Chemické reakcie treba odlíšiť od jadrových reakcií. V dôsledku chemických reakcií sa celkový počet atómov každého chemického prvku a jeho izotopové zloženie nemení. Jadrové reakcie sú iná záležitosť - procesy premeny atómových jadier v dôsledku ich interakcie s inými jadrami alebo elementárnymi časticami, napríklad premena hliníka na horčík:

27 13 Al + 1 1 H = 24 12 Mg + 4 2 He

Klasifikácia chemických reakcií je mnohostranná, to znamená, že môže byť založená na rôznych charakteristikách. Ale ktorákoľvek z týchto charakteristík môže zahŕňať reakcie medzi anorganickými aj organickými látkami.

Uvažujme o klasifikácii chemických reakcií podľa rôznych kritérií.

I. Podľa počtu a zloženia reagujúcich látok

Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny zloženia látok.

V anorganickej chémii takéto reakcie zahŕňajú procesy získavania alotropných modifikácií jedného chemického prvku, napríklad:

C (grafit) ↔ C (diamant)
S (orhombický) ↔ S (monoklinický)
P (biela) ↔ P (červená)
Sn (biely cín) ↔ Sn (sivý cín)
3O 2 (kyslík) ↔ 2O 3 (ozón)

V organickej chémii môže tento typ reakcie zahŕňať izomerizačné reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny nielen kvalitatívneho, ale aj kvantitatívneho zloženia molekúl látok, napríklad:

1. Izomerizácia alkánov.

Izomerizačná reakcia alkánov má veľký praktický význam, pretože uhľovodíky izoštruktúry majú nižšiu schopnosť detonácie.

2. Izomerizácia alkénov.

3. Izomerizácia alkínov (reakcia A.E. Favorského).

CH 3 - CH 2 - C= - CH ↔ CH 3 - C= - C- CH 3

etylacetylén dimetylacetylén

4. Izomerizácia halogénalkánov (A. E. Favorsky, 1907).

5. Izomerizácia kyanitu amónneho pri zahrievaní.

Močovinu prvýkrát syntetizoval F. Wöhler v roku 1828 izomerizáciou kyanátu amónneho pri zahrievaní.

Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene zloženia látky

Rozlišujú sa štyri typy takýchto reakcií: kombinácia, rozklad, substitúcia a výmena.

1. Zložené reakcie sú reakcie, pri ktorých z dvoch alebo viacerých látok vzniká jedna komplexná látka

V anorganickej chémii možno uvažovať o celej škále reakcií zlúčenín, napríklad na príklade reakcií na výrobu kyseliny sírovej zo síry:

1. Príprava oxidu sírového (IV):

S + O 2 = SO - z dvoch jednoduchých látok vzniká jedna zložená látka.

2. Príprava oxidu sírového (VI):

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - z jednoduchých a zložitých látok vzniká jedna zložitá látka.

3. Príprava kyseliny sírovej:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - z dvoch zložitých látok vzniká jedna komplexná látka.

Príkladom zloženej reakcie, pri ktorej sa z viac ako dvoch východiskových látok vytvorí jedna komplexná látka, je konečná fáza výroby kyseliny dusičnej:

4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03

V organickej chémii sa zložené reakcie bežne nazývajú „adičné reakcie“. Celú škálu takýchto reakcií možno zvážiť na príklade bloku reakcií charakterizujúcich vlastnosti nenasýtených látok, napríklad etylénu:

1. Hydrogenačná reakcia - pridanie vodíka:

CH2=CH2 + H2 -> H3-CH3

etén → etán

2. Hydratačná reakcia - pridanie vody.

3. Polymerizačná reakcia.

2. Rozkladné reakcie sú reakcie, pri ktorých z jednej komplexnej látky vzniká niekoľko nových látok.

V anorganickej chémii možno v bloku reakcií na výrobu kyslíka laboratórnymi metódami zvážiť celú škálu takýchto reakcií:

1. Rozklad oxidu ortutnatého - z jednej komplexnej látky vznikajú dva jednoduché.

2. Rozklad dusičnanu draselného - z jednej komplexnej látky vzniká jedna jednoduchá a jedna komplexná.

3. Rozklad manganistanu draselného - z jednej komplexnej látky vznikajú dve zložité a jedna jednoduchá látka, čiže tri nové látky.

V organickej chémii možno v bloku reakcií na výrobu etylénu v laboratóriu a priemysle uvažovať o rozkladných reakciách:

1. Reakcia dehydratácie (odstránenie vody) etanolu:

C2H5OH -> CH2=CH2 + H20

2. Dehydrogenačná reakcia (eliminácia vodíka) etánu:

CH3-CH3 -> CH2=CH2 + H2

alebo CH3-CH3 -> 2C + ZN2

3. Reakcia krakovania (štiepenia) propánu:

CH3-CH2-CH3 -> CH2=CH2+CH4

3. Substitučné reakcie sú reakcie, pri ktorých atómy jednoduchej látky nahradia atómy niektorého prvku v zložitej látke.

V anorganickej chémii je príkladom takýchto procesov blok reakcií charakterizujúcich vlastnosti, napríklad kovov:

1. Interakcia alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín s vodou:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

2. Interakcia kovov s kyselinami v roztoku:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3. Interakcia kovov so soľami v roztoku:

Fe + CuSO4 = FeS04 + Cu

4. Metalotermia:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Сr

Predmetom štúdia organickej chémie nie sú jednoduché látky, ale iba zlúčeniny. Preto ako príklad substitučnej reakcie uvádzame najcharakteristickejšiu vlastnosť nasýtených zlúčenín, najmä metánu, - schopnosť ich vodíkových atómov nahradiť atómami halogénu. Ďalším príkladom je bromácia aromatickej zlúčeniny (benzén, toluén, anilín).

C6H6 + Br2 -> C6H5Br + HBr

benzén → brómbenzén

Venujme pozornosť zvláštnosti substitučnej reakcie v organických látkach: v dôsledku takýchto reakcií nevzniká jednoduchá a zložitá látka, ako v anorganickej chémii, ale dve zložité látky.

V organickej chémii substitučné reakcie zahŕňajú aj niektoré reakcie medzi dvoma komplexnými látkami, napríklad nitráciu benzénu. Je to formálne výmenná reakcia. Skutočnosť, že ide o substitučnú reakciu, je zrejmá až pri zvážení jej mechanizmu.

4. Výmenné reakcie sú reakcie, pri ktorých si dve zložité látky vymieňajú svoje zložky

Tieto reakcie charakterizujú vlastnosti elektrolytov a v roztokoch prebiehajú podľa Bertholletovho pravidla, teda len vtedy, ak výsledkom je tvorba zrazeniny, plynu alebo mierne disociujúcej látky (napríklad H2O).

V anorganickej chémii to môže byť blok reakcií, ktoré charakterizujú napríklad vlastnosti alkálií:

1. Neutralizačná reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe soli a vody.

2. Reakcia medzi zásadou a soľou, ku ktorej dochádza pri tvorbe plynu.

3. Reakcia medzi alkáliou a soľou, ktorá vedie k tvorbe zrazeniny:

CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2S04

alebo v iónovej forme:

Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2

V organickej chémii môžeme uvažovať o bloku reakcií, ktoré charakterizujú napríklad vlastnosti kyseliny octovej:

1. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe slabého elektrolytu - H 2 O:

CH3COOH + NaOH → Na(CH3COO) + H20

2. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe plynu:

2CH 3 COOH + CaCO 3 → 2CH 3 COO + Ca 2+ + CO 2 + H 2 O

3. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe zrazeniny:

2CH 3 COOH + K 2 SO 3 → 2 K (CH 3 COO) + H 2 SO 3

2CH3COOH + SiO → 2CH3COO + H2SiO3

II. Zmenou oxidačných stavov chemických prvkov tvoriacich látky

Na základe tejto funkcie sa rozlišujú nasledujúce reakcie:

1. Reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačných stavov prvkov, alebo redoxné reakcie.

Patria sem mnohé reakcie vrátane všetkých substitučných reakcií, ako aj reakcie kombinácie a rozkladu, na ktorých sa podieľa aspoň jedna jednoduchá látka, napríklad:

1. Mg0 + H + 2S04 = Mg +2 S04 + H2

2. 2Mg0+002 = Mg+20-2

Komplexné redoxné reakcie sa skladajú pomocou metódy elektrónovej rovnováhy.

2KMn+704 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2Cl -2 + 5Cl02 + 8H20

V organickej chémii sú pozoruhodným príkladom redoxných reakcií vlastnosti aldehydov.

1. Redukujú sa na zodpovedajúce alkoholy:

Aldekydy sa oxidujú na zodpovedajúce kyseliny:

2. Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov chemických prvkov.

Patria sem napríklad všetky iónomeničové reakcie, ako aj mnohé zložené reakcie, mnohé rozkladné reakcie, esterifikačné reakcie:

HCOOH + CHgOH = HCOOCH3 + H20

III. Tepelným efektom

Na základe tepelného účinku sa reakcie delia na exotermické a endotermické.

1. Pri uvoľnení energie dochádza k exotermickým reakciám.

Patria sem takmer všetky zložené reakcie. Vzácnou výnimkou je endotermická reakcia syntézy oxidu dusnatého (II) z dusíka a kyslíka a reakcia plynného vodíka s tuhým jódom.

Exotermické reakcie, ku ktorým dochádza pri uvoľňovaní svetla, sú klasifikované ako spaľovacie reakcie. Hydrogenácia etylénu je príkladom exotermickej reakcie. Beží pri izbovej teplote.

2. Pri absorpcii energie dochádza k endotermickým reakciám.

Je zrejmé, že tieto budú zahŕňať takmer všetky rozkladné reakcie, napríklad:

1. Pálenie vápenca

2. Butánové krakovanie

Množstvo energie uvoľnenej alebo absorbovanej v dôsledku reakcie sa nazýva tepelný účinok reakcie a rovnica chemickej reakcie označujúca tento účinok sa nazýva termochemická rovnica:

H2(g) + C12(g) = 2HC1(g) + 92,3 kJ

N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g) - 90,4 kJ

IV. Podľa stavu agregácie reagujúcich látok (fázové zloženie)

Podľa stavu agregácie reagujúcich látok sa rozlišujú:

1. Heterogénne reakcie - reakcie, pri ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rôznom stave agregácie (v rôznych fázach).

2. Homogénne reakcie - reakcie, pri ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rovnakom stave agregácie (v rovnakej fáze).

V. Účasťou katalyzátora

Na základe účasti katalyzátora sa rozlišujú:

1. Nekatalytické reakcie prebiehajúce bez účasti katalyzátora.

2. Katalytické reakcie prebiehajúce za účasti katalyzátora. Pretože všetky biochemické reakcie prebiehajúce v bunkách živých organizmov prebiehajú za účasti špeciálnych biologických katalyzátorov proteínovej povahy - enzýmov, sú všetky katalytické alebo presnejšie enzymatické. Treba poznamenať, že viac ako 70 % chemického priemyslu používa katalyzátory.

VI. Smerom k

Podľa smeru sa rozlišujú:

1. Nezvratné reakcie prebiehajú za daných podmienok iba jedným smerom. Patria sem všetky výmenné reakcie sprevádzané tvorbou zrazeniny, plynu alebo mierne disociujúcej látky (vody) a všetky spaľovacie reakcie.

2. Reverzibilné reakcie za týchto podmienok prebiehajú súčasne v dvoch opačných smeroch. Takýchto reakcií je v drvivej väčšine.

V organickej chémii sa znak reverzibility odráža v názvoch - antonymách procesov:

Hydrogenácia - dehydrogenácia,

Hydratácia - dehydratácia,

Polymerizácia - depolymerizácia.

Všetky reakcie esterifikácie (opačný proces, ako viete, sa nazýva hydrolýza) a hydrolýzy proteínov, esterov, sacharidov a polynukleotidov sú reverzibilné. Reverzibilita týchto procesov je základom najdôležitejšej vlastnosti živého organizmu - metabolizmu.

VII. Podľa mechanizmu prúdenia sa rozlišujú:

1. Medzi radikálmi a molekulami vznikajúcimi počas reakcie dochádza k radikálovým reakciám.

Ako už viete, pri všetkých reakciách sa staré chemické väzby prerušujú a vytvárajú sa nové chemické väzby. Spôsob prerušenia väzby v molekulách východiskovej látky určuje mechanizmus (cestu) reakcie. Ak je látka tvorená kovalentnou väzbou, potom môžu existovať dva spôsoby prerušenia tejto väzby: hemolytická a heterolytická. Napríklad pre molekuly Cl 2, CH 4 atď. sa realizuje hemolytické štiepenie väzieb, čo povedie k tvorbe častíc s nespárovanými elektrónmi, teda voľnými radikálmi.

Radikály sa najčastejšie tvoria pri prerušení väzieb, v ktorých sú zdieľané elektrónové páry zdieľané medzi atómami približne rovnako (nepolárna kovalentná väzba), ale mnoho polárnych väzieb sa môže rozbiť aj podobným spôsobom, najmä ak reakcia prebieha v v plynnej fáze a pod vplyvom svetla, ako napríklad v prípade vyššie diskutovaných procesov - interakcia C12 a CH4-. Radikály sú veľmi reaktívne, pretože majú tendenciu dokončiť svoju elektrónovú vrstvu odoberaním elektrónu z iného atómu alebo molekuly. Napríklad, keď sa radikál chlóru zrazí s molekulou vodíka, spôsobí prerušenie zdieľaného elektrónového páru viažuceho atómy vodíka a vytvorí kovalentnú väzbu s jedným z atómov vodíka. Druhý atóm vodíka, ktorý sa stal radikálom, tvorí spoločný elektrónový pár s nepárovým elektrónom atómu chlóru z kolabujúcej molekuly Cl2, čo vedie k vytvoreniu radikálu chlóru, ktorý napáda novú molekulu vodíka atď.

Reakcie, ktoré predstavujú reťazec po sebe nasledujúcich transformácií, sa nazývajú reťazové reakcie. Za rozvoj teórie reťazových reakcií dostali Nobelovu cenu dvaja vynikajúci chemici - náš krajan N. N. Semenov a Angličan S. A. Hinshelwood.
Substitučná reakcia medzi chlórom a metánom prebieha podobne:

Väčšina spaľovacích reakcií organických a anorganických látok, syntéza vody, amoniaku, polymerizácia etylénu, vinylchloridu atď., prebieha radikálovým mechanizmom.

2. Iónové reakcie prebiehajú medzi iónmi, ktoré sú už prítomné alebo vznikajú počas reakcie.

Typické iónové reakcie sú interakcie medzi elektrolytmi v roztoku. Ióny sa tvoria nielen pri disociácii elektrolytov v roztokoch, ale aj pri pôsobení elektrických výbojov, zahrievania alebo žiarenia. Napríklad γ-lúče premieňajú molekuly vody a metánu na molekulárne ióny.

Podľa iného iónového mechanizmu dochádza k reakciám adície halogenovodíkov, vodíka, halogénov na alkény, oxidácii a dehydratácii alkoholov, nahradeniu hydroxylu alkoholu halogénom; reakcie charakterizujúce vlastnosti aldehydov a kyselín. V tomto prípade ióny vznikajú heterolytickým štiepením polárnych kovalentných väzieb.

VIII. Podľa druhu energie

na spustenie reakcie sa rozlišujú:

1. Fotochemické reakcie. Sú iniciované svetelnou energiou. Okrem vyššie diskutovaných fotochemických procesov syntézy HCl alebo reakcie metánu s chlórom medzi ne patrí aj produkcia ozónu v troposfére ako sekundárnej látky znečisťujúcej atmosféru. Primárnu úlohu v tomto prípade zohráva oxid dusnatý (IV), ktorý vplyvom svetla vytvára kyslíkové radikály. Tieto radikály interagujú s molekulami kyslíka, čo vedie k vzniku ozónu.

K tvorbe ozónu dochádza, pokiaľ je dostatok svetla, pretože NO môže interagovať s molekulami kyslíka za vzniku rovnakého NO2. Hromadenie ozónu a iných sekundárnych látok znečisťujúcich ovzdušie môže viesť k fotochemickému smogu.

Tento typ reakcie zahŕňa aj najdôležitejší proces vyskytujúci sa v rastlinných bunkách - fotosyntézu, ktorej názov hovorí sám za seba.

2. Radiačné reakcie. Iniciuje ich vysokoenergetické žiarenie – röntgenové žiarenie, jadrové žiarenie (γ-lúče, a-častice – He 2+ a pod.). Pomocou radiačných reakcií sa uskutočňuje veľmi rýchla rádiopolymerizácia, rádiolýza (radiačný rozklad) atď.

Napríklad namiesto dvojstupňovej výroby fenolu z benzénu ho možno získať reakciou benzénu s vodou pod vplyvom žiarenia. V tomto prípade sa z molekúl vody tvoria radikály [OH] a [H], s ktorými benzén reaguje za vzniku fenolu:

C6H6 + 2[OH] -> C6H5OH + H20

Vulkanizáciu kaučuku je možné vykonávať bez síry pomocou rádioovulkanizácie a výsledná guma nebude o nič horšia ako tradičná guma.

3. Elektrochemické reakcie. Sú iniciované elektrickým prúdom. Okrem známych elektrolýznych reakcií uvedieme aj elektrosyntetické reakcie, napríklad reakcie na priemyselnú výrobu anorganických oxidačných činidiel.

4. Termochemické reakcie. Sú iniciované tepelnou energiou. Patria sem všetky endotermické reakcie a mnohé exotermické reakcie, ktorých iniciácia si vyžaduje počiatočný prísun tepla, teda iniciáciu procesu.

Vyššie diskutovaná klasifikácia chemických reakcií je znázornená v diagrame.

Klasifikácia chemických reakcií, rovnako ako všetky ostatné klasifikácie, je podmienená. Vedci sa dohodli na rozdelení reakcií do určitých typov podľa charakteristík, ktoré identifikovali. Ale väčšina chemických transformácií môže byť klasifikovaná do rôznych typov. Napríklad charakterizujme proces syntézy amoniaku.

Ide o zloženú reakciu, redoxnú, exotermickú, reverzibilnú, katalytickú, heterogénnu (presnejšie heterogénno-katalytickú), ktorá sa vyskytuje pri znížení tlaku v systéme. Pre úspešné zvládnutie procesu je potrebné vziať do úvahy všetky poskytnuté informácie. Konkrétna chemická reakcia je vždy multikvalitatívna a vyznačuje sa rôznymi charakteristikami.

Chemické reakcie (chemické javy)- sú to procesy, v dôsledku ktorých z niektorých látok vznikajú iné, ktoré sa od pôvodných líšia zložením alebo štruktúrou. Keď dôjde k chemickým reakciám, nedochádza k žiadnej zmene počtu atómov konkrétneho prvku ani k vzájomnej premene izotopov.

Klasifikácia chemických reakcií je mnohostranná, môže byť založená na rôznych charakteristikách: počet a zloženie činidiel a reakčných produktov, tepelný účinok, reverzibilita atď.

I. Klasifikácia reakcií podľa počtu a zloženia reaktantov

A. Reakcie, ku ktorým dochádza bez zmeny kvalitatívneho zloženia látky . Ide o početné alotropné premeny jednoduchých látok (napríklad kyslík ↔ ozón (3O 2 ↔2O 3), biely cín ↔ sivý cín); prechod, keď sa teplota niektorých pevných látok zmení z jedného kryštalického stavu do druhého - polymorfné transformácie(napríklad červené kryštály jodidu ortuťnatého (II) sa po zahriatí zmenia na žltú látku rovnakého zloženia, po ochladení nastáva opačný proces); izomerizačné reakcie (napríklad NH 4 OCN ↔ (NH 2) 2 CO) atď.

B. Reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene zloženia reagujúcich látok.

Reakcie zlúčenín- Sú to reakcie, pri ktorých z dvoch alebo viacerých východiskových látok vzniká jedna nová komplexná látka. Východiskové látky môžu byť jednoduché alebo zložité, napríklad:

4P + 502 = 2P205; 4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03; CaO+ H20 = Ca(OH) 2.

Reakcie rozkladu sú reakcie, pri ktorých z jednej východiskovej komplexnej látky vznikajú dve alebo viac nových látok. Látky vznikajúce pri reakciách tohto typu môžu byť jednoduché alebo zložité, napríklad:

2HI = H2 + I2; CaC03=CaO+C02; (CuOH)2C03 = CuO + H20 + C02.

Substitučné reakcie- sú to procesy, pri ktorých atómy jednoduchej látky nahrádzajú atómy niektorého prvku v zložitej látke. Pretože substitučné reakcie nevyhnutne zahŕňajú jednoduchú látku ako jeden z reaktantov, takmer všetky transformácie tohto typu sú redoxné, napríklad:

Zn + H2S04 = H2 + ZnS04; 2Al + Fe203 = 2Fe + Al203; H2S + Br2 = 2HBr + S.

Výmenné reakcie sú reakcie, pri ktorých si dve zložité látky vymieňajú svoje zložky. Výmenné reakcie môžu prebiehať priamo medzi dvoma činidlami bez účasti rozpúšťadla, napríklad: H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2H20; SiO2 (tuhá látka) + 4HF (g) = SiF4 + 2H2 O.

Výmenné reakcie vyskytujúce sa v roztokoch elektrolytov sa nazývajú iónomeničové reakcie. Takéto reakcie sú možné len vtedy, ak je jednou z výsledných látok slabý elektrolyt a uvoľňuje sa z reakčnej sféry vo forme plynu alebo ťažko rozpustnej látky (Bertholletovo pravidlo):

AgN03+HCl=AgCl↓ +HN03 alebo Ag++Cl - =AgCl↓;

NH4CI+ KOH = KCI+NH3+H20 alebo NH4+ +OH- =H20+NH3;

NaOH+HCI=NaCl+H20 alebo H++OH- =H20.

II. Klasifikácia reakcií podľa tepelného účinku

A. Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri uvoľňovaní tepelnej energie –exotermické reakcie (+ Q).

B. Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri absorpcii tepla –endotermické reakcie (– Q).

Tepelný efekt reakcie označujú množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo absorbuje v dôsledku chemickej reakcie. Reakčná rovnica, ktorá udáva jeho tepelný účinok, sa nazýva termochemické. Je vhodné uviesť hodnotu tepelného účinku reakcie na 1 mól jedného z účastníkov reakcie, preto v termochemických rovniciach často nájdete zlomkové koeficienty:

1/2N2 (g) + 3/2H2 (g) = NH3 (g) + 46,2 kJ/mol.

Všetky spaľovacie reakcie a prevažná väčšina oxidačných a zmesových reakcií sú exotermické. Rozkladné reakcie zvyčajne vyžadujú energiu.

9.1. Aké sú chemické reakcie?

Pamätajme, že akékoľvek chemické javy v prírode nazývame chemickými reakciami. Počas chemickej reakcie sa niektoré chemické väzby prerušia a iné sa vytvoria. V dôsledku reakcie sa z niektorých chemických látok získavajú ďalšie látky (pozri kapitolu 1).

Pri domácej úlohe k § 2.5 ste sa zoznámili s tradičným výberom štyroch hlavných typov reakcií z celého súboru chemických premien a následne ste navrhli aj ich názvy: reakcie kombinácie, rozkladu, substitúcie a výmeny.

Príklady reakcií zlúčenín:

C + 02 = C02; (1)
Na20 + C02 = Na2C03; (2)
NH3 + C02 + H20 = NH4HC03. (3)

Príklady rozkladných reakcií:

2Ag20 4Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)

Príklady substitučných reakcií:

CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02. (9)

Výmenné reakcie- chemické reakcie, pri ktorých si východiskové látky zdanlivo vymieňajú svoje zložky.

Príklady výmenných reakcií:

Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KN02 = KCI + HN02; (jedenásť)
AgN03 + NaCl = AgCl + NaN03. (12)

Tradičná klasifikácia chemických reakcií nepokrýva celú ich rozmanitosť – okrem štyroch hlavných typov reakcií existuje aj mnoho zložitejších reakcií.
Identifikácia dvoch ďalších typov chemických reakcií je založená na účasti dvoch dôležitých nechemických častíc: elektrónu a protónu.
Počas niektorých reakcií dochádza k úplnému alebo čiastočnému prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. V tomto prípade sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria východiskové látky; z uvedených príkladov sú to reakcie 1, 4, 6, 7 a 8. Tieto reakcie sa nazývajú redox.

V inej skupine reakcií prechádza vodíkový ión (H +), teda protón, z jednej reagujúcej častice na druhú. Takéto reakcie sú tzv acidobázické reakcie alebo reakcie prenosu protónov.

Medzi uvedenými príkladmi sú takými reakciami reakcie 3, 10 a 11. Analogicky s týmito reakciami sa redoxné reakcie niekedy nazývajú reakcie prenosu elektrónov. S OVR sa zoznámite v § 2 a s KOR v nasledujúcich kapitolách.

ZLOŽENÉ REAKCIE, ROZKLADNÉ REAKCIE, SUBSTITUČNÉ REAKCIE, VÝMENNÉ REAKCIE, REDOXNÉ REAKCIE, KYSELO-BÁZICKÉ REAKCIE.
Napíšte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + S02Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H20 ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3(P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO3 + PP205 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2(S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + 02N2 + H20 ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H20.
Označte tradičný typ reakcie. Označte redoxné a acidobázické reakcie. Pri redoxných reakciách uveďte, ktoré atómy prvkov menia svoje oxidačné stavy.

9.2. Redoxné reakcie

Zoberme si redoxnú reakciu, ktorá sa vyskytuje vo vysokých peciach pri priemyselnej výrobe železa (presnejšie liatiny) zo železnej rudy:

Fe203 + 3CO = 2Fe + 3C02.

Stanovme oxidačné stavy atómov, ktoré tvoria východiskové látky aj reakčné produkty

Fe203	+		=	2 Fe	+

Ako vidíte, oxidačný stav atómov uhlíka sa v dôsledku reakcie zvýšil, oxidačný stav atómov železa sa znížil a oxidačný stav atómov kyslíka zostal nezmenený. V dôsledku toho atómy uhlíka v tejto reakcii prešli oxidáciou, to znamená, že stratili elektróny ( oxidované), a atómy železa – redukcia, to znamená, že pridali elektróny ( zotavil) (pozri § 7.16). Na charakterizáciu OVR sa používajú pojmy okysličovadlo A redukčné činidlo.

V našej reakcii sú teda oxidačné atómy atómy železa a redukujúce atómy sú atómy uhlíka.

V našej reakcii je oxidačným činidlom oxid železitý a redukčným činidlom je oxid uhoľnatý.
V prípadoch, keď sú oxidujúce atómy a redukujúce atómy súčasťou tej istej látky (príklad: reakcia 6 z predchádzajúceho odseku), pojmy „oxidačná látka“ a „redukujúca látka“ sa nepoužívajú.
Typické oxidačné činidlá sú teda látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu získavať elektróny (úplne alebo čiastočne), čím sa znižuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to predovšetkým halogény a kyslík, v menšej miere síra a dusík. Z komplexných látok - látky, ktoré obsahujú atómy vo vyšších oxidačných stupňoch, ktoré nemajú sklon tvoriť jednoduché ióny v týchto oxidačných stupňoch: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl + V), KCl04 (Cl + VII) atď.
Typické redukčné činidlá sú látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu úplne alebo čiastočne darovať elektróny, čím sa zvyšuje ich oxidačný stav. Jednoduché látky zahŕňajú vodík, alkalické kovy a kovy alkalických zemín a hliník. Z komplexných látok - H 2 S a sulfidy (S –II), SO 2 a siričitany (S +IV), jodidy (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) atď.
Vo všeobecnosti takmer všetky zložité a mnohé jednoduché látky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Napríklad:
S02 + Cl2 = S + Cl202 (S02 je silné redukčné činidlo);
S02 + C = S + C02 (t) (S02 je slabé oxidačné činidlo);
C + 02 = C02 (t) (C je redukčné činidlo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oxidačné činidlo).
Vráťme sa k reakcii, o ktorej sme hovorili na začiatku tejto časti.

Fe203	+		=	2 Fe	+

Upozorňujeme, že v dôsledku reakcie sa oxidujúce atómy (Fe + III) zmenili na redukujúce atómy (Fe 0) a redukujúce atómy (C + II) sa zmenili na oxidujúce atómy (C + IV). Ale CO2 je veľmi slabé oxidačné činidlo za akýchkoľvek podmienok a železo, hoci je redukčným činidlom, je za týchto podmienok oveľa slabšie ako CO. Preto produkty reakcie navzájom nereagujú a nedochádza k spätnej reakcii. Uvedený príklad je ilustráciou všeobecného princípu, ktorý určuje smer toku OVR:

Redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla.

Redoxné vlastnosti látok možno porovnávať len za rovnakých podmienok. V niektorých prípadoch je možné toto porovnanie vykonať kvantitatívne.
Počas domácej úlohy pre prvý odsek tejto kapitoly ste sa presvedčili, že je dosť ťažké vybrať koeficienty v niektorých reakčných rovniciach (najmä ORR). Na zjednodušenie tejto úlohy v prípade redoxných reakcií sa používajú tieto dve metódy:
A) metóda elektronickej váhy A
b) metóda elektrón-iónovej rovnováhy.
Teraz sa naučíte metódu elektrónovej rovnováhy a metóda elektrónovej rovnováhy sa zvyčajne študuje na vysokých školách.
Obe tieto metódy sú založené na skutočnosti, že elektróny pri chemických reakciách ani nezmiznú, ani sa nikde neobjavia, to znamená, že počet elektrónov prijatých atómami sa rovná počtu elektrónov odovzdaných inými atómami.
Počet daných a prijatých elektrónov v metóde elektrónovej rovnováhy je určený zmenou oxidačného stavu atómov. Pri použití tejto metódy je potrebné poznať zloženie východiskových látok aj reakčných produktov.
Pozrime sa na aplikáciu metódy elektronickej váhy na príkladoch.

Príklad 1 Vytvorme rovnicu pre reakciu železa s chlórom. Je známe, že produktom tejto reakcie je chlorid železitý. Napíšme schému reakcie:

Fe + Cl2 FeCl3.

Stanovme oxidačné stavy atómov všetkých prvkov, ktoré tvoria látky zúčastňujúce sa reakcie:

Atómy železa sa vzdávajú elektrónov a molekuly chlóru ich prijímajú. Vyjadrime tieto procesy elektronické rovnice:
Fe – 3 e– = Fe + III,
Cl2+2 e –= 2Cl-I.

Aby sa počet pridaných elektrónov rovnal počtu prijatých elektrónov, prvá elektronická rovnica sa musí vynásobiť dvoma a druhá tromi:

Fe – 3 e– = Fe + III, Cl2+2 e– = 2Cl –I

2 Fe – 6 e– = 2Fe + III, 3C12 + 6 e– = 6Cl –I.

Zavedením koeficientov 2 a 3 do reakčnej schémy získame reakčnú rovnicu:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

Príklad 2 Vytvorme rovnicu pre spaľovaciu reakciu bieleho fosforu v prebytku chlóru. Je známe, že chlorid fosforečný vzniká za týchto podmienok:

				+V – I
P 4	+	Cl2		PCl 5.

Molekuly bieleho fosforu sa vzdávajú elektrónov (oxidujú) a molekuly chlóru ich prijímajú (redukujú):

P 4 – 20 e– = 4P + V Cl2+2 e– = 2Cl –I

1 10

2 20

P 4 – 20 e– = 4P + V Cl2+2 e– = 2Cl –I

P 4 – 20 e– = 4P + V 10C12 + 20 e– = 20Cl –I

Pôvodne získané faktory (2 a 20) mali spoločného deliteľa, ktorým sa (podobne ako budúce koeficienty v reakčnej rovnici) delili. Reakčná rovnica:

P4 + 10C12 = 4PCI5.

Príklad 3 Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa sulfid železnatý praží v kyslíku.

Schéma reakcie:

				+III –II		+IV –II
	+	O2			+

V tomto prípade sa oxidujú atómy železa (II) aj síry (–II). Zloženie sulfidu železnatého obsahuje atómy týchto prvkov v pomere 1:1 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci).
Elektronická váha:

4	Fe+II – e– = Fe + III S–II–6 e– = S + IV	Celkovo dávajú 7 e –
7	O 2 + 4e – = 2O –II

Reakčná rovnica: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.

Príklad 4. Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa disulfid železnatý (pyrit) praží v kyslíku.

Schéma reakcie:

				+III –II		+IV –II
	+	O2			+

Rovnako ako v predchádzajúcom príklade sú tu oxidované aj atómy železa (II) a atómy síry, ale s oxidačným stavom I. Atómy týchto prvkov sú zahrnuté v zložení pyritu v pomere 1:2 (viď. indexy v najjednoduchšom vzorci). V tomto ohľade reagujú atómy železa a síry, čo sa berie do úvahy pri zostavovaní elektronickej váhy:

	Fe+III – e– = Fe + III 2S – I – 10 e– = 2S +IV	Celkovo dali 11 e –
	O2+4 e– = 2O –II

Reakčná rovnica: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.

Existujú aj zložitejšie prípady ODD, s niektorými sa zoznámite pri robení domácich úloh.

OXIDUJÚCI ATÓM, REDUKČNÝ ATÓM, OXIDUJÚCA LÁTKA, REDUKČNÁ LÁTKA, METÓDA ELEKTRONICKEJ ROVNOVÁHY, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Zostavte elektronické váhy pre každú rovnicu OVR uvedenú v texte § 1 tejto kapitoly.
2. Vytvorte rovnice pre ORR, ktoré ste objavili pri plnení úlohy k § 1 tejto kapitoly. Tentoraz na nastavenie kurzov použite metódu elektronického vyvažovania. 3.Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+02Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe304 + H2FeO + H20 ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO3 + NH3Cr203 + H20 + N2 ( t);
m) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) Mn02 + H2Mn + H20 ( t);
n) MnS + 02 Mn02 + S02 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb304 + H2Pb + H20 ( t).

9.3. Exotermické reakcie. Entalpia

Prečo dochádza k chemickým reakciám?
Aby sme odpovedali na túto otázku, spomeňme si, prečo sa jednotlivé atómy spájajú do molekúl, prečo z izolovaných iónov vzniká iónový kryštál a prečo platí zásada najmenšej energie, keď sa tvorí elektrónový obal atómu. Odpoveď na všetky tieto otázky je rovnaká: pretože je to energeticky prospešné. To znamená, že pri takýchto procesoch sa uvoľňuje energia. Zdá sa, že chemické reakcie by mali prebiehať z rovnakého dôvodu. V skutočnosti je možné uskutočniť mnoho reakcií, počas ktorých sa uvoľňuje energia. Energia sa uvoľňuje, zvyčajne vo forme tepla.

Ak počas exotermickej reakcie teplo nemá čas na odstránenie, potom sa reakčný systém zahreje.
Napríklad pri reakcii spaľovania metánu

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)

sa uvoľňuje toľko tepla, že sa metán používa ako palivo.
Skutočnosť, že táto reakcia uvoľňuje teplo, sa môže prejaviť v reakčnej rovnici:

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g) + Q.

Toto je tzv termochemická rovnica. Tu je symbol „+ Q“ znamená, že pri spaľovaní metánu sa uvoľňuje teplo. Toto teplo sa nazýva tepelný efekt reakcie.
Odkiaľ pochádza uvoľnené teplo?
Viete, že počas chemických reakcií dochádza k rozpadu a vzniku chemických väzieb. V tomto prípade sú prerušené väzby medzi atómami uhlíka a vodíka v molekulách CH 4, ako aj medzi atómami kyslíka v molekulách O 2 . V tomto prípade vznikajú nové väzby: medzi atómami uhlíka a kyslíka v molekulách CO 2 a medzi atómami kyslíka a vodíka v molekulách H 2 O. Na prerušenie väzieb je potrebné vynaložiť energiu (pozri „energia väzby“, „energia atomizácie“ ), a pri vytváraní väzieb sa uvoľňuje energia. Je zrejmé, že ak sú „nové“ väzby silnejšie ako tie „staré“, viac energie sa uvoľní, ako absorbuje. Rozdiel medzi uvoľnenou a absorbovanou energiou je tepelný účinok reakcie.
Tepelný efekt (množstvo tepla) sa meria v kilojouloch, napríklad:

2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.

Tento zápis znamená, že sa uvoľní 484 kilojoulov tepla, ak dva móly vodíka zreagujú s jedným mólom kyslíka za vzniku dvoch mólov plynnej vody (vodnej pary).

teda v termochemických rovniciach sa koeficienty numericky rovnajú látkovým množstvám reaktantov a reakčných produktov.

Čo určuje tepelný účinok každej konkrétnej reakcie?
Tepelný účinok reakcie závisí
a) o agregatívnom stave východiskových látok a reakčných produktov,
b) na teplote a
c) o tom, či k chemickej premene dochádza pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku.
Závislosť tepelného účinku reakcie od stavu agregácie látok je spôsobená skutočnosťou, že procesy prechodu z jedného stavu agregácie do druhého (ako niektoré iné fyzikálne procesy) sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou tepla. Dá sa to vyjadriť aj termochemickou rovnicou. Príklad – termochemická rovnica pre kondenzáciu vodnej pary:

H20 (g) = H20 (1)+ Q.

V termochemických rovniciach, a ak je to potrebné, v bežných chemických rovniciach, sú agregačné stavy látok označené pomocou písmenových indexov:
d) – plyn,
g) – kvapalina,
(t) alebo (cr) – tuhá alebo kryštalická látka.
Závislosť tepelného účinku na teplote je spojená s rozdielmi v tepelných kapacitách východiskové látky a reakčné produkty.
Keďže objem systému sa vždy zväčšuje v dôsledku exotermickej reakcie pri konštantnom tlaku, časť energie sa vynakladá na prácu na zväčšenie objemu a uvoľnené teplo bude menšie, ako keby k rovnakej reakcii došlo pri konštantnom objeme. .
Tepelné účinky reakcií sa zvyčajne počítajú pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom objeme pri 25 °C a sú označené symbolom Q o.
Ak sa energia uvoľňuje iba vo forme tepla a chemická reakcia prebieha pri konštantnom objeme, potom tepelný účinok reakcie ( Q V) sa rovná zmene vnútornej energie(D U) látky zúčastňujúce sa reakcie, ale s opačným znamienkom:

Q V = – U.

Vnútornou energiou telesa sa rozumie celková energia medzimolekulových interakcií, chemických väzieb, ionizačná energia všetkých elektrónov, väzbová energia nukleónov v jadrách a všetky ostatné známe i neznáme druhy energie „uložené“ týmto telesom. Znak „–“ je spôsobený skutočnosťou, že pri uvoľňovaní tepla sa vnútorná energia znižuje. Teda

U= – Q V .

Ak k reakcii dôjde pri konštantnom tlaku, potom sa objem systému môže zmeniť. Práca na zväčšení objemu tiež vyžaduje časť vnútornej energie. V tomto prípade

U = –(QP+A) = –(QP + PV),

Kde Q p– tepelný účinok reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku. Odtiaľ

Q P = – U–PV .

Hodnota rovná U+PV dostal meno zmena entalpie a označené D H.

H=U+PV.

Preto

Q P = – H.

S uvoľňovaním tepla sa teda entalpia systému znižuje. Odtiaľ pochádza starý názov pre túto veličinu: „tepelný obsah“.
Na rozdiel od tepelného efektu, zmena entalpie charakterizuje reakciu bez ohľadu na to, či k nej dochádza pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Termochemické rovnice napísané pomocou zmeny entalpie sa nazývajú termochemické rovnice v termodynamickej forme. V tomto prípade je uvedená hodnota zmeny entalpie za štandardných podmienok (25 °C, 101,3 kPa) označovaná H o. Napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65 kJ.

Závislosť množstva tepla uvoľneného pri reakcii ( Q) z tepelného účinku reakcie ( Q o) a množstvo látky ( n B) jeden z účastníkov reakcie (látka B - východisková látka alebo produkt reakcie) je vyjadrený rovnicou:

Tu B je množstvo látky B určené koeficientom pred vzorcom látky B v termochemickej rovnici.

Úloha

Určte množstvo vodíkovej látky spálenej v kyslíku, ak by sa uvoľnilo 1694 kJ tepla.

Riešenie

2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.

Q = 1694 kJ, 6. Tepelný účinok reakcie medzi kryštalickým hliníkom a plynným chlórom je 1408 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu a určte hmotnosť hliníka potrebnú na vytvorenie 2816 kJ tepla pomocou tejto reakcie. 7. Určte množstvo tepla uvoľneného pri spaľovaní 1 kg uhlia s obsahom 90 % grafitu vo vzduchu, ak tepelný účinok spaľovacej reakcie grafitu v kyslíku je 394 kJ. 9.4. Endotermické reakcie. Entropia Okrem exotermických reakcií sú možné reakcie, pri ktorých sa teplo absorbuje a ak nie je dodávané, reakčný systém sa ochladí. Takéto reakcie sú tzv endotermický. Tepelný účinok takýchto reakcií je negatívny. Napríklad: CaC03 (cr) = CaO (cr) + CO2 (g) – Q, 2HgO (cr) = 2Hg (l) + O2 (g) – Q, 2AgBr (cr) = 2Ag (cr) + Br2 (g) – Q. Energia uvoľnená pri tvorbe väzieb v produktoch týchto a podobných reakcií je teda menšia ako energia potrebná na rozbitie väzieb vo východiskových látkach. Aký je dôvod výskytu takýchto reakcií, keďže sú energeticky nepriaznivé? Keďže takéto reakcie sú možné, znamená to, že existuje nejaký nám neznámy faktor, ktorý je dôvodom ich výskytu. Skúsme to nájsť. Vezmime si dve banky a jednu naplníme dusíkom (bezfarebný plyn) a druhú oxidom dusičitým (hnedý plyn) tak, aby tlak aj teplota v bankách boli rovnaké. Je známe, že tieto látky medzi sebou chemicky nereagujú. Banky pevne spojíme hrdlami a postavíme zvislo tak, aby banka s ťažším oxidom dusičitým bola na dne (obr. 9.1). Po určitom čase uvidíme, že hnedý oxid dusičitý sa postupne šíri do hornej banky a bezfarebný dusík preniká do spodnej banky. V dôsledku toho sa plyny zmiešajú a farba obsahu baniek sa zmení. Čo spôsobuje miešanie plynov? Chaotický tepelný pohyb molekúl. Vyššie uvedené skúsenosti ukazujú, že spontánne, bez akéhokoľvek nášho (vonkajšieho) vplyvu môže nastať proces, ktorého tepelný efekt je nulový. Ale v skutočnosti sa rovná nule, pretože v tomto prípade nedochádza k žiadnej chemickej interakcii (neprerušujú sa ani nevznikajú chemické väzby) a medzimolekulová interakcia v plynoch je zanedbateľná a prakticky rovnaká. Pozorovaný jav je zvláštnym prípadom prejavu univerzálneho Zákona Prírody, podľa ktorého systémy pozostávajúce z veľkého počtu častíc majú vždy tendenciu k najväčšiemu neporiadku. Mierou takejto poruchy je fyzikálna veličina tzv entropia. teda ČÍM VIAC PORIADKU, TÝM MENEJ ENTROPIE, ČÍM MENEJ PORIADKU, TÝM VIAC ENTROPIE. Rovnice spojenia medzi entropiou ( S) a ďalšie veličiny sa študujú v kurzoch fyziky a fyzikálnej chémie. jednotka entropie [ S] = 1 J/K. Entropia sa zvyšuje, keď sa látka zahrieva, a klesá, keď sa ochladzuje. Zvlášť silne sa zvyšuje pri prechode látky z pevného do kvapalného a z kvapalného do plynného stavu. Čo sa stalo v našej skúsenosti? Keď sa zmiešali dva rôzne plyny, stupeň poruchy sa zvýšil. V dôsledku toho sa entropia systému zvýšila. Pri nulovom tepelnom efekte to bol dôvod samovoľného výskytu procesu. Ak teraz chceme oddeliť zmiešané plyny, budeme musieť pracovať , teda vynaložiť na to energiu. Spontánne (v dôsledku tepelného pohybu) sa zmiešané plyny nikdy neoddelia! Takže sme objavili dva faktory, ktoré určujú možnosť mnohých procesov vrátane chemických reakcií: 1) túžba systému minimalizovať energiu ( energetický faktor) A 2) túžba systému po maximálnej entropii ( entropický faktor). Pozrime sa teraz, ako rôzne kombinácie týchto dvoch faktorov ovplyvňujú možnosť výskytu chemických reakcií. 1. Ak sa v dôsledku navrhovanej reakcie ukáže, že energia reakčných produktov je menšia ako energia východiskových látok a entropia je väčšia („z kopca k väčšej poruche“), potom takáto reakcia môže a bude prebiehať exotermicky. 2. Ak sa v dôsledku navrhovanej reakcie ukáže, že energia reakčných produktov je väčšia ako energia východiskových látok a entropia je menšia („do kopca do vyššieho poriadku“), potom takáto reakcia nepokračovať. 3. Ak v navrhovanej reakcii pôsobia faktory energie a entropie rôznymi smermi („z kopca, ale do väčšieho poriadku“ alebo „do kopca, ale do väčšieho neporiadku“), potom bez špeciálnych výpočtov nemožno povedať nič o možnosti k takejto reakcii („kto vyhrá“). Zamyslite sa nad tým, ktoré z týchto prípadov sú endotermické reakcie. Možnosť výskytu chemickej reakcie možno posúdiť výpočtom zmeny fyzikálnej veličiny počas reakcie, ktorá závisí od zmeny entalpie aj od zmeny entropie pri tejto reakcii. Táto fyzikálna veličina je tzv Gibbsova energia(na počesť amerického fyzikálneho chemika z 19. storočia Josiaha Willarda Gibbsa). G= H-T S Podmienka spontánnej reakcie: G< 0. Pri nízkych teplotách je faktorom určujúcim možnosť reakcie z veľkej časti faktor energie a pri vysokých teplotách faktor entropie. Najmä z vyššie uvedenej rovnice je zrejmé, prečo pri zvýšených teplotách začínajú prebiehať rozkladné reakcie, ktoré sa nevyskytujú pri izbovej teplote (zvyšuje sa entropia). ENDOTERMICKÁ REAKCIA, ENTROPIA, ENERGETICKÝ FAKTOR, ENTROPICKÝ FAKTOR, GIBBSOVÁ ENERGIA. 1.Uveďte príklady endotermických procesov, ktoré poznáte. 2.Prečo je entropia kryštálu chloridu sodného menšia ako entropia taveniny získanej z tohto kryštálu? 3. Tepelný účinok reakcie redukcie medi z jej oxidu s uhlíkom 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO2 (g) je -46 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu a vypočítajte, koľko energie je potrebné na výrobu 1 kg medi z tejto reakcie. 4. Pri kalcinácii uhličitanu vápenatého sa spotrebovalo 300 kJ tepla. Zároveň podľa reakcie CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Vzniklo 24,6 litra oxidu uhličitého. Zistite, koľko tepla bolo zbytočne premrhané. Koľko gramov oxidu vápenatého vzniklo? 5. Keď sa dusičnan horečnatý kalcinuje, tvorí sa oxid horečnatý, plynný oxid dusičitý a kyslík. Tepelný účinok reakcie je –510 kJ. Zostavte termochemickú rovnicu a určte, koľko tepla sa absorbuje, ak sa uvoľní 4,48 litra kyslíka. Aká je hmotnosť rozloženého dusičnanu horečnatého?

Mnohé procesy, bez ktorých si nie je možné predstaviť náš život (napríklad dýchanie, trávenie, fotosyntéza a podobne), sú spojené s rôznymi chemickými reakciami organických zlúčenín (i anorganických). Pozrime sa na ich hlavné typy a bližšie sa pozrieme na proces nazývaný pripojenie (attachment).

Čo je chemická reakcia?

V prvom rade stojí za to uviesť všeobecnú definíciu tohto javu. Uvedená fráza sa vzťahuje na rôzne reakcie látok rôznej zložitosti, ktorých výsledkom je vznik produktov odlišných od pôvodných. Látky zapojené do tohto procesu sa nazývajú "činidlá".

Pri písaní sa chemické reakcie organických zlúčenín (a anorganických) zapisujú pomocou špecializovaných rovníc. Navonok vyzerajú trochu ako matematické príklady sčítania. Namiesto znamienka rovnosti ("="" sa však používajú šípky ("→" alebo "⇆")). Navyše, niekedy môže byť na pravej strane rovnice viac látok ako na ľavej. Všetko, čo je pred šípkou, sú látky pred začiatkom reakcie (ľavá strana vzorca). Všetko po ňom (pravá strana) sú zlúčeniny vytvorené v dôsledku chemického procesu, ktorý nastal.

Ako príklad chemickej rovnice môžeme uvažovať o premene vody na vodík a kyslík vplyvom elektrického prúdu: 2H 2 O → 2H 2 + O 2 . Voda je počiatočným reaktantom a kyslík a vodík sú produkty.

Za ďalší, no zložitejší príklad chemickej reakcie zlúčenín môžeme považovať jav známy každej gazdinke, ktorá aspoň raz piekla sladkosti. Hovoríme o hasení jedlej sódy stolovým octom. Prebiehajúci dej je znázornený pomocou nasledujúcej rovnice: NaHCO 3 + 2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Z nej je zrejmé, že pri interakcii hydrogénuhličitanu sodného a octu sodná soľ kyseliny octovej vzniká voda a oxid uhličitý.

Svojou povahou zaujíma prechodné miesto medzi fyzickým a jadrovým.

Na rozdiel od prvých zlúčenín, ktoré sa zúčastňujú chemických reakcií, sú schopné meniť svoje zloženie. To znamená, že z atómov jednej látky môže vzniknúť niekoľko ďalších, ako vo vyššie uvedenej rovnici rozkladu vody.

Na rozdiel od jadrových reakcií chemické reakcie neovplyvňujú jadrá atómov interagujúcich látok.

Aké sú typy chemických procesov?

Distribúcia reakcií zlúčenín podľa typu prebieha podľa rôznych kritérií:

• Reverzibilita/nevratnosť.
• Prítomnosť/neprítomnosť katalytických látok a procesov.
• Absorpciou/uvoľňovaním tepla (endotermické/exotermické reakcie).
• Podľa počtu fáz: homogénna/heterogénna a dve hybridné odrody.
• Zmenou oxidačných stavov interagujúcich látok.

Druhy chemických procesov podľa spôsobu interakcie

Toto kritérium je špeciálne. S jeho pomocou sa rozlišujú štyri typy reakcií: spojenie, substitúcia, rozklad (štiepenie) a výmena.

Názov každého z nich zodpovedá procesu, ktorý popisuje. To znamená, že sa spájajú, pri substitúcii sa menia na iné skupiny, pri rozklade vzniká niekoľko činidiel a pri výmene si účastníci reakcie navzájom vymieňajú atómy.

Typy procesov podľa spôsobu interakcie v organickej chémii

Napriek ich veľkej zložitosti prebiehajú reakcie organických zlúčenín na rovnakom princípe ako anorganické. Majú však trochu iné mená.

Reakcie kombinácie a rozkladu sa teda nazývajú „adícia“, ako aj „eliminácia“ (eliminácia) a priamy organický rozklad (v tejto časti chémie existujú dva typy procesov štiepenia).

Ďalšími reakciami organických zlúčenín sú substitučné (názov sa nemení), preskupenie (výmena) a redoxné procesy. Napriek podobnosti mechanizmov ich výskytu sú v organickej hmote mnohostrannejšie.

Chemická reakcia zlúčeniny

Po zvážení rôznych typov procesov, v ktorých látky vstupujú do organickej a anorganickej chémie, stojí za to podrobnejšie sa zaoberať zlúčeninou.

Táto reakcia sa líši od všetkých ostatných v tom, že bez ohľadu na počet činidiel na začiatku sa nakoniec všetky spoja do jedného.

Ako príklad si môžeme spomenúť proces hasenia vápna: CaO + H 2 O → Ca(OH) 2. V tomto prípade dochádza k reakcii medzi oxidom vápenatým (nehasené vápno) a oxidom vodíka (voda). V dôsledku toho sa tvorí hydroxid vápenatý (hasené vápno) a uvoľňuje sa teplá para. To mimochodom znamená, že tento proces je skutočne exotermický.

Reakčná rovnica zlúčeniny

Schematicky možno uvažovaný proces znázorniť takto: A + BV → ABC. V tomto vzorci je ABC novovytvorená A je jednoduché činidlo a BV je variantom komplexnej zlúčeniny.

Stojí za zmienku, že tento vzorec je tiež charakteristický pre proces pridávania a pripojenia.

Príklady uvažovanej reakcie sú interakcia oxidu sodného a oxidu uhličitého (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3), ako aj oxidu síry s kyslíkom (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).

Niekoľko komplexných zlúčenín je tiež schopných vzájomne reagovať: AB + VG → ABVG. Napríklad rovnaký oxid sodný a oxid vodíka: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.

Reakčné podmienky v anorganických zlúčeninách

Ako bolo ukázané v predchádzajúcej rovnici, do uvažovanej interakcie môžu vstúpiť látky rôzneho stupňa zložitosti.

Navyše, pre jednoduché činidlá anorganického pôvodu sú možné redoxné reakcie zlúčeniny (A + B → AB).

Ako príklad môžeme uvažovať o procese získania trojmocného, ​​pričom medzi chlórom a železom (železom) prebieha zložená reakcia: 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.

Ak hovoríme o interakcii komplexných anorganických látok (AB + VG → ABVG), môžu v nich prebiehať procesy ovplyvňujúce aj neovplyvňujúce ich valenciu.

Ako ilustráciu toho stojí za zváženie príklad tvorby hydrogénuhličitanu vápenatého z oxidu uhličitého, oxidu vodíka (voda) a bieleho potravinárskeho farbiva E170 (uhličitan vápenatý): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2. V tomto prípade má miesto klasická zložená reakcia. Počas jeho implementácie sa mocnosť činidiel nemení.

O niečo pokročilejšia (ako prvá) chemická rovnica 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 je príkladom redoxného procesu počas interakcie jednoduchých a zložitých anorganických činidiel: plynu (chlór) a soli (chlorid železa).

Typy adičných reakcií v organickej chémii

Ako už bolo uvedené vo štvrtom odseku, v látkach organického pôvodu sa príslušná reakcia nazýva „adícia“. Spravidla sa na ňom podieľajú komplexné látky s dvojitými (alebo trojitými) väzbami.

Napríklad reakcia medzi dibrómom a etylénom vedúca k vytvoreniu 1,2-dibrómetánu: (C2H4)CH2 = CH2 + Br2 -> (C2H4Br2) BrCH2 - CH2Br. Mimochodom, znamienka podobné rovná sa a mínus („=“ a „-“) v tejto rovnici ukazujú väzby medzi atómami komplexnej látky. Toto je vlastnosť písania vzorcov organických látok.

V závislosti od toho, ktoré zo zlúčenín pôsobia ako činidlá, sa rozlišuje niekoľko typov uvažovaného procesu pridávania:

• Hydrogenácia (molekuly vodíka H sú pridané násobnou väzbou).
• Hydrohalogenácia (pridáva sa halogenovodík).
• Halogenácia (pridanie halogénov Br2, Cl2 a podobne).
• Polymerizácia (tvorba látok s vysokou molekulovou hmotnosťou z niekoľkých zlúčenín s nízkou molekulovou hmotnosťou).

Príklady adičných reakcií (zlúčeniny)

Po vymenovaní odrôd posudzovaného procesu sa oplatí naučiť sa v praxi niekoľko príkladov zložených reakcií.

Ako ilustráciu hydrogenácie môžete venovať pozornosť rovnici pre interakciu propénu s vodíkom, ktorej výsledkom bude propán: (C 3 H 6 ) CH 3 -CH = CH 2 + H 2 → (C 3 H 8 ) CH3-CH2-CH3.

V organickej chémii môže medzi kyselinou chlorovodíkovou (anorganická látka) a etylénom nastať zlúčenina (adičná) za vzniku chlóretánu: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 H5CI). Uvedená rovnica je príkladom hydrohalogenácie.

Pokiaľ ide o halogenáciu, možno ju ilustrovať reakciou medzi dichlórom a etylénom, ktorá vedie k tvorbe 1,2-dichlóretánu: (C2H4)CH2 = CH2 + Cl2 → (C2H4Cl2) ClCH2-CH2 Cl.

Mnoho užitočných látok vzniká vďaka organickej chémii. Reakcia spájania (adícia) molekúl etylénu s radikálovým iniciátorom polymerizácie pod vplyvom ultrafialového svetla to potvrdzuje: n CH 2 = CH 2 (R a UV svetlo) → (-CH 2 -CH 2 -)n. Takto vytvorená látka je každému dobre známa pod názvom polyetylén.

Z tohto materiálu sa vyrábajú rôzne druhy obalov, vrecúšok, riadu, rúrok, izolačných materiálov a mnoho iného. Zvláštnosťou tejto látky je možnosť jej recyklácie. Polyetylén vďačí za svoju obľúbenosť tomu, že sa nerozkladá, a preto sa k nemu ekológovia stavajú negatívne. V posledných rokoch sa však našiel spôsob, ako bezpečne zlikvidovať polyetylénové výrobky. Na tento účel sa materiál spracuje kyselinou dusičnou (HNO 3). Potom sú niektoré druhy baktérií schopné rozložiť túto látku na bezpečné zložky.

Spojovacia reakcia (adícia) hrá v prírode a ľudskom živote dôležitú úlohu. Okrem toho ho často používajú vedci v laboratóriách na syntézu nových látok pre rôzne dôležité štúdie.

DEFINÍCIA

Chemická reakcia sa nazývajú premeny látok, pri ktorých dochádza k zmene ich zloženia a (alebo) štruktúry.

Chemickými reakciami sa najčastejšie rozumie proces premeny východiskových látok (činidiel) na konečné látky (produkty).

Chemické reakcie sa zapisujú pomocou chemických rovníc obsahujúcich vzorce východiskových látok a reakčných produktov. Podľa zákona zachovania hmotnosti je počet atómov každého prvku na ľavej a pravej strane chemickej rovnice rovnaký. Typicky sú vzorce východiskových látok napísané na ľavej strane rovnice a vzorce produktov na pravej strane. Rovnosť počtu atómov každého prvku na ľavej a pravej strane rovnice sa dosiahne umiestnením celočíselných stechiometrických koeficientov pred vzorce látok.

Chemické rovnice môžu obsahovať ďalšie informácie o charakteristikách reakcie: teplota, tlak, žiarenie atď., čo je označené zodpovedajúcim symbolom nad (alebo „pod“) rovnítkom.

Všetky chemické reakcie možno zoskupiť do niekoľkých tried, ktoré majú určité vlastnosti.

Klasifikácia chemických reakcií podľa počtu a zloženia východiskových a výsledných látok

Podľa tejto klasifikácie sa chemické reakcie delia na reakcie spojenia, rozkladu, substitúcie a výmeny.

Ako výsledok zložené reakcie z dvoch alebo viacerých (zložitých alebo jednoduchých) látok vzniká jedna nová látka. Vo všeobecnosti bude rovnica pre takúto chemickú reakciu vyzerať takto:

Napríklad:

CaC03 + C02 + H20 = Ca(HC03)2

S03 + H20 = H2S04

2Mg + 02 = 2MgO.

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

Reakcie zlúčeniny sú vo väčšine prípadov exotermické, t.j. pokračujte s uvoľňovaním tepla. Ak sa reakcie zúčastňujú jednoduché látky, tak takéto reakcie sú najčastejšie redoxné reakcie (ORR), t.j. sa vyskytujú pri zmenách oxidačných stavov prvkov. Nedá sa jednoznačne povedať, či bude reakcia zlúčeniny medzi komplexnými látkami klasifikovaná ako ORR.

Reakcie, ktorých výsledkom je vytvorenie niekoľkých ďalších nových látok (komplexných alebo jednoduchých) z jednej komplexnej látky, sa klasifikujú ako rozkladné reakcie. Vo všeobecnosti bude rovnica pre chemickú reakciu rozkladu vyzerať takto:

Napríklad:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H20 = 2H2 + 02 (2)

CuS04 x 5H20 = CuS04 + 5H20 (3)

Cu(OH)2 = CuO + H20 (4)

H2Si03 = Si02 + H20 (5)

2S03 = 2S02 + O2 (6)

(NH4)2Cr207 = Cr203 + N2 + 4H20 (7)

Väčšina rozkladných reakcií prebieha pri zahrievaní (1,4,5). Možný rozklad pod vplyvom elektrického prúdu (2). K rozkladu kryštalických hydrátov, kyselín, zásad a solí kyselín s obsahom kyslíka (1, 3, 4, 5, 7) dochádza bez zmeny oxidačných stavov prvkov, t.j. tieto reakcie nesúvisia s ODD. Rozkladné reakcie ORR zahŕňajú rozklad oxidov, kyselín a solí tvorených prvkami vo vyšších oxidačných stupňoch (6).

Rozkladné reakcie sa vyskytujú aj v organickej chémii, ale pod inými názvami - krakovanie (8), dehydrogenácia (9):

C18H38 = C9H18 + C9H20 (8)

C4H10 = C4H6 + 2H2 (9)

O substitučné reakcie jednoduchá látka interaguje so zložitou látkou, pričom vzniká nová jednoduchá a nová komplexná látka. Vo všeobecnosti bude rovnica pre chemickú substitučnú reakciu vyzerať takto:

Napríklad:

2Al + Fe203 = 2Fe + Al203 (1)

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (2)

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2 (3)

2KlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2 (4)

CaC03 + Si02 = CaSi03 + CO2 (5)

Ca3(P04)2 + 3Si02 = 3СаSi03 + P205 (6)

CH4 + Cl2 = CH3CI + HCl (7)

Väčšina substitučných reakcií je redoxných (1 – 4, 7). Príkladov rozkladných reakcií, pri ktorých nedochádza k zmene oxidačných stavov, je málo (5, 6).

Výmenné reakcie sú reakcie, ktoré prebiehajú medzi zložitými látkami, pri ktorých si vymieňajú svoje zložky. Typicky sa tento výraz používa pre reakcie zahŕňajúce ióny vo vodnom roztoku. Vo všeobecnosti bude rovnica pre chemickú výmennú reakciu vyzerať takto:

AB + CD = AD + CB

Napríklad:

CuO + 2HCl = CuCl2 + H20 (1)

NaOH + HCl = NaCl + H20 (2)

NaHC03 + HCl = NaCl + H20 + CO2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

CrCl3 + ZNaON = Cr(OH)3 ↓+ ZNaCl (5)

Výmenné reakcie nie sú redoxné. Špeciálnym prípadom týchto výmenných reakcií je neutralizačná reakcia (reakcia kyselín s alkáliami) (2). Výmenné reakcie prebiehajú v smere, kedy sa aspoň jedna z látok odoberá z reakčnej sféry vo forme plynnej látky (3), zrazeniny (4, 5) alebo zle disociujúcej zlúčeniny, najčastejšie vody (1, 2). ).

Klasifikácia chemických reakcií podľa zmien oxidačných stavov

V závislosti od zmeny oxidačných stavov prvkov, ktoré tvoria činidlá a reakčné produkty, sa všetky chemické reakcie delia na redoxné reakcie (1, 2) a tie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu (3, 4).

2Mg + CO2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (redukčné činidlo)

C 4+ + 4e = C 0 (oxidačné činidlo)

FeS2 + 8HN03 (konc) = Fe(N03)3 + 5NO + 2H2S04 + 2H20 (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (redukčné činidlo)

N5+ +3e = N2+ (oxidačné činidlo)

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH)2 + H2S04 = CaS04↓ + H20 (4)

Klasifikácia chemických reakcií podľa tepelného účinku

V závislosti od toho, či sa teplo (energia) počas reakcie uvoľňuje alebo absorbuje, sa všetky chemické reakcie konvenčne delia na exotermické (1, 2) a endotermické (3). Množstvo tepla (energie) uvoľneného alebo absorbovaného počas reakcie sa nazýva tepelný účinok reakcie. Ak rovnica udáva množstvo uvoľneného alebo absorbovaného tepla, potom sa takéto rovnice nazývajú termochemické.

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

2Mg + O2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Klasifikácia chemických reakcií podľa smeru reakcie

Na základe smeru reakcie sa rozlišujú reverzibilné (chemické procesy, ktorých produkty sú schopné vzájomne reagovať za rovnakých podmienok, v akých boli získané za vzniku východiskových látok) a nevratné (chemické procesy, ktorých produkty nie sú schopné vzájomne reagovať za vzniku východiskových látok). ).

Pre reverzibilné reakcie sa rovnica vo všeobecnom tvare zvyčajne píše takto:

A + B ↔ AB

Napríklad:

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

Príklady ireverzibilných reakcií zahŕňajú nasledujúce reakcie:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2

C6H1206 + 602 → 6CO2 + 6H20

Dôkazom nevratnosti reakcie môže byť uvoľňovanie plynnej látky, zrazeniny alebo zle disociujúcej zlúčeniny, najčastejšie vody, ako produktov reakcie.

Klasifikácia chemických reakcií podľa prítomnosti katalyzátora

Z tohto hľadiska sa rozlišujú katalytické a nekatalytické reakcie.

Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje priebeh chemickej reakcie. Reakcie, ktoré prebiehajú za účasti katalyzátorov, sa nazývajú katalytické. Niektoré reakcie nemôžu vôbec prebehnúť bez prítomnosti katalyzátora:

2H202 = 2H20 + O2 (katalyzátor Mn02)

Jeden z reakčných produktov často slúži ako katalyzátor, ktorý urýchľuje túto reakciu (autokatalytické reakcie):

MeO+ 2HF = MeF2 + H20, kde Me je kov.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1