Clasificarea reacțiilor chimice. Clasificarea reacțiilor chimice Întrebări și sarcini
9.1. Care sunt reacțiile chimice?
Să ne amintim că numim orice fenomen chimic din natură reacții chimice. În timpul unei reacții chimice, unele legături chimice sunt rupte, iar altele se formează. Ca urmare a reacției, din unele substanțe chimice se obțin și alte substanțe (vezi capitolul 1).
În timp ce vă făceai temele pentru § 2.5, v-ați familiarizat cu selecția tradițională a patru tipuri principale de reacții din întregul set de transformări chimice, apoi ați propus și numele acestora: reacții de combinare, descompunere, substituție și schimb.
Exemple de reacții compuse:
C + O2 = C02; (1)
Na20 + CO2 = Na2CO3; (2)
NH3 + CO2 + H20 = NH4HCO3. (3)
Exemple de reacții de descompunere:
2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaC03CaO + CO2; (5)
(NH4)2Cr2O7N2 + Cr2O3 + 4H2O. (6)
Exemple de reacții de substituție:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + CI2 = 2NaCI + I2; (8)
CaC03 + SiO2 = CaSiO3 + CO2. (9)
| Reacții de schimb- reacţii chimice în care substanţele iniţiale par să-şi schimbe părţile constitutive. |
Exemple de reacții de schimb:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCI + KNO2 = KCI + HNO2; (unsprezece)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
Clasificarea tradițională a reacțiilor chimice nu acoperă toată diversitatea lor - pe lângă cele patru tipuri principale de reacții, există și reacții mult mai complexe.
Identificarea altor două tipuri de reacții chimice se bazează pe participarea la ele a două particule nechimice importante: electron și proton.
În timpul unor reacții, are loc transferul complet sau parțial de electroni de la un atom la altul. În acest caz, se modifică stările de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc substanțele inițiale; dintre exemplele date, acestea sunt reacțiile 1, 4, 6, 7 și 8. Aceste reacții se numesc redox.
Într-un alt grup de reacții, un ion de hidrogen (H +), adică un proton, trece de la o particulă care reacţionează la alta. Astfel de reacții se numesc reacții acido-bazice sau reacții de transfer de protoni.
Printre exemplele date, astfel de reacții sunt reacțiile 3, 10 și 11. Prin analogie cu aceste reacții, reacțiile redox sunt uneori numite reacții de transfer de electroni. Veți face cunoștință cu OVR în § 2 și cu KOR în capitolele următoare.
REACȚII DE COMPUSARE, REACȚII DE DESCOMPUNERE, REACȚII DE SUBSTITUȚIE, REACȚII DE SCHIMB, REACȚII REDOX, REACȚII ACID-BAZĂ.
Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare următoarelor scheme:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li2O + SO2Li2SO3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H2O ( t); m) H2S04 + CuO CuS04 + H2O.
Indicați tipul tradițional de reacție. Etichetați reacțiile redox și acido-bazice. În reacțiile redox, indicați care atomi de elemente își schimbă stările de oxidare.
9.2. Reacții redox
Să luăm în considerare reacția redox care are loc în furnalele în timpul producției industriale de fier (mai precis, fontă) din minereu de fier:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Să determinăm stările de oxidare ale atomilor care alcătuiesc atât substanțele inițiale, cât și produșii de reacție
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
După cum puteți vedea, starea de oxidare a atomilor de carbon a crescut ca urmare a reacției, starea de oxidare a atomilor de fier a scăzut, iar starea de oxidare a atomilor de oxigen a rămas neschimbată. În consecință, atomii de carbon din această reacție au suferit oxidare, adică au pierdut electroni ( oxidat), iar atomii de fier – reducerea, adică au adăugat electroni ( recuperat) (vezi § 7.16). Pentru a caracteriza OVR se folosesc conceptele oxidantȘi agent de reducere.
Astfel, în reacția noastră atomii oxidanți sunt atomi de fier, iar atomii reducători sunt atomi de carbon.
În reacția noastră, agentul de oxidare este oxidul de fier (III), iar agentul de reducere este monoxidul de carbon (II).
În cazurile în care atomii oxidanți și atomii reducători fac parte din aceeași substanță (exemplu: reacția 6 din paragraful anterior), conceptele de „substanță oxidantă” și „substanță reducătoare” nu sunt utilizate.
Astfel, agenții oxidanți tipici sunt substanțe care conțin atomi care tind să câștige electroni (în întregime sau parțial), scăzând starea lor de oxidare. Dintre substanțele simple, acestea sunt în primul rând halogeni și oxigen și, într-o măsură mai mică, sulf și azot. Din substanțe complexe - substanțe care conțin atomi în stări superioare de oxidare care nu sunt înclinați să formeze ioni simpli în aceste stări de oxidare: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (CI +V), KClO 4 (CI +VII), etc.
Agenții reducători tipici sunt substanțele care conțin atomi care tind să doneze complet sau parțial electroni, crescându-le starea de oxidare. Substanțele simple includ hidrogenul, metalele alcaline și alcalino-pământoase și aluminiul. Dintre substanțele complexe - H 2 S și sulfuri (S –II), SO 2 și sulfiți (S +IV), ioduri (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), etc.
În general, aproape toate substanțele complexe și multe substanțe simple pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. De exemplu:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 este un agent reducător puternic);
S02 + C = S + CO2 (t) (SO2 este un agent de oxidare slab);
C + O2 = CO2 (t) (C este un agent reducător);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C este un agent de oxidare).
Să revenim la reacția despre care am discutat la începutul acestei secțiuni.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Vă rugăm să rețineți că, în urma reacției, atomii de oxidare (Fe + III) s-au transformat în atomi reducători (Fe 0), iar atomii reducători (C + II) s-au transformat în atomi de oxidare (C + IV). Dar CO 2 este un agent oxidant foarte slab în orice condiții, iar fierul, deși este un agent reducător, este în aceste condiții mult mai slab decât CO. Prin urmare, produșii de reacție nu reacționează unul cu celălalt și nu are loc reacția inversă. Exemplul dat este o ilustrare a principiului general care determină direcția fluxului OVR:
Reacțiile redox au loc în direcția formării unui agent oxidant mai slab și a unui agent reducător mai slab.
Proprietățile redox ale substanțelor pot fi comparate numai în condiții identice. În unele cazuri, această comparație se poate face cantitativ.
În timp ce îți făcea temele pentru primul paragraf al acestui capitol, te-ai convins că este destul de dificil să selectezi coeficienți în unele ecuații de reacție (în special ORR). Pentru a simplifica această sarcină în cazul reacțiilor redox, se folosesc următoarele două metode:
A) metoda echilibrului electronicȘi
b) metoda echilibrului electron-ion.
Veți învăța acum metoda echilibrului electronilor, iar metoda echilibrului electron-ion este de obicei studiată în instituțiile de învățământ superior.
Ambele metode se bazează pe faptul că electronii din reacțiile chimice nici nu dispar și nici nu apar nicăieri, adică numărul de electroni acceptați de atomi este egal cu numărul de electroni cedați de alți atomi.
Numărul de electroni dați și acceptați în metoda echilibrului electronic este determinat de modificarea stării de oxidare a atomilor. Atunci când se utilizează această metodă, este necesar să se cunoască compoziția atât a substanțelor inițiale, cât și a produselor de reacție.
Să ne uităm la aplicarea metodei balanței electronice folosind exemple.
Exemplul 1. Să creăm o ecuație pentru reacția fierului cu clorul. Se știe că produsul acestei reacții este clorura de fier (III). Să scriem schema de reacție:
Fe + Cl2FeCl3.
Să determinăm stările de oxidare ale atomilor tuturor elementelor care alcătuiesc substanțele care participă la reacție:
Atomii de fier renunță la electroni, iar moleculele de clor îi acceptă. Să exprimăm aceste procese ecuații electronice:
Fe – 3 e– = Fe +III,
CI2+2 e –= 2Cl –I.
Pentru ca numărul de electroni dat să fie egal cu numărul de electroni primiți, prima ecuație electronică trebuie înmulțită cu doi, iar a doua cu trei:
| Fe – 3 e– = Fe +III, CI2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3CI2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Prin introducerea coeficienților 2 și 3 în schema de reacție, obținem ecuația reacției:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Exemplul 2. Să creăm o ecuație pentru reacția de ardere a fosforului alb în exces de clor. Se știe că clorura de fosfor (V) se formează în următoarele condiții:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Moleculele albe de fosfor renunță la electroni (se oxidează), iar moleculele de clor îi acceptă (reduc):
| P 4 – 20 e– = 4P +V CI2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P +V CI2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl2 + 20 e– = 20Cl –I |
Factorii obținuți inițial (2 și 20) au avut un divizor comun, prin care (ca și coeficienții viitori din ecuația de reacție) au fost împărțiți. Ecuația reacției:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Exemplul 3. Să creăm o ecuație pentru reacția care are loc atunci când sulfura de fier (II) este prăjită în oxigen.
Schema de reactie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
În acest caz, atât atomii de fier (II) cât și de sulf (–II) sunt oxidați. Compoziția sulfurei de fier (II) conține atomi ai acestor elemente într-un raport de 1:1 (vezi indicii în formula cea mai simplă).
Balanță electronică:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S +IV |
În total dau 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Ecuația reacției: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Exemplul 4. Să creăm o ecuație pentru reacția care are loc atunci când disulfura de fier (II) (pirită) este prăjită în oxigen.
Schema de reactie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Ca și în exemplul anterior, atât atomii de fier(II), cât și atomii de sulf sunt de asemenea oxidați aici, dar cu o stare de oxidare de I. Atomii acestor elemente sunt incluși în compoziția piritei într-un raport de 1:2 (vezi indici în cea mai simplă formulă). În acest sens, atomii de fier și sulf reacționează, ceea ce este luat în considerare la compilarea balanței electronice:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
În total, dau 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Ecuația reacției: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Există, de asemenea, cazuri mai complexe de ODD, dintre care unele vă veți familiariza în timp ce vă faceți temele.
ATOM OXIDANT, ATOM REDUCTOR, SUBSTANȚĂ OXIDANȚĂ, SUBSTANTĂ REDUCătoare, METODA DE ECHILIBRARE ELECTRONICĂ, ECUAȚII ELECTRONICE.
1. Alcătuiți o balanță electronică pentru fiecare ecuație OVR dată în textul § 1 al acestui capitol.
2. Alcătuiți ecuații pentru ORR-urile pe care le-ați descoperit în timp ce finalizați sarcina pentru § 1 din acest capitol. De data aceasta, utilizați metoda echilibrului electronic pentru a stabili cotele. 3.Folosind metoda echilibrului de electroni, creați ecuații de reacție corespunzătoare următoarelor scheme: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2Na2O2;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H20;
m) MnO2 + H2Mn + H2O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).
9.3. Reacții exoterme. Entalpie
De ce apar reacțiile chimice?
Pentru a răspunde la această întrebare, să ne amintim de ce atomii individuali se combină în molecule, de ce se formează un cristal ionic din ioni izolați și de ce se aplică principiul energiei minime atunci când se formează învelișul de electroni a unui atom. Răspunsul la toate aceste întrebări este același: pentru că este benefic din punct de vedere energetic. Aceasta înseamnă că în timpul unor astfel de procese se eliberează energie. S-ar părea că reacțiile chimice ar trebui să aibă loc din același motiv. Într-adevăr, pot fi efectuate multe reacții, în timpul cărora este eliberată energie. Energia este eliberată, de obicei sub formă de căldură.
Dacă în timpul unei reacții exoterme căldura nu are timp să fie îndepărtată, atunci sistemul de reacție se încălzește.
De exemplu, în reacția de ardere a metanului
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g)
se eliberează atât de multă căldură încât metanul este folosit drept combustibil.
Faptul că această reacție eliberează căldură poate fi reflectat în ecuația reacției:
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g) + Q.
Acesta este așa-numitul ecuația termochimică. Aici simbolul „+ Q„ înseamnă că atunci când metanul este ars, căldură este eliberată. Această căldură se numește efectul termic al reacției.
De unde vine căldura degajată?
Știți că în timpul reacțiilor chimice se rup și se formează legăturile chimice. În acest caz, legăturile dintre atomii de carbon și hidrogen din moleculele de CH 4, precum și dintre atomii de oxigen din moleculele de O 2 sunt rupte. În acest caz, se formează noi legături: între atomii de carbon și oxigen din moleculele de CO 2 și între atomii de oxigen și hidrogen din moleculele de H 2 O. Pentru a rupe legăturile, trebuie să cheltuiți energie (vezi „energie de legătură”, „energie de atomizare” ), iar atunci când se formează legături, se eliberează energie. Evident, dacă legăturile „noile” sunt mai puternice decât cele „vechi”, atunci va fi eliberată mai multă energie decât absorbită. Diferența dintre energia eliberată și cea absorbită este efectul termic al reacției.
Efectul termic (cantitatea de căldură) se măsoară în kilojuli, de exemplu:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Această notație înseamnă că vor fi eliberați 484 kilojulii de căldură dacă doi moli de hidrogen reacţionează cu un mol de oxigen pentru a produce doi moli de apă gazoasă (vapori de apă).
Prin urmare, în ecuațiile termochimice, coeficienții sunt numeric egali cu cantitățile de substanță ale reactanților și produșilor de reacție.
Ce determină efectul termic al fiecărei reacții specifice?
Efectul termic al reacției depinde
a) asupra stărilor agregative ale substanțelor inițiale și ale produselor de reacție,
b) pe temperatură şi
c) dacă transformarea chimică are loc la volum constant sau la presiune constantă.
Dependența efectului termic al unei reacții de starea de agregare a substanțelor se datorează faptului că procesele de trecere de la o stare de agregare la alta (ca și alte procese fizice) sunt însoțite de eliberarea sau absorbția de căldură. Aceasta poate fi exprimată și printr-o ecuație termochimică. Exemplu – ecuația termochimică pentru condensarea vaporilor de apă:
H20 (g) = H20 (l) + Q.
În ecuațiile termochimice și, dacă este necesar, în ecuațiile chimice obișnuite, stările agregative ale substanțelor sunt indicate folosind indici de litere:
(d) – gaz,
(g) – lichid,
(t) sau (cr) – substanță solidă sau cristalină.
Dependența efectului termic de temperatură este asociată cu diferențele de capacități termice
materii prime şi produşi de reacţie.
Deoarece volumul sistemului crește întotdeauna ca urmare a unei reacții exoterme la presiune constantă, o parte din energie este cheltuită pentru a lucra pentru a crește volumul, iar căldura eliberată va fi mai mică decât dacă aceeași reacție are loc la un volum constant. .
Efectele termice ale reacțiilor sunt de obicei calculate pentru reacțiile care au loc la volum constant la 25 °C și sunt indicate prin simbol Q o.
Dacă energia este eliberată numai sub formă de căldură și o reacție chimică are loc la un volum constant, atunci efectul termic al reacției ( Q V) este egală cu modificarea energie interna(D U) substanțe care participă la reacție, dar cu semnul opus:
Q V = – U.
Energia internă a unui corp este înțeleasă ca energia totală a interacțiunilor intermoleculare, a legăturilor chimice, a energiei de ionizare a tuturor electronilor, a energiei de legătură a nucleonilor din nuclee și a tuturor celorlalte tipuri de energie cunoscute și necunoscute „stocate” de acest corp. Semnul „–” se datorează faptului că atunci când căldura este eliberată, energia internă scade. Acesta este
U= – Q V .
Dacă reacția are loc la presiune constantă, atunci volumul sistemului se poate modifica. Lucrând pentru a crește volumul, ia și o parte din energia internă. În acest caz
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Unde Qp– efectul termic al unei reacții care are loc la presiune constantă. De aici
Q P = – SUSV .
O valoare egală cu U+PV a primit numele modificarea entalpieiși notat cu D H.
H=U+PV.
Prin urmare
Q P = – H.
Astfel, pe măsură ce căldura este eliberată, entalpia sistemului scade. De aici și vechea denumire a acestei cantități: „conținut de căldură”.
Spre deosebire de efectul termic, o modificare a entalpiei caracterizează o reacție indiferent dacă are loc la volum constant sau la presiune constantă. Se numesc ecuațiile termochimice scrise folosind modificarea entalpiei ecuații termochimice în formă termodinamică. În acest caz, este dată valoarea variației de entalpie în condiții standard (25 °C, 101,3 kPa), notată H o. De exemplu:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H2O (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65 kJ.
Dependența cantității de căldură eliberată în reacție ( Q) din efectul termic al reacției ( Q o) și cantitatea de substanță ( n B) unul dintre participanții la reacție (substanța B - substanța de pornire sau produsul de reacție) este exprimat prin ecuația:
Aici B este cantitatea de substanță B, specificată de coeficientul din fața formulei substanței B în ecuația termochimică.
Sarcină
Determinați cantitatea de substanță hidrogen arsă în oxigen dacă s-au eliberat 1694 kJ de căldură.
Soluţie
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Efectul termic al reacției dintre aluminiul cristalin și clorul gazos este de 1408 kJ. Scrieți ecuația termochimică pentru această reacție și determinați masa de aluminiu necesară pentru a produce 2816 kJ de căldură folosind această reacție. 9.4. Reacții endoterme. Entropie Pe lângă reacțiile exoterme, sunt posibile reacții în care căldura este absorbită, iar dacă nu este furnizată, sistemul de reacție este răcit. Astfel de reacții se numesc endotermic. Efectul termic al unor astfel de reacții este negativ. De exemplu: Astfel, energia eliberată în timpul formării legăturilor în produsele acestor reacții și similare este mai mică decât energia necesară pentru a rupe legăturile din substanțele inițiale.
Să luăm două baloane și să umplem unul dintre ele cu azot (gaz incolor) și celălalt cu dioxid de azot (gaz maro), astfel încât atât presiunea, cât și temperatura din baloane să fie aceleași. Se știe că aceste substanțe nu reacționează chimic între ele. Să conectăm strâns baloanele cu gâtul lor și să le instalăm vertical, astfel încât balonul cu dioxid de azot mai greu să fie în partea de jos (Fig. 9.1). După ceva timp, vom vedea că dioxidul de azot maro se răspândește treptat în balonul superior, iar azotul incolor pătrunde în cel inferior. Ca urmare, gazele se amestecă, iar culoarea conținutului baloanelor devine aceeași. Prin urmare,
Ecuații de legătură între entropie ( S) și alte cantități sunt studiate la cursurile de fizică și chimie fizică. unitate de entropie [ S] = 1 J/K. G= H–T S Condiții pentru reacție spontană: G< 0. La temperaturi scăzute, factorul care determină posibilitatea apariției unei reacții este în mare măsură factorul de energie, iar la temperaturi ridicate este factorul de entropie. Din ecuația de mai sus, în special, este clar de ce reacțiile de descompunere care nu au loc la temperatura camerei (crește entropia) încep să apară la temperaturi ridicate. REACȚIE ENDOTERMICĂ, ENTROPIE, FACTOR DE ENERGIE, FACTOR DE ENTROPIE, ENERGIE GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) este de –46 kJ. Scrieți ecuația termochimică și calculați câtă energie este necesară pentru a produce 1 kg de cupru din această reacție. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ S-au format 24,6 litri de dioxid de carbon. Stabiliți câtă căldură a fost irosită inutil. Câte grame de oxid de calciu s-au format? |
Să ne familiarizăm cu ultimul tip de reacții bazate pe „numărul și compoziția substanțelor inițiale și a produselor de reacție”.
Se toarnă o soluție de alcali - hidroxid de sodiu - în tubul demonstrativ, apoi se adaugă o soluție de sare - sulfat de cupru (II). Se va forma un precipitat gros albastru de hidroxid de cupru (II) insolubil în apă (Fig. 108). Dacă o mică parte a conținutului din eprubeta în care s-a format precipitatul este filtrată și câteva picături din soluția rezultată sunt evaporate pe o sticlă de ceas, atunci nu va fi greu de observat apariția cristalelor de sare albă formate în timpul reactia:
Orez. 108. Reacția hidroxidului de sodiu cu sulfatul de cupru (II).
Pentru a sublinia faptul că reacția are ca rezultat formarea unui precipitat de hidroxid de cupru (II) insolubil în apă, lângă formula sa în ecuația reacției este scrisă o săgeată îndreptată în jos.
Fără îndoială, sarea rezultată poate fi doar sulfat de sodiu Na2SO4:
Ca rezultat al reacției, două substanțe complexe cu structură ionică - hidroxid de sodiu și sulfat de cupru (II) - și-au schimbat ionii, adică a avut loc o reacție de schimb, a cărei ecuație este:
În mod similar, iodură de sodiu și azotat de plumb (II) în soluție schimbă ioni ca rezultat al unei reacții de schimb. Ca urmare, cade un precipitat galben de iodură de plumb (II) (Fig. 109):
Orez. 109. Reacția iodurii de sodiu cu azotat de plumb (II).
Se toarnă o soluție alcalină într-o eprubetă demonstrativă și se adaugă câteva picături de fenolftaleină. Conținutul eprubetei va deveni purpurie, indicând o soluție alcalină. Dacă adăugați acum puțină soluție acidă în conținutul eprubetei, culoarea va dispărea și soluția se va decolora, ceea ce este un semn al unei reacții chimice (Fig. 110).
Orez. 110.
Interacțiunea dintre soluțiile alcaline și acide
Dacă câteva picături din lichidul obținut în urma reacției sunt evaporate pe un pahar de ceas, pe acesta se vor forma cristale de sare. Un alt produs al reacției este apa:
alcali + acid → sare + apă.
Vă rugăm să rețineți că două substanțe complexe interacționează: un alcalin, format din ioni de metal și ioni de hidroxid, și un acid, un compus molecular care formează ioni de hidrogen și un reziduu acid în soluție. Ca urmare, se formează două noi substanțe complexe: un compus ionic - sare și un compus molecular - apa.
Fiecare dintre cele două soluții care interacționează avea propriul mediu, alcalin și, respectiv, acid. Ca urmare a reacției, mediul a devenit neutru. Prin urmare, reacția de schimb dintre acizi și alcalii se numește reacție de neutralizare.
Se toarnă o soluție limpede, incoloră de carbonat de sodiu într-un tub demonstrativ și se adaugă puțină soluție de acid azotic. Un semn al unei reacții chimice va fi „fierberea” soluției din cauza dioxidului de carbon eliberat ca rezultat (Fig. 111):
Orez. 111.
Reacția carbonatului de sodiu cu acidul azotic
De unde a venit dioxidul de carbon? Probabil vă veți aminti că acidul carbonic este un compus slab care se descompune în dioxid de carbon și apă:
prin urmare, ecuația reacției trebuie scrisă după cum urmează:
Să formulăm o regulă conform căreia au loc reacții de schimb între soluțiile de substanțe.
Dacă la o soluție de clorură de sodiu se adaugă o soluție de hidroxid de potasiu, atunci nu vor fi observate semne de reacție - reacția nu are loc, deoarece în urma acesteia nu se formează precipitat, gaz sau apă:
Cuvinte și expresii cheie
- Reacții de schimb.
- Reacții de neutralizare.
- Condiții pentru finalizarea reacțiilor de schimb în soluții.
Lucrați cu computerul
- Consultați aplicația electronică. Studiați materialul lecției și finalizați sarcinile atribuite.
- Găsiți pe Internet adrese de e-mail care pot servi drept surse suplimentare care dezvăluie conținutul cuvintelor cheie și al expresiilor din paragraf. Oferiți-vă ajutorul profesorului în pregătirea unei noi lecții - faceți un raport asupra cuvintelor și expresiilor cheie din următorul paragraf.
Întrebări și sarcini
DEFINIȚIE
Reactie chimica se numesc transformări ale substanțelor în care are loc o modificare a compoziției și (sau) structurii acestora.
Cel mai adesea, reacțiile chimice sunt înțelese ca procesul de transformare a substanțelor inițiale (reactivi) în substanțe finale (produse).
Reacțiile chimice sunt scrise folosind ecuații chimice care conțin formulele substanțelor inițiale și ale produselor de reacție. Conform legii conservării masei, numărul de atomi ai fiecărui element din partea stângă și dreaptă a unei ecuații chimice este același. De obicei, formulele substanțelor inițiale sunt scrise în partea stângă a ecuației, iar formulele produselor în dreapta. Egalitatea numărului de atomi ai fiecărui element din partea stângă și dreaptă a ecuației se realizează prin plasarea coeficienților stoichiometrici întregi în fața formulelor substanțelor.
Ecuațiile chimice pot conține informații suplimentare despre caracteristicile reacției: temperatură, presiune, radiație etc., care sunt indicate prin simbolul corespunzător deasupra (sau „dedesubt”) semnului egal.
Toate reacțiile chimice pot fi grupate în mai multe clase, care au anumite caracteristici.
Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de numărul și compoziția substanțelor inițiale și rezultate
Conform acestei clasificări, reacțiile chimice sunt împărțite în reacții de conexiune, descompunere, substituție și schimb.
Ca urmare reacții compuse din două sau mai multe substanțe (complexe sau simple) se formează o substanță nouă. În general, ecuația pentru o astfel de reacție chimică va arăta astfel:
De exemplu:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
SO3 + H2O = H2SO4
2Mg + O2 = 2MgO.
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
Reacțiile compusului sunt în majoritatea cazurilor exoterme, adică. se procedează cu degajarea căldurii. Dacă în reacție sunt implicate substanțe simple, atunci astfel de reacții sunt cel mai adesea reacții redox (ORR), adică. apar cu modificări ale stărilor de oxidare ale elementelor. Este imposibil să spunem fără ambiguitate dacă reacția unui compus între substanțe complexe va fi clasificată ca ORR.
Reacțiile care au ca rezultat formarea mai multor alte substanțe noi (complexe sau simple) dintr-o substanță complexă sunt clasificate ca reacții de descompunere. În general, ecuația pentru reacția chimică de descompunere va arăta astfel:
De exemplu:
CaCO 3 CaO + CO 2 (1)
2H 2 O = 2H 2 + O 2 (2)
CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)
Cu(OH)2 = CuO + H2O (4)
H2SiO3 = SiO2 + H2O (5)
2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)
Majoritatea reacțiilor de descompunere au loc atunci când sunt încălzite (1,4,5). Posibilă descompunere sub influența curentului electric (2). Descompunerea hidraților, acizilor, bazelor și sărurilor cristaline ale acizilor care conțin oxigen (1, 3, 4, 5, 7) are loc fără modificarea stărilor de oxidare ale elementelor, adică. aceste reacții nu sunt legate de ODD. Reacțiile de descompunere ORR includ descompunerea oxizilor, acizilor și sărurilor formate de elemente în stări superioare de oxidare (6).
Reacțiile de descompunere se găsesc și în chimia organică, dar sub alte denumiri - cracare (8), dehidrogenare (9):
C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)
C4H10 = C4H6 + 2H2 (9)
La reacții de substituție o substanță simplă interacționează cu o substanță complexă, formând o nouă substanță simplă și o nouă substanță complexă. În general, ecuația pentru o reacție de substituție chimică va arăta astfel:
De exemplu:
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)
Zn + 2HCl = ZnСl2 + H2 (2)
2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2 (3)
2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 (5)
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5 (6)
CH4 + Cl2 = CH3CI + HCI (7)
Majoritatea reacțiilor de substituție sunt redox (1 – 4, 7). Exemplele de reacții de descompunere în care nu are loc nicio modificare a stărilor de oxidare sunt puține (5, 6).
Reacții de schimb sunt reacții care apar între substanțe complexe în care își schimbă părțile constitutive. De obicei, acest termen este folosit pentru reacțiile care implică ioni în soluție apoasă. În general, ecuația pentru o reacție de schimb chimic va arăta astfel:
AB + CD = AD + CB
De exemplu:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O (1)
NaOH + HCl = NaCl + H2O (2)
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2 (3)
AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)
CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)
Reacțiile de schimb nu sunt redox. Un caz special al acestor reacții de schimb este reacția de neutralizare (reacția acizilor cu alcalii) (2). Reacțiile de schimb au loc în direcția în care cel puțin una dintre substanțe este îndepărtată din sfera de reacție sub formă de substanță gazoasă (3), precipitat (4, 5) sau compus slab disociat, cel mai adesea apă (1, 2). ).
Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de modificările stărilor de oxidare
În funcție de modificarea stărilor de oxidare a elementelor care alcătuiesc reactivii și produșii de reacție, toate reacțiile chimice se împart în reacții redox (1, 2) și cele care au loc fără modificarea stării de oxidare (3, 4).
2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)
Mg 0 – 2e = Mg 2+ (agent reducător)
C 4+ + 4e = C 0 (agent oxidant)
FeS 2 + 8HNO 3 (conc) = Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e = Fe 3+ (agent reducător)
N5+ +3e = N2+ (agent oxidant)
AgNO3 +HCl = AgCl ↓ + HNO3 (3)
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)
Clasificarea reacțiilor chimice după efectul termic
În funcție de faptul că căldura (energia) este eliberată sau absorbită în timpul reacției, toate reacțiile chimice sunt împărțite în mod convențional în exoterme (1, 2) și respectiv endoterme (3). Cantitatea de căldură (energie) eliberată sau absorbită în timpul unei reacții se numește efect termic al reacției. Dacă ecuația indică cantitatea de căldură eliberată sau absorbită, atunci astfel de ecuații se numesc termochimice.
N2 + 3H2 = 2NH3 +46,2 kJ (1)
2Mg + O2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)
N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)
Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de direcția reacției
Pe baza direcției reacției, se face o distincție între reversibile (procese chimice ale căror produse sunt capabile să reacționeze între ele în aceleași condiții în care au fost obținute pentru a forma substanțele inițiale) și ireversibile (procese chimice ale căror produse nu sunt capabile să reacționeze între ele pentru a forma substanțele inițiale). ).
Pentru reacțiile reversibile, ecuația în formă generală este de obicei scrisă după cum urmează:
A + B ↔ AB
De exemplu:
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O
Exemple de reacții ireversibile includ următoarele reacții:
2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2
C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O
Dovada ireversibilității unei reacții poate fi eliberarea unei substanțe gazoase, a unui precipitat sau a unui compus slab disociat, cel mai adesea apă, ca produse de reacție.
Clasificarea reacțiilor chimice în funcție de prezența unui catalizator
Din acest punct de vedere, se disting reacțiile catalitice și necatalitice.
Un catalizator este o substanță care accelerează progresul unei reacții chimice. Reacțiile care apar cu participarea catalizatorilor sunt numite catalitice. Unele reacții nu pot avea loc deloc fără prezența unui catalizator:
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (catalizator MnO 2)
Adesea, unul dintre produșii de reacție servește ca catalizator care accelerează această reacție (reacții autocatalitice):
MeO+ 2HF = MeF2 + H2O, unde Me este un metal.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
