galimybę. ("kas laimės"). Apsvarstykite, kurie iš šių atvejų yra endoterminės reakcijos. Cheminės reakcijos galimybę galima įvertinti apskaičiuojant reakcijos eigos pasikeitimą fizikiniu dydžiu, kuris priklauso ir nuo entalpijos pokyčio, ir nuo entropijos pokyčio šioje reakcijoje. Toks fizinis dydis vadinamas gibso energija(XIX amžiaus amerikiečių fizikochemiko garbei. Josiah Willardas Gibbsas). G \u003d H - T. S Spontaniškos reakcijos būklė: G< 0. Esant žemai temperatūrai, veiksnys, lemiantis reakcijos eigą, daugiausia yra energijos faktorius, o esant aukštai temperatūrai - entropijos faktorius. Iš pirmiau pateiktos lygties visų pirma matyti, kodėl skaidymo reakcijos, kurios nevyksta kambario temperatūroje (entropija didėja), pradeda vykti aukštesnėje temperatūroje. ENDOTERMINĖ REAKCIJA, ENTROPIJA, ENERGIJOS VEIKSNIS, ENTROPINIS VEIKSNIS, ŽIEDŲ ENERGIJA. 1. Pateikite jums žinomų endoterminių procesų pavyzdžius. 2. Kodėl natrio chlorido kristalo entropija yra mažesnė už lydalo, gauto iš šio kristalo, entropiją? 3. Vario redukcijos iš jo oksido anglimi reakcijos šiluminis poveikis 2CuO (cr) + C (grafitas) \u003d \u200b\u200b2CuO (cr) + CO 2 (g) yra –46 kJ. Užrašykite termocheminę lygtį ir apskaičiuokite, kiek energijos reikia išleisti, kad tokioje reakcijoje gautų 1 kg vario. (4) Kalcinuojant kalcio karbonatą, sunaudota 300 kJ šilumos. Be to, pagal reakciją CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ susidarė 24,6 litro anglies dioksido. Nustatykite, kiek šilumos buvo išeikvota. Kiek gramų kalcio oksido susidarė? 5. Kalcinuojant magnio nitratą, susidaro magnio oksidas, dujinis azoto dioksidas ir deguonis. Reakcijos šilumos poveikis –510 kJ. Padarykite termocheminę lygtį ir nustatykite, kiek šilumos buvo absorbuota, jei išsiskyrė 4,48 litro deguonies. Kokia yra suskaidyto magnio nitrato masė?

(fotocheminės reakcijos), elektros srovė (elektrodo procesai), jonizuojančioji spinduliuotė (radiacijos-cheminės reakcijos), mechaninis poveikis (mechanocheminės reakcijos), esant žemos temperatūros plazmoje (plazmos-cheminės reakcijos) ir kt. Molekulių tarpusavio sąveika vyksta grandinės keliu: asociacija - elektroninė izomerizacija - atsiribojimas, kuriame aktyviosios dalelės yra radikalai, jonai, koordinacijos neprisotinti junginiai. Cheminės reakcijos greitį lemia aktyviųjų dalelių koncentracija ir skirtumas tarp suskaidyto ir susidariusio ryšio energijos.

Medžiagoje vykstantys cheminiai procesai skiriasi tiek nuo fizinių procesų, tiek nuo branduolio virsmų. Fiziniuose procesuose kiekviena iš dalyvaujančių medžiagų išlieka nepakitusi (nors medžiagos gali sudaryti mišinius), tačiau jos gali pakeisti savo išorinę formą arba agregacijos būseną.

Vykdant cheminius procesus (chemines reakcijas), gaunamos naujos medžiagos, kurių savybės skiriasi nuo reagentų, tačiau naujų elementų atomai niekada nesusidaro. Reakcijoje dalyvaujančių elementų atomuose būtinai įvyksta elektronų apvalkalo modifikacijos.

Branduolinėse reakcijose įvyksta visų dalyvaujančių elementų atomų branduolių pokyčiai, dėl kurių susidaro nauji elementai.

Enciklopedinis „YouTube“

• 1 / 5

  Yra daugybė požymių, pagal kuriuos galima klasifikuoti chemines reakcijas.

  1. Atsižvelgiant į fazės ribos buvimą, visos cheminės reakcijos yra suskirstytos į vienalytis ir nevienalytis

  Vadinama cheminė reakcija, vykstanti vienoje fazėje vienalytė cheminė reakcija ... Vadinama sąsajoje vykstanti cheminė reakcija nevienalytė cheminė reakcija ... Vykdant daugiapakopę cheminę reakciją, kai kurie etapai gali būti vienarūšiai, o kiti - heterogeniški. Tokios reakcijos vadinamos vienalytis-nevienalytis .

  Atsižvelgiant į pradinių medžiagų ir reakcijos produktų fazių skaičių, cheminiai procesai gali būti homofaziniai (pradinės medžiagos ir produktai yra toje pačioje fazėje) ir heterofaziniai (pradinės medžiagos ir produktai sudaro kelias fazes). Homo- ir heterogeninė reakcijos fazė nėra susijusi su tuo, ar reakcija yra homo- ar heterogeninė. Todėl galima išskirti keturis procesų tipus:

  • Homogeninės reakcijos (homofazė) ... Tokio tipo reakcijose reakcijos mišinys yra vienalytis, o reagentai ir produktai priklauso tai pačiai fazei. Tokių reakcijų pavyzdys yra jonų mainų reakcijos, pavyzdžiui, rūgšties tirpalo neutralizavimas šarminiu tirpalu:
  N a O H + H C l → N a C l + H 2 O (\\ displaystyle \\ mathrm (NaOH + HCl \\ stačiakampis NaCl + H_ (2) O))
  • Heterogeninės homofazinės reakcijos ... Komponentai yra toje pačioje fazėje, tačiau reakcija vyksta sąsajoje, pavyzdžiui, ant katalizatoriaus paviršiaus. Pavyzdys galėtų būti etileno hidrinimas per nikelio katalizatorių:
  C 2 H 4 + H 2 → C 2 H 6 (\\ displaystyle \\ mathrm (C_ (2) H_ (4) + H_ (2) \\ dešinioji rodyklė C_ (2) H_ (6)))
  • Homogeninės heterofazinės reakcijos ... Reagentai ir produktai tokioje reakcijoje egzistuoja keliose fazėse, tačiau reakcija vyksta vienoje fazėje. Taigi gali vykti angliavandenilių oksidacija skystoje fazėje su dujiniu deguonimi.
  • Heterogeninės heterofazinės reakcijos ... Šiuo atveju reagentai yra skirtingos fazės būsenos, reakcijos produktai taip pat gali būti bet kokios fazės būsenos. Reakcijos procesas vyksta sąsajoje. Pavyzdys yra anglies rūgšties druskų (karbonatų) reakcija su Bronstedo rūgštimis:
  M g CO 3 + 2 HC l → M g C l 2 + CO 2 + H 2 O (\\ displaystyle \\ mathrm (MgCO_ (3) + 2HCl \\ dešiniarankis MgCl_ (2) + CO_ (2) \\ aukštyn + H_ (2 O))

  2. Pasikeitus reagentų oksidacijos būsenoms

  Šiuo atveju išskirkite

  • Redokso reakcijos, kurių metu vieno elemento atomai (oksidatorius) atsigauti , t.y sumažinti jų oksidacijos būsenąir kito elemento (reduktoriaus) atomai oksiduotas , t.y padidinti jų oksidacijos būseną... Ypatingas redoksinių reakcijų atvejis yra proporcijų reakcijos, kuriose oksiduojantis agentas ir reduktorius yra to paties elemento atomai, kurių oksidacijos būsenos yra skirtingos.

  Redokso reakcijos pavyzdys yra vandenilio (reduktoriaus) deginimas deguonyje (oksiduojančiame agente), kad susidarytų vanduo:

  2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O (\\ displaystyle \\ mathrm (2H_ (2) + O_ (2) \\ stačiakampis 2H_ (2) O))

  Neproporcingos reakcijos pavyzdys yra amonio nitrato irimo reakcija kaitinant. Šiuo atveju oksiduojantis agentas yra nitrogrupės azotas (+5), o redukuojantis agentas yra amonio katijono azotas (-3):

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

  Nenaudokite redoksinėms reakcijoms, kurių metu atomų oksidacijos būsenos nepakinta, pavyzdžiui:

  B a C l 2 + N a 2 SO 4 → B a SO 4 ↓ + 2 N a C l (\\ displaystyle \\ mathrm (BaCl_ (2) + Na_ (2) SO_ (4) \\ dešinėje BaSO_ (4) \\ žemyn + 2NaCl))

  3. Pagal reakcijos šiluminį poveikį

  Visos cheminės reakcijos lydi energijos išsiskyrimą arba absorbavimą. Nutrūkus cheminėms jungtims, reagentuose išsiskiria energija, kuri daugiausia išleidžiama naujiems cheminiams ryšiams susidaryti. Kai kuriose reakcijose šių procesų energijos yra artimos, o šiuo atveju bendras reakcijos šilumos poveikis artėja prie nulio. Kitais atvejais galime išskirti:

  • su tuo susijusios egzoterminės reakcijos šilumos išsiskyrimas, (teigiamas šiluminis efektas), pvz., virš vandenilio degimo
  • endoterminės reakcijos, kurių metu absorbuojama šiluma (neigiamas šiluminis poveikis) iš aplinkos.

  Reakcijos šilumos efektą (reakcijos entalpija, Δr H), kuris dažnai yra labai svarbus, galima apskaičiuoti pagal Hesso dėsnį, jei žinomos reagentų ir produktų susidarymo entalpijos. Kai produktų entalpijų suma yra mažesnė nei reagentų entalpijų suma (Δ r H< 0) наблюдается šilumos gamyba, kitaip (Δ r H\u003e 0) - absorbcija.

  4. Pagal reaguojančių dalelių transformacijų tipą

  Chemines reakcijas visada lydi fiziniai efektai: energijos absorbcija ar išsiskyrimas, reakcijos mišinio spalvos pasikeitimas ir kt. Dėl šių fizinių poveikių dažnai vertinamos cheminės reakcijos.

  Junginio reakcija - cheminė reakcija, kurios metu iš dviejų ar daugiau pradinių medžiagų susidaro tik viena nauja. Tokias reakcijas gali atlikti tiek paprastos, tiek sudėtingos medžiagos.

  Skilimo reakcija - cheminė reakcija, kurios metu iš vienos medžiagos susidaro kelios naujos medžiagos. Tokio tipo reakcijos vyksta tik sudėtingiems junginiams, o jų produktai gali būti ir sudėtingos, ir paprastos medžiagos.

  Pakaitinė reakcija - cheminė reakcija, kurios metu vieno elemento atomai, kurie yra paprastos medžiagos dalis, pakeičia kito sudėtinio junginio atomus. Kaip matyti iš apibrėžimo, tokiose reakcijose viena iš pradinių medžiagų turėtų būti paprasta, o kita - sudėtinga.

  Keisti reakcijas - reakcija, kurios metu dvi sudėtingos medžiagos keičiasi savo sudėtinėmis dalimis

  5. Pagal srauto kryptį cheminės reakcijos skirstomos į negrįžtamas ir grįžtamas

  Negrįžtamas vadiname chemines reakcijas vykstančiomis tik viena kryptimi (" iš kairės į dešinę"), dėl kurio pradinės medžiagos paverčiamos reakcijos produktais. Sakoma, kad tokie cheminiai procesai vyksta" iki galo ". degimo reakcijos, taip pat reakcijos, kurias lemia blogai tirpių ar dujinių medžiagų susidarymas Grįžtamasis vadinamos cheminės reakcijos, vykstančios vienu metu dviem priešingomis kryptimis („iš kairės į dešinę“ ir „iš dešinės į kairę“). Tokių reakcijų lygtyse lygybės ženklas pakeičiamas dviem priešingai nukreiptomis rodyklėmis. Išskiriamos dvi vienu metu vykstančios reakcijos tiesiai (teka „iš kairės į dešinę“) ir atvirkščiai(eina „iš dešinės į kairę“) Kadangi grįžtamosios reakcijos metu pradinės medžiagos vienu metu sunaudojamos ir susidaro, jos nėra visiškai paverstos reakcijos produktais. Todėl apie grįžtamąsias reakcijas jie sako, kad nevyksta „visiškai“. Dėl to visada susidaro pradinių medžiagų ir reakcijos produktų mišinys.

  6. Remiantis katalizatorių dalyvavimu, cheminės reakcijos skirstomos į katalizinis ir nekatalizinis

  Katalizinis vadinamos reakcijomis, vykstančiomis esant katalizatoriams. Tokių reakcijų lygtyse cheminė katalizatoriaus formulė nurodoma virš lygybės ar grįžtamojo ženklo, kartais kartu nurodant įvykio sąlygas (temperatūra t, slėgis p). Daugelis skaidymo reakcijų ir junginių priklauso šio tipo reakcijoms.

  APIBRĖŽIMAS

  Cheminė reakcija vadinamas medžiagų, kuriose keičiasi jų sudėtis ir (ar) struktūra, transformacija.

  Dažniausiai cheminės reakcijos suprantamos kaip pradinių medžiagų (reagentų) pavertimo galutinėmis medžiagomis (produktais) procesas.

  Cheminės reakcijos rašomos naudojant chemines lygtis, kuriose yra pradinių medžiagų ir reakcijos produktų formulės. Pagal masės išsaugojimo dėsnį kiekvieno elemento atomų skaičius kairėje ir dešinėje cheminės lygties pusėse yra vienodas. Paprastai pradinių medžiagų formulės rašomos kairėje lygties pusėje, o produktų formulės - dešinėje. Kiekvieno elemento atomų skaičiaus lygybė kairėje ir dešinėje lygties pusėse pasiekiama dedant sveikus skaičius stechiometrinius koeficientus prieš medžiagų formules.

  Cheminėse lygtyse gali būti papildomos informacijos apie reakcijos ypatybes: temperatūrą, slėgį, radiaciją ir kt., Kurią žymi atitinkamas simbolis, esantis virš (arba žemiau) lygybės ženklo.

  Visas chemines reakcijas galima suskirstyti į kelias klases, kurios turi tam tikras savybes.

  Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal pradinių ir susidariusių medžiagų skaičių ir sudėtį

  Pagal šią klasifikaciją cheminės reakcijos skirstomos į derinimo, skaidymo, pakeitimo, keitimosi reakcijas.

  Kaip rezultatas sudėtinės reakcijos iš dviejų ar daugiau (sudėtingų ar paprastų) medžiagų susidaro viena nauja medžiaga. Apskritai tokios cheminės reakcijos lygtis atrodys taip:

  Pavyzdžiui:

  CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

  SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

  2Mg + O2 \u003d 2MgO.

  2FеСl 2 + Сl 2 \u003d 2FеСl 3

  Junginio reakcijos daugeliu atvejų yra egzoterminės, t.y. tęskite šilumos išsiskyrimą. Jei reakcijoje dalyvauja paprastos medžiagos, tai tokios reakcijos dažniausiai būna redoksas (ORR), t.y. tęskite elementų oksidacijos būsenų pasikeitimą. Neįmanoma vienareikšmiškai pasakyti, ar junginio reakcija tarp kompleksinių medžiagų priklauso OVR.

  Nurodomos reakcijos, kurių metu iš vienos sudėtingos medžiagos susidaro kelios kitos naujos (sudėtingos ar paprastos) medžiagos skilimo reakcijos... Apskritai cheminio skilimo lygtis atrodys taip:

  Pavyzdžiui:

  CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

  2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (2)

  CuSO 4 × 5H 2 O \u003d CuSO 4 + 5H 2 O (3)

  Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O (4)

  H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (5)

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

  (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)

  Daugiausia skilimo reakcijų įvyksta kaitinant (1,4,5). Galimas skaidymasis elektros srove (2). Deguonies turinčių rūgščių (1, 3, 4, 5, 7) kristalinių hidratų, rūgščių, bazių ir druskų skaidymas vyksta nekeičiant elementų oksidacijos būsenų, t. šios reakcijos nepriklauso OVR. Skilimo reakcijos apima oksidų, rūgščių ir druskų, susidariusių aukštesnės oksidacijos būsenos elementų, skaidymą (6).

  Skilimo reakcijos taip pat randamos organinėje chemijoje, tačiau kitais pavadinimais - krekingas (8), dehidrinimas (9):

  C18H38 \u003d C9H18 + C9H20 (8)

  C4H10 \u003d C4H6 + 2H2 (9)

  Kada pakaitinės reakcijos paprasta medžiaga sąveikauja su sudėtinga medžiaga, formuodama naują paprastą ir naują kompleksinę medžiagą. Apskritai cheminės pakaitinės reakcijos lygtis atrodys taip:

  Pavyzdžiui:

  2Аl + Fe 2 O 3 \u003d 2Fе + Аl 2 О 3 (1)

  Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 (2)

  2КВr + Сl 2 \u003d 2КСl + 2 2 (3)

  2KSlO 3 + l 2 \u003d 2KlO 3 + Сl 2 (4)

  CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2 (5)

  Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3CaSiO 3 + P 2 O 5 (6)

  СН 4 + Сl 2 \u003d СН 3 Сl + НСl (7)

  Pakaitinės reakcijos dažniausiai yra redoksinės reakcijos (1–4, 7). Skilimo reakcijų, kuriose oksidacijos būsenos nesikeičia, pavyzdžių yra nedaug (5, 6).

  Keiskis reakcijomis vadiname reakcijas, vykstančias tarp sudėtingų medžiagų, kuriose jos keičiasi sudedamosiomis dalimis. Paprastai šis terminas naudojamas reakcijoms, susijusioms su jonais vandeniniame tirpale. Apskritai cheminių mainų reakcijos lygtis atrodys taip:

  AB + CD \u003d AD + CB

  Pavyzdžiui:

  CuO + 2HCl \u003d CuCl2 + H 2 O (1)

  NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O (2)

  NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

  AgNО 3 + КВr \u003d АgВr ↓ + КNО 3 (4)

  СrСl 3 + ЗNаОН \u003d Сr (ОН) 3 ↓ + ЗNаСl (5)

  Metabolinės reakcijos nėra redoksinės reakcijos. Ypatingas šių mainų reakcijų atvejis yra neutralizavimo reakcijos (rūgščių sąveikos su šarmais reakcijos) (2). Mainų reakcijos vyksta ta kryptimi, kai bent viena iš medžiagų pašalinama iš reakcijos sferos dujinės medžiagos (3), nuosėdų (4, 5) arba mažai disocijuojančio junginio, dažniausiai vandens (1, 2) pavidalu.

  Cheminių reakcijų klasifikacija pagal oksidacijos būsenų pokyčius

  Priklausomai nuo reagentus ir reakcijos produktus sudarančių elementų oksidacijos būsenų pokyčio, visos cheminės reakcijos yra skirstomos į redoksą (1, 2) ir vyksta nekeičiant oksidacijos būsenos (3, 4).

  2Mg + CO 2 \u003d 2MgO + C (1)

  Mg 0 - 2e \u003d Mg 2+ (reduktorius)

  C 4+ + 4e \u003d C 0 (oksidatorius)

  FeS 2 + 8HNO 3 (conc) \u003d Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

  Fe 2+ -e \u003d Fe 3+ (reduktorius)

  N 5+ + 3e \u003d N 2+ (oksidatorius)

  AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3 (3)

  Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

  Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal terminį poveikį

  Priklausomai nuo to, ar reakcijos metu išsiskiria ar absorbuojama šiluma (energija), visos cheminės reakcijos įprastai skirstomos į atitinkamai egzo- (1, 2) ir endotermines (3). Reakcijos metu išsiskyrusio ar absorbuoto šilumos (energijos) kiekis vadinamas reakcijos šilumos efektu. Jei lygtis nurodo išsiskyrusios ar absorbuotos šilumos kiekį, tai tokios lygtys vadinamos termocheminėmis.

  N2 + 3H2 \u003d 2NH3 +46,2 kJ (1)

  2Mg + O 2 \u003d 2MgO + 602,5 kJ (2)

  N2 + O2 \u003d 2NO - 90,4 kJ (3)

  Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal reakcijos kryptį

  Reakcijos kryptimi grįžtami (cheminiai procesai, kurių produktai sugeba reaguoti tarpusavyje tomis pačiomis sąlygomis, kuriomis jie buvo gauti, susidarant pradinėms medžiagoms) ir negrįžtami (cheminiai procesai, kurių produktai nesugeba reaguoti tarpusavyje su pradinių medžiagų susidarymu ).

  Dėl grįžtamųjų reakcijų lygtis paprastai parašoma taip:

  A + B ↔ AB

  Pavyzdžiui:

  CH 3 COOH + C 2 H 5 OH↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

  Negrįžtamų reakcijų pavyzdžiai yra šios:

  2KSlO 3 → 2KSl + 3O 2

  C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

  Reakcijos negrįžtamumo įrodymas gali būti dujinės medžiagos, nuosėdų ar mažai disocijuojančio junginio, dažniausiai vandens, išsiskyrimas kaip reakcijos produktai.

  Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal katalizatorių

  Šiuo požiūriu išskiriamos katalizinės ir nekatalizinės reakcijos.

  Katalizatorius yra medžiaga, pagreitinanti cheminę reakciją. Reakcijos, kuriose dalyvauja katalizatoriai, vadinamos katalizinėmis. Kai kurių reakcijų paprastai neįmanoma be katalizatoriaus:

  2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 (katalizatorius MnO 2)

  Dažnai vienas iš reakcijos produktų yra katalizatorius, kuris pagreitina šią reakciją (autokatalizės reakcijos):

  MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, kur Me yra metalas.

  Problemų sprendimo pavyzdžiai

  1 PAVYZDYS

  Cheminės reakcijos, jų savybės, tipai, pasireiškimo sąlygos ir kitos yra vienas iš įdomiausio mokslo, vadinamo chemija, kertinių akmenų. Pabandykime išsiaiškinti, kas yra cheminė reakcija ir koks jos vaidmuo. Taigi cheminė chemijos reakcija laikoma vienos ar kelių medžiagų virsmu kitomis medžiagomis. Šiuo atveju jų branduoliai nesikeičia (priešingai nei branduolinėse reakcijose), tačiau įvyksta elektronų ir branduolių persiskirstymas ir, žinoma, atsiranda naujų cheminių elementų.

  Cheminės reakcijos gamtoje ir kasdieniame gyvenime

  Mus supa cheminės reakcijos, be to, patys reguliariai atliekame įvairius kasdienius veiksmus, kai, pavyzdžiui, uždegame degtuką. Ypač daug cheminių reakcijų patys, neįtardami (o gal net neįtardami), gamina maistą virėjai.

  Žinoma, daugybė cheminių reakcijų vyksta natūraliomis sąlygomis: ugnikalnio išsiveržimas, lapija ir medžiai, ir ką aš galiu pasakyti, beveik bet kokį biologinį procesą galima priskirti cheminių reakcijų pavyzdžiams.

  Cheminių reakcijų tipai

  Visas chemines reakcijas galima apytiksliai suskirstyti į paprastas ir sudėtingas. Savo ruožtu paprastos cheminės reakcijos skirstomos į:

  • sudėtinės reakcijos,
  • skilimo reakcijos,
  • pakaitinės reakcijos,
  • keistis reakcijomis.

  Cheminė junginio reakcija

  Pagal labai taiklų didžiojo chemiko DI Mendelejevo apibrėžimą, kombinuota reakcija vyksta, kai „yra viena iš dviejų medžiagų“. Cheminės junginio reakcijos pavyzdys gali būti geležies ir sieros miltelių, kuriuose iš jų susidaro geležies sulfidas - Fe + S \u003d FeS, kaitinimas. Kitas ryškus šios reakcijos pavyzdys yra paprastų medžiagų, tokių kaip siera ar fosforas, degimas ore (galbūt panaši reakcija taip pat gali būti vadinama termine chemine reakcija).

  Skilimo cheminė reakcija

  Tai paprasta, skilimo reakcija yra priešinga sudėtinei reakcijai. Su juo iš vienos medžiagos gaunamos dvi ar daugiau medžiagų. Paprastas cheminio skaidymo reakcijos pavyzdys yra kreidos skaidymo reakcija, kurios metu iš tikrosios kreidos susidaro kalkės ir anglies dioksidas.

  Cheminio pakaitalo reakcija

  Pakaitinė reakcija vykdoma, kai paprasta medžiaga sąveikauja su sudėtinga. Štai cheminės pakaitinės reakcijos pavyzdys: jei plieninis vinis panardinamas į vario sulfato tirpalą, tai atlikdami šį paprastą cheminį eksperimentą gauname geležies sulfatą (geležis išstums varį iš druskos). Tokios cheminės reakcijos lygtis atrodys taip:

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

  Cheminių mainų reakcija

  Mainų reakcijos vyksta tik tarp sudėtingų cheminių medžiagų, kurių metu jie keičia savo dalis. Daugelis tokių reakcijų vyksta įvairiais sprendimais. Rūgšties neutralizavimas tulžimi yra geras cheminės metabolinės reakcijos pavyzdys.

  NaOH + HCl → NaCl + H20

  Tai yra cheminė šios reakcijos lygtis, kai vandenilio jonas iš HCl junginio keičiamas su natrio jonu iš NaOH junginio. Šios cheminės reakcijos pasekmė yra natrio chlorido tirpalo susidarymas.

  Cheminių reakcijų požymiai

  Pagal cheminių reakcijų atsiradimo požymius galima spręsti, ar cheminė reakcija tarp reagentų įvyko, ar ne. Štai keletas cheminių reakcijų požymių pavyzdžių:

  • Spalvos pasikeitimas (pavyzdžiui, drėgna ore esanti šviesi geležis dėl cheminės geležies ir geležies reakcijos pasidengia ruda danga).
  • Krituliai (jei staiga anglies dioksidas praeina per kalkių tirpalą, tada gauname baltų netirpių kalcio karbonato nuosėdų nuosėdas).
  • Dujų išsiskyrimas (jei lašinsite citrinos rūgštį soda, gausite anglies dvideginio išsiskyrimą).
  • Silpnai disocijuotų medžiagų susidarymas (visos reakcijos, dėl kurių susidaro vanduo).
  • Tirpalo švytėjimas (pavyzdys čia yra reakcijos, kurios vyksta su luminolio tirpalu, kuris skleidžia šviesą cheminių reakcijų metu).

  Apskritai sunku nustatyti, kurie cheminių reakcijų požymiai yra pagrindiniai, skirtingos medžiagos ir skirtingos reakcijos turi savo požymius.

  Kaip atpažinti cheminės reakcijos požymį

  Cheminės reakcijos ženklą galite nustatyti vizualiai (keisdami spalvą, švytėjimą) arba pagal šios reakcijos rezultatus.

  Cheminės reakcijos greitis

  Cheminės reakcijos greitis paprastai suprantamas kaip vieno iš reagentų kiekio pokytis per laiko vienetą. Be to, cheminės reakcijos greitis visada yra teigiama reikšmė. 1865 m. Chemikas NN Beketovas suformulavo masės veikimo dėsnį, kuriame teigiama, kad „cheminės reakcijos greitis kiekvienu laiko momentu yra proporcingas reagentų koncentracijoms, pakeltoms iki galių, lygių jų stechiometriniams koeficientams“.

  Cheminės reakcijos greičio veiksniai yra šie:

  • reaguojančių medžiagų pobūdis,
  • katalizatoriaus buvimas,
  • temperatūra,
  • slėgis,
  • reagentų paviršiaus ploto.

  Visi jie turi tiesioginį poveikį cheminės reakcijos greičiui.

  Cheminės reakcijos pusiausvyra

  Cheminė pusiausvyra - tai cheminės sistemos būsena, kurioje vyksta kelios cheminės reakcijos, o kiekvienos pirmyn ir atgal reakcijos poros greičiai yra vienodi. Taigi paskirstoma cheminės reakcijos pusiausvyros konstanta - tai yra vertė, kuri tam tikrai cheminei reakcijai nustato santykį tarp pradinių medžiagų ir produktų termodinaminio aktyvumo cheminės pusiausvyros būsenoje. Žinodami pusiausvyros konstantą, galite nustatyti cheminės reakcijos kryptį.

  Cheminių reakcijų atsiradimo sąlygos

  Norint pradėti chemines reakcijas, būtina sukurti tam tinkamas sąlygas:

  • medžiagų artimas kontaktas.
  • kaitinti medžiagas iki tam tikros temperatūros (cheminės reakcijos temperatūra turi būti tinkama).

  Cheminės reakcijos šilumos poveikis

  Tai yra sistemos vidinės energijos pokyčio pavadinimas dėl cheminės reakcijos eigos ir pradinių medžiagų (reagentų) virsmo reakcijos produktais tokiais kiekiais, kurie atitinka cheminės reakcijos lygtį šiomis sąlygomis:

  • vienintelis galimas darbas šiuo atveju yra tik darbas prieš išorinį spaudimą.
  • pradinės medžiagos ir produktai, gauti dėl cheminės reakcijos, turi tą pačią temperatūrą.

  Cheminės reakcijos, vaizdo įrašas

  Pabaigai įdomus vaizdo įrašas apie nuostabiausias chemines reakcijas.

  Skilimo reakcijos vaidina svarbų vaidmenį planetos gyvenime. Galų gale, būtent jie prisideda prie visų biologinių organizmų atliekų sunaikinimo. Be to, šis procesas kasdien padeda žmogaus organizmui įsisavinti įvairius kompleksinius junginius, skaidant juos į paprastus (katabolizmas). Be viso to, kas išdėstyta pirmiau, ši reakcija skatina paprastų organinių ir neorganinių medžiagų susidarymą iš kompleksinių. Sužinokime daugiau apie šį procesą ir pažiūrėkime į praktinius skaidymo cheminės reakcijos pavyzdžius.

  Kas vadinamos reakcijomis chemijoje, kokie jos tipai ir nuo ko priklauso

  Prieš nagrinėjant informaciją apie skilimą, verta apskritai sužinoti. Šis pavadinimas reiškia kai kurių medžiagų molekulių gebėjimą sąveikauti su kitomis ir taip sudaryti naujus junginius.

  Pavyzdžiui, jei deguonis ir du sąveikauja tarpusavyje, rezultatas bus dvi vandenilio oksido molekulės, kurias visi žinome kaip vandenį. Šį procesą galima parašyti naudojant šią cheminę lygtį: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.

  Nors yra skirtingi kriterijai, pagal kuriuos išskiriamos cheminės reakcijos (terminis efektas, katalizatoriai, fazių ribų buvimas / nebuvimas, reagentų oksidacijos būsenų kitimas, grįžtamumas / negrįžtamumas), jie dažniausiai klasifikuojami pagal sąveikaujančių medžiagų virsmo tipą.

  Taigi išskiriami keturi cheminių procesų tipai.

  • Junginys.
  • Skilimas.
  • Mainai.
  • Pavadavimas.

  Visos minėtos reakcijos yra grafiškai parašytos naudojant lygtis. Jų bendra schema atrodo taip: A → B.

  Kairėje šios formulės pusėje yra pradiniai reagentai, o dešinėje - medžiagos, susidariusios dėl reakcijos. Kaip taisyklė, norint jį paleisti, reikia veikti temperatūrą, elektrą arba naudoti katalizinius priedus. Jų buvimas taip pat turi būti nurodytas cheminėje lygtyje.

  skaidymas (skilimas)

  Šio tipo cheminis procesas būdingas dviejų ar daugiau naujų junginių susidarymui iš vienos medžiagos molekulių.

  Paprasčiau tariant, skaidymo reakciją galima palyginti su namu iš statybinių rinkinių. Nusprendęs pastatyti automobilį ir valtį, vaikas išardo pradinę konstrukciją ir iš jos dalių pasistato norimą. Šiuo atveju konstruktoriaus elementų struktūra nesikeičia, lygiai taip pat, kaip ir suskaidyme dalyvaujančių medžiagos atomų.

  Kaip atrodo nagrinėjamos reakcijos lygtis?

  Nepaisant to, kad šimtai jungčių gali suskaidyti į paprastesnius komponentus, visi tokie procesai vykdomi tuo pačiu principu. Jį galima pavaizduoti naudojant scheminę formulę: ABC → A + B + C.

  Jame ABC yra pradinis junginys, kuris buvo suskaidytas. A, B ir C yra medžiagos, susidarančios iš ABC atomų skilimo reakcijos metu.

  Skilimo reakcijos

  Kaip minėta pirmiau, norint pradėti cheminį procesą, dažnai reikia daryti tam tikrą įtaką reagentams. Priklausomai nuo tokios stimuliacijos tipo, yra keletas skaidymo tipų:

  
  

  Kalio permanganato (KMnO4) skilimas

  Išnagrinėjus teoriją, verta apsvarstyti praktinius medžiagų skaidymo proceso pavyzdžius.

  

  Pirmasis iš jų bus KMnO 4 (paprastai vadinamas kalio permanganato) irimas dėl kaitinimo. Reakcijos lygtis atrodo taip: 2KMnO 4 (t 200 ° C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.

  

  Iš pateiktos cheminės formulės matyti, kad norint suaktyvinti procesą būtina pradinį reagentą pašildyti iki 200 laipsnių Celsijaus. Kad reakcija būtų geresnė, kalio permanganatas dedamas į vakuuminį indą. Iš to galime daryti išvadą, kad šis procesas yra pirolizė.

  Laboratorijose ir gamyboje jis atliekamas norint gauti gryną ir kontroliuojamą deguonį.

  Kalio chlorato termolizė (KClO3)

  Berthollet druskos skaidymo reakcija yra dar vienas grynos klasikinės termolizės pavyzdys.

  

  Minėtas procesas praeina du etapus ir atrodo taip:

  • 2 KClO 3 (t 400 ° С) → 3KClO 4 + KCl.
  • KClO 4 (t nuo 550 ° С) → KCl + 2О2

  Taip pat kalio chlorato termolizę galima atlikti žemesnėje temperatūroje (iki 200 ° C) vienoje pakopoje, tačiau tam reikia, kad reakcijoje dalyvautų katalizinės medžiagos - įvairių metalų oksidai (kupras, ferumas, manganas ir kt.).

  Šios rūšies lygtis atrodys taip: 2KClO 3 (t 150 ° C, MnO 2) → KCl + 2O 2.

  Kaip ir kalio permanganatas, berthollet druska naudojama laboratorijose ir pramonėje grynam deguoniui gaminti.

  Vandens elektrolizė ir radiolizė (H20)

  Kitas įdomus praktinis šios reakcijos pavyzdys yra vandens skaidymas. Jis gali būti gaminamas dviem būdais:

  

  • Veikiant elektros srovei vandenilio oksidui: H 2 O → H 2 + O 2. Nagrinėjamą deguonies gavimo būdą povandenininkai naudoja savo povandeniniuose laivuose. Taip pat ateityje planuojama jį naudoti vandeniliui gaminti dideliais kiekiais. Pagrindinė kliūtis tam šiandien yra didžiulės energijos sąnaudos, reikalingos atsakui skatinti. Kai bus rastas būdas jų sumažinti, vandens elektrolizė taps pagrindiniu ne tik vandenilio, bet ir deguonies gamybos metodu.
  • Taip pat galima padalyti vandenį veikiant alfa spinduliuotei: H 2 O → H 2 O + + e -. Dėl to vandenilio oksido molekulė praranda vieną elektroną, jonizuodama. Šioje formoje Н2О + reaguoja su kitomis neutraliomis vandens molekulėmis, formuodamas labai reaktyvų hidroksido radikalą: Н2О + Н2О + → Н2О + ОН. Savo ruožtu prarastas elektronas taip pat reaguoja lygiagrečiai su neutralių vandenilio oksido molekulėmis, prisidėdamas prie jų skaidymo į H ir OH radikalus: H 2 O + e - → H + OH.

  Alkanų skaidymas: metanas

  Atsižvelgiant į įvairius sudėtingų medžiagų atskyrimo metodus, verta skirti ypatingą dėmesį alkanų skaidymo reakcijai.

  Šis pavadinimas slepia sočiuosius angliavandenilius, kurių bendra formulė C X H 2X + 2. Nagrinėjamų medžiagų molekulėse visi anglies atomai jungiami viengubomis jungtimis.

  Šios serijos atstovai gamtoje sutinkami visose trijose agregacijos būsenose (dujos, skystis, kietasis).

  Visi alkanai (šios serijos atstovų skilimo reakcija yra žemiau) yra lengvesni už vandenį ir jame netirpsta. Tačiau jie patys yra puikūs kitų junginių tirpikliai.

  Tarp pagrindinių cheminių tokių medžiagų savybių (degimas, pakeitimas, halogeninimas, dehidrinimas) - ir gebėjimas suskaidyti. Tačiau šis procesas gali vykti tiek visiškai, tiek iš dalies.

  Pirmiau minėtą savybę galima įvertinti metano (pirmojo alkano serijos nario) skaidymo reakcijos pavyzdžiu. Ši termolizė vyksta esant 1000 ° C: CH4 → C + 2H2.

  Tačiau jei metano skaidymo reakcija bus vykdoma aukštesnėje temperatūroje (1500 ° C) ir tada ji bus smarkiai sumažinta, šios dujos visiškai nesuyra, susidarydamos etileną ir vandenilį: 2CH 4 → C 2 H 4 + 3H 2.

  Etano skaidymas

  Antrasis nagrinėjamos alkano serijos narys yra C 2 H 4 (etanas). Jo skilimo reakcija taip pat vyksta veikiant aukštai temperatūrai (50 ° C) ir visiškai neturint deguonies ar kitų oksidatorių. Tai atrodo taip: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2.

  

  Minėta etano skaidymo į vandenilį ir etileną reakcijos lygtis negali būti laikoma gryna pirolize. Faktas yra tas, kad šis procesas vyksta esant katalizatoriui (pavyzdžiui, nikelio metalo Ni arba vandens garams), ir tai prieštarauja pirolizės apibrėžimui. Todėl teisinga kalbėti apie pirmiau pateiktą skaidymo pavyzdį kaip skaidymo procesą, kuris vyksta pirolizės metu.

  Verta paminėti, kad nagrinėjama reakcija yra plačiai naudojama pramonėje, norint gauti labiausiai pasaulyje pagamintą organinį junginį - etileno dujas. Tačiau dėl C 2 H 6 sprogumo šis paprasčiausias alkenas dažniau sintetinamas iš kitų medžiagų.

  Apsvarstę skaidymo reakcijos apibrėžimus, lygtis, tipus ir įvairius pavyzdžius, galime daryti išvadą, kad ji vaidina labai svarbų vaidmenį ne tik žmogaus kūnui ir gamtai, bet ir pramonei. Taip pat su jo pagalba laboratorijose galima sintetinti daug naudingų medžiagų, o tai padeda mokslininkams atlikti svarbius dalykus