Kemijske reakcije. Klasifikacija kemijskih reakcij

7.1. Osnovne vrste kemijskih reakcij

Pretvorbe snovi, ki jih spremljajo spremembe v njihovi sestavi in ​​lastnostih, imenujemo kemijske reakcije ali kemijske interakcije. Med kemijskimi reakcijami se sestava atomskih jeder ne spremeni.

Pojave, pri katerih se spremeni oblika ali agregatno stanje snovi ali spremeni sestava atomskih jeder, imenujemo fizikalni. Primeri fizikalnih pojavov so toplotna obdelava kovin, pri kateri se spremeni njihova oblika (kovanje), taljenje kovine, sublimacija joda, pretvorba vode v led ali paro itd., pa tudi jedrske reakcije, zaradi česar nastanejo atomi iz atomov nekaterih elementov drugih elementov.

Kemijske pojave lahko spremljajo fizične transformacije. Na primer, kot posledica kemičnih reakcij, ki potekajo v galvanskem členu, nastane električni tok.

Kemijske reakcije so razvrščene po različnih kriterijih.

1. Glede na znak toplotnega učinka so vse reakcije razdeljene na endotermna(nadaljevanje z absorpcijo toplote) in eksotermna(teče s sproščanjem toplote) (glej § 6.1).

2. Na podlagi agregacijskega stanja izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov se razlikujejo:

homogene reakcije, v kateri so vse snovi v isti fazi:

2 KOH (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (l),

CO (g) + Cl 2 (g) = COCl 2 (g),

SiO 2 (k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).

heterogene reakcije, snovi, v katerih so v različnih fazah:

CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),

CuSO 4 (raztopina) + 2 NaOH (raztopina) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (raztopina),

Na 2 SO 3 (raztopina) + 2HCl (raztopina) = 2 NaCl (raztopina) + SO 2 (g) + H 2 O (l).

3. Glede na sposobnost pretoka samo v smeri naprej ter v smeri naprej in nazaj ločijo nepovraten in reverzibilen kemijske reakcije (glej § 6.5).

4. Glede na prisotnost ali odsotnost katalizatorjev ločijo katalitično in nekatalitično reakcije (glejte § 6.5).

5. Kemijske reakcije delimo po mehanizmu njihovega nastanka na ionski, radikalen itd. (mehanizem kemičnih reakcij, ki potekajo s sodelovanjem organskih spojin, se obravnava v okviru organske kemije).

6. Glede na stanje oksidacije atomov, ki sestavljajo reagirajoče snovi, potekajo reakcije brez spreminjanja oksidacijskega stanja atomov in s spremembo oksidacijskega stanja atomov ( redoks reakcije) (glejte § 7.2) .

7. Reakcije se razlikujejo po spremembi sestave izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov povezovanje, razgradnja, zamenjava in izmenjava. Te reakcije lahko potekajo tako s spremembami oksidacijskih stanj elementov kot brez njih, tabela . 7.1.

Tabela 7.1

Vrste kemijskih reakcij

7.2. Redoks reakcije

Kot je navedeno zgoraj, so vse kemične reakcije razdeljene v dve skupini:

Kemijske reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskega stanja atomov, ki sestavljajo reaktante, imenujemo redoks reakcije.

Oksidacija je proces oddajanja elektronov s strani atoma, molekule ali iona:

Na o – 1e = Na + ;

Fe 2+ – e = Fe 3+ ;

H 2 o – 2e = 2H + ;

2 Br – – 2e = Br 2 o.

Okrevanje je proces dodajanja elektronov atomu, molekuli ali ionu:

S o + 2e = S 2– ;

Cr 3+ + e = Cr 2+;

Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;

Mn 7+ + 5e = Mn 2+.

Imenujemo atome, molekule ali ione, ki sprejemajo elektrone oksidanti. Restavratorji so atomi, molekule ali ioni, ki oddajajo elektrone.

S prevzemom elektronov se med reakcijo reducira oksidant, redukcijsko sredstvo pa oksidira. Oksidacijo vedno spremlja redukcija in obratno. torej število elektronov, ki jih odda reducent, je vedno enako številu elektronov, ki jih sprejme oksidant.

7.2.1. Oksidacijsko stanje

Oksidacijsko stanje je pogojni (formalni) naboj atoma v spojini, izračunan ob predpostavki, da je sestavljena samo iz ionov. Oksidacijsko stanje je običajno označeno z arabsko številko nad simbolom elementa z znakom "+" ali "–". Na primer Al 3+, S 2–.

Za iskanje oksidacijskih stanj se uporabljajo naslednja pravila:

oksidacijsko stanje atomov v enostavnih snoveh je nič;

algebraična vsota oksidacijskih stanj atomov v molekuli je enaka nič, v kompleksnem ionu - naboj iona;

oksidacijsko stanje atomov alkalijskih kovin je vedno +1;

vodikov atom v spojinah z nekovinami (CH 4, NH 3 itd.) ima oksidacijsko stanje +1, pri aktivnih kovinah pa je njegovo oksidacijsko stanje –1 (NaH, CaH 2 itd.);

Atom fluora v spojinah ima vedno oksidacijsko stanje –1;

Oksidacijsko stanje atoma kisika v spojinah je običajno –2, razen pri peroksidih (H 2 O 2, Na 2 O 2), v katerih je oksidacijsko stanje kisika –1, in nekaterih drugih snoveh (superoksidi, ozonidi, kisik fluoridi).

Največje pozitivno oksidacijsko stanje elementov v skupini je običajno enako številki skupine. Izjema sta fluor in kisik, saj je njuno najvišje oksidacijsko stanje nižje od števila skupine, v kateri se nahajata. Elementi podskupine bakra tvorijo spojine, v katerih njihovo oksidacijsko stanje presega število skupine (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Najvišje negativno oksidacijsko stanje elementov, ki se nahajajo v glavnih podskupinah periodnega sistema, je mogoče določiti tako, da se številka skupine odšteje od osem. Za ogljik je 8 – 4 = 4, za fosfor – 8 – 5 = 3.

V glavnih podskupinah se pri premikanju od zgoraj navzdol stabilnost najvišjega pozitivnega oksidacijskega stanja zmanjša, v sekundarnih podskupinah pa se stabilnost višjih oksidacijskih stanj poveča.

Konvencionalnost koncepta oksidacijskega stanja je mogoče prikazati na primeru nekaterih anorganskih in organskih spojin. Zlasti v fosfinski (fosforni) H 3 PO 2, fosfonski (fosforni) H 3 PO 3 in fosforni H 3 PO 4 kislini so oksidacijska stanja fosforja +1, +3 in +5, medtem ko so v vseh teh spojinah fosfor je petvalenten. Za ogljik v metanu CH 4, metanolu CH 3 OH, formaldehidu CH 2 O, mravljični kislini HCOOH in ogljikovem monoksidu (IV) CO 2 so oksidacijska stanja ogljika –4, –2, 0, +2 oziroma +4 , medtem ko je valenca ogljikovega atoma v vseh teh spojinah štiri.

Kljub temu, da je oksidacijsko stanje konvencionalen koncept, se pogosto uporablja pri sestavljanju redoks reakcij.

7.2.2. Najpomembnejša oksidacijska in redukcijska sredstva

Tipični oksidanti so:

1. Preproste snovi, katerih atomi imajo visoko elektronegativnost. To so najprej elementi glavnih podskupin VI in VII skupin periodičnega sistema: kisik, halogeni. Od preprostih snovi je najmočnejši oksidant fluor.

2. Spojine, ki vsebujejo nekatere kovinske katione v visokih oksidacijskih stanjih: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ itd.

3. Spojine, ki vsebujejo nekatere kompleksne anione, v katerih so elementi v visokih pozitivnih oksidacijskih stanjih: 2–, – itd.

Reducenti vključujejo:

1. Preproste snovi, katerih atomi imajo nizko elektronegativnost, so aktivne kovine. Nekovine, kot sta vodik in ogljik, lahko prav tako kažejo redukcijske lastnosti.

2. Nekatere kovinske spojine, ki vsebujejo katione (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), ki lahko z oddajo elektronov povečajo svoje oksidacijsko stanje.

3. Nekatere spojine, ki vsebujejo enostavne ione, kot so I – , S 2– .

4. Spojine, ki vsebujejo kompleksne ione (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, v katerih lahko elementi z oddajanjem elektronov povečajo svoje pozitivno oksidacijsko stanje.

V laboratorijski praksi se najpogosteje uporabljajo naslednja oksidacijska sredstva:

kalijev permanganat (KMnO 4);

kalijev dikromat (K 2 Cr 2 O 7);

dušikova kislina (HNO3);

koncentrirana žveplova kislina (H 2 SO 4);

vodikov peroksid (H 2 O 2);

oksidi mangana (IV) in svinca (IV) (MnO 2, PbO 2);

staljeni kalijev nitrat (KNO 3) in taline nekaterih drugih nitratov.

Reducenti, ki se uporabljajo v laboratorijski praksi, vključujejo:

• magnezij (Mg), aluminij (Al) in druge aktivne kovine;
• vodik (H 2) in ogljik (C);
• kalijev jodid (KI);
• natrijev sulfid (Na 2 S) in vodikov sulfid (H 2 S);
• natrijev sulfit (Na 2 SO 3);
• kositrov klorid (SnCl 2).

7.2.3. Razvrstitev redoks reakcij

Redoks reakcije običajno delimo na tri vrste: intermolekularne, intramolekularne in disproporcionacijske reakcije (samooksidacija-samoredukcija).

Medmolekulske reakcije se pojavijo s spremembo oksidacijskega stanja atomov, ki se nahajajo v različnih molekulah. Na primer:

2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,

C + 4 HNO 3 (konc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.

TO intramolekularne reakcije To so reakcije, pri katerih sta oksidant in reducent del iste molekule, na primer:

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

2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .

IN disproporcionalne reakcije(samooksidacija-samoredukcija) atom (ion) istega elementa je hkrati oksidant in reducent:

Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,

2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.

7.2.4. Osnovna pravila za sestavljanje redoks reakcij

Sestava redoks reakcij se izvede v skladu s koraki, predstavljenimi v tabeli. 7.2.

Tabela 7.2

Faze sestavljanja enačb za redoks reakcije

Razmislimo o pravilih za sestavljanje redoks reakcij na primeru interakcije kalijevega sulfita s kalijevim permanganatom v kislem okolju:

1. Določanje oksidanta in reducenta

Mangan, ki je v najvišjem oksidacijskem stanju, se ne more odpovedati elektronom. Mn 7+ bo sprejel elektrone, tj. je oksidant.

Ion S 4+ lahko odda dva elektrona in preide v S 6+, tj. je redukcijsko sredstvo. Tako je v obravnavani reakciji K 2 SO 3 redukcijsko sredstvo, KMnO 4 pa oksidant.

2. Vzpostavitev produktov reakcije

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?

Z darovanjem dveh elektronov elektronu S 4+ postane S 6+. Kalijev sulfit (K 2 SO 3) tako preide v sulfat (K 2 SO 4). V kislem okolju Mn 7+ sprejme 5 elektronov in v raztopini žveplove kisline (medij) tvori manganov sulfat (MnSO 4). Kot rezultat te reakcije nastanejo tudi dodatne molekule kalijevega sulfata (zaradi kalijevih ionov, vključenih v permanganat), pa tudi molekule vode. Tako bo obravnavana reakcija zapisana kot:

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.

3. Sestavljanje elektronske bilance

Za sestavo elektronske bilance je treba navesti tista oksidacijska stanja, ki se spreminjajo v obravnavani reakciji:

K 2 S 4+ O 3 + KMn 7+ O 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.

Mn 7+ + 5 e = Mn 2+;

S 4+ – 2 e = S 6+.

Število elektronov, ki jih odda redukcijsko sredstvo, mora biti enako številu elektronov, ki jih sprejme oksidacijsko sredstvo. Zato morata v reakciji sodelovati dva Mn 7+ in pet S 4+:

Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,

S 4+ – 2 e = S 6+ 5.

Tako bo število elektronov, ki jih odda redukcijsko sredstvo (10), enako številu elektronov, ki jih sprejme oksidacijsko sredstvo (10).

4. Razporeditev koeficientov v enačbi reakcije

V skladu z ravnotežjem elektronov je treba pred K 2 SO 3 postaviti koeficient 5, pred KMnO 4 pa 2. Na desni strani pred kalijevim sulfatom nastavimo koeficient 6, ker se ena molekula doda petim molekulam K 2 SO 4, ki nastanejo med oksidacijo kalijevega sulfita K 2 SO 4 kot posledica vezave kalijevih ionov, vključenih v permanganat. Ker reakcija vključuje dva nastanejo tudi molekule permanganata, na desni strani dva molekule manganovega sulfata. Za vezavo reakcijskih produktov (kalijevih in manganovih ionov, vključenih v permanganat), je potrebno tri molekule žveplove kisline, torej kot rezultat reakcije, tri vodne molekule. Končno dobimo:

5 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 3 H 2 O.

5. Preverjanje pravilnosti koeficientov v enačbi reakcije

Število atomov kisika na levi strani reakcijske enačbe je:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

Na desni strani bo ta številka:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Število vodikovih atomov na levi strani reakcijske enačbe je šest in ustreza številu teh atomov na desni strani reakcijske enačbe.

7.2.5. Primeri redoks reakcij, ki vključujejo tipična oksidacijska in redukcijska sredstva

7.2.5.1. Medmolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije

Spodaj kot primere obravnavamo redoks reakcije, ki vključujejo kalijev permanganat, kalijev dikromat, vodikov peroksid, kalijev nitrit, kalijev jodid in kalijev sulfid. Redoks reakcije, ki vključujejo druge tipične oksidante in reducente, so obravnavane v drugem delu priročnika (»Anorganska kemija«).

Redoks reakcije, ki vključujejo kalijev permanganat

Glede na okolje (kislo, nevtralno, alkalno) kalijev permanganat, ki deluje kot oksidant, daje različne redukcijske produkte, sl. 7.1.

riž. 7.1. Nastajanje produktov redukcije kalijevega permanganata v različnih medijih

Spodaj so reakcije KMnO 4 s kalijevim sulfidom kot redukcijskim sredstvom v različnih okoljih, ki ponazarjajo shemo, sl. 7.1. V teh reakcijah je produkt oksidacije sulfidnih ionov prosto žveplo. V alkalnem okolju molekule KOH ne sodelujejo pri reakciji, temveč le določajo produkt redukcije kalijevega permanganata.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O 2 MnO 2 + 3 S + 8 KOH,

K 2 S + 2 KMnO 4 – (KOH) 2 K 2 MnO 4 + S.

Redoks reakcije, ki vključujejo kalijev dikromat

V kislem okolju je kalijev dikromat močan oksidant. Zmes K 2 Cr 2 O 7 in koncentrirane H 2 SO 4 (kroma) se pogosto uporablja v laboratorijski praksi kot oksidant. Med interakcijo z redukcijskim sredstvom ena molekula kalijevega dikromata sprejme šest elektronov in tvori trivalentne kromove spojine:

6 FeSO 4 +K 2 Cr 2 O 7 +7 H 2 SO 4 = 3 Fe 2 (SO 4) 3 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 +7 H 2 O;

6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.

Redoks reakcije, ki vključujejo vodikov peroksid in kalijev nitrit

Vodikov peroksid in kalijev nitrit imata pretežno oksidativne lastnosti:

H 2 S + H 2 O 2 = S + 2 H 2 O,

2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,

Vendar pa pri interakciji z močnimi oksidanti (kot je na primer KMnO 4) vodikov peroksid in kalijev nitrit delujeta kot reducenta:

5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O,

5 KNO 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 KNO 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O.

Upoštevati je treba, da se vodikov peroksid, odvisno od okolja, reducira po shemi, sl. 7.2.

riž. 7.2. Možni produkti redukcije vodikovega peroksida

V tem primeru se kot posledica reakcij tvorijo voda ali hidroksidni ioni:

2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,

2 KI + H 2 O 2 = I 2 + 2 KOH.

7.2.5.2. Intramolekularne oksidacijsko-redukcijske reakcije

Intramolekularne redoks reakcije običajno nastanejo pri segrevanju snovi, katerih molekule vsebujejo redukcijsko sredstvo in oksidant. Primeri intramolekularnih redukcijsko-oksidacijskih reakcij so procesi termične razgradnje nitratov in kalijevega permanganata:

2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2,

2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2,

Hg(NO 3) 2 Hg + NO 2 + O 2,

2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.

7.2.5.3. Disproporcionalne reakcije

Kot je navedeno zgoraj, je v reakcijah disproporcioniranja isti atom (ion) hkrati oksidant in reducent. Oglejmo si postopek sestavljanja te vrste reakcije na primeru interakcije žvepla z alkalijami.

Značilna oksidacijska stanja žvepla: – 2, 0, +4 in +6. Kot reducent elementarno žveplo odda 4 elektrone:

S o – 4e = S 4+.

Žveplo – Oksidant sprejme dva elektrona:

S o + 2е = S 2– .

Tako kot posledica reakcije disproporcioniranja žvepla nastanejo spojine, katerih oksidacijska stanja elementa so – 2 in desno +4:

3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.

Ko je dušikov oksid (IV) nesorazmeren v alkalijah, dobimo nitrit in nitrat - spojine, v katerih sta oksidacijski stopnji dušika +3 oziroma +5:

2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,

Nesorazmerje klora v hladni raztopini alkalije povzroči nastanek hipoklorita, v vroči raztopini alkalije pa klorat:

Cl 0 2 + 2 KOH = KCl – + KCl + O + H 2 O,

Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl – + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.

7.3. elektroliza

Redoks proces, ki se pojavi v raztopinah ali talinah, ko skozi njih teče enosmerni električni tok, se imenuje elektroliza. V tem primeru pride do oksidacije anionov na pozitivni elektrodi (anodi). Kationi se reducirajo na negativni elektrodi (katodi).

2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2 .

Med elektrolizo vodnih raztopin elektrolitov, skupaj s transformacijami raztopljene snovi, lahko pride do elektrokemičnih procesov s sodelovanjem vodikovih ionov in hidroksidnih ionov vode:

katoda (–): 2 Н + + 2е = Н 2,

anoda (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.

V tem primeru pride do redukcijskega procesa na katodi na naslednji način:

1. Kationi aktivnih kovin (do vključno Al 3+) se na katodi ne reducirajo, temveč vodik.

2. Kovinski kationi, ki se nahajajo v seriji standardnih elektrodnih potencialov (v napetostni seriji) desno od vodika, se med elektrolizo reducirajo v proste kovine na katodi.

3. Kovinski kationi, ki se nahajajo med Al 3+ in H +, se reducirajo na katodi istočasno z vodikovim kationom.

Procesi, ki potekajo v vodnih raztopinah na anodi, so odvisni od snovi, iz katere je anoda izdelana. Obstajajo netopne anode ( inerten) in topni ( aktivna). Kot material za inertne anode se uporablja grafit ali platina. Topne anode so izdelane iz bakra, cinka in drugih kovin.

Pri elektrolizi raztopin z inertno anodo lahko nastanejo naslednji produkti:

1. Ko se halogenidni ioni oksidirajo, se sprostijo prosti halogeni.

2. Pri elektrolizi raztopin, ki vsebujejo anione SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3–, se sprošča kisik, tj. Na anodi se ne oksidirajo ti ioni, temveč molekule vode.

Ob upoštevanju zgornjih pravil si za primer oglejmo elektrolizo vodnih raztopin NaCl, CuSO 4 in KOH z inertnimi elektrodami.

1). V raztopini natrijev klorid disociira na ione.

Kemijske reakcije, njihove lastnosti, vrste, pogoji poteka itd., so eden izmed temeljnih stebrov zanimive vede, imenovane kemija. Poskusimo ugotoviti, kaj je kemična reakcija in kakšna je njena vloga. Torej se kemijska reakcija v kemiji šteje za pretvorbo ene ali več snovi v druge snovi. V tem primeru se njihova jedra ne spremenijo (za razliko od jedrskih reakcij), vendar pride do prerazporeditve elektronov in jeder in seveda se pojavijo novi kemični elementi.

Kemijske reakcije v naravi in ​​vsakdanjem življenju

Ti in jaz sva obkrožena s kemičnimi reakcijami, še več, redno jih izvajava tudi sama z različnimi vsakodnevnimi dejanji, ko na primer prižgeva vžigalico. Kuharji, ne da bi tega sploh vedeli (ali morda celo slutili), pri pripravi hrane izvedejo veliko kemičnih reakcij.

Seveda se številne kemične reakcije odvijajo v naravnih razmerah: izbruh vulkana, listje in drevesa, a kaj naj rečem, skoraj vsak biološki proces lahko uvrstimo med kemične reakcije.

Vrste kemijskih reakcij

Vse kemijske reakcije lahko razdelimo na enostavne in kompleksne. Preproste kemične reakcije pa delimo na:

• reakcije povezave,
• reakcije razgradnje,
• nadomestne reakcije,
• reakcije izmenjave.

Kemijska reakcija spojine

Po zelo primerni definiciji velikega kemika D. I. Mendelejeva pride do spojine, ko se pojavi "ena od dveh snovi". Primer kemijske reakcije spojine je segrevanje železovega in žveplovega prahu, pri katerem iz njih nastane železov sulfid - Fe + S = FeS. Še en presenetljiv primer te reakcije je zgorevanje enostavnih snovi, kot sta žveplo ali fosfor, v zraku (morda lahko takšno reakcijo imenujemo tudi toplotna kemična reakcija).

Kemična reakcija razgradnje

Tukaj je vse preprosto, reakcija razgradnje je nasprotna reakciji povezovanja. Z njim iz ene snovi pridobimo dve ali več snovi. Preprost primer kemične reakcije razgradnje bi bila reakcija razgradnje krede, med katero nastaneta živo apno in ogljikov dioksid iz same krede.

Kemična substitucijska reakcija

Substitucijska reakcija nastane, ko enostavna snov medsebojno deluje s kompleksno. Navedimo primer kemijske substitucijske reakcije: če potopimo jekleni žebelj v raztopino z bakrovim sulfatom, potem v tem preprostem kemijskem poskusu dobimo železov sulfat (železo bo izpodrinilo baker iz soli). Enačba za tako kemično reakcijo bi izgledala takole:

Fe+CuSO 4 → FeSO 4 +Cu

Reakcija kemijske izmenjave

Reakcije izmenjave potekajo izključno med kompleksnimi kemičnimi snovmi, pri čemer izmenjujejo svoje dele. Veliko takšnih reakcij poteka v različnih raztopinah. Nevtralizacija kisline z žolčem je dober primer kemične presnovne reakcije.

NaOH+HCl→ NaCl+H2O

To je kemijska enačba za to reakcijo, pri kateri vodikov ion iz spojine HCl zamenja natrijev ion iz spojine NaOH. Posledica te kemične reakcije je nastanek raztopine kuhinjske soli.

Znaki kemičnih reakcij

Po znakih poteka kemičnih reakcij lahko presodimo, ali je prišlo do kemične reakcije med reagenti ali ne. Tukaj so primeri znakov kemičnih reakcij:

• Sprememba barve (lahko železo se na primer v vlažnem zraku prekrije z rjavo oblogo, kar je posledica kemične reakcije med železom in).
• Padavine (če nenadoma prepustite ogljikov dioksid skozi raztopino apna, boste dobili belo netopno oborino kalcijevega karbonata).
• Sproščanje plinov (če na sodo bikarbono kapnete citronsko kislino, se sprošča ogljikov dioksid).
• Tvorba šibko disociiranih snovi (vse reakcije, pri katerih nastane voda).
• Sijaj raztopine (primer tukaj so reakcije, ki nastanejo z raztopino luminola, ki med kemičnimi reakcijami oddaja svetlobo).

Na splošno je težko ugotoviti, kateri znaki kemijskih reakcij so glavni; različne snovi in ​​različne reakcije imajo svoje značilnosti.

Kako prepoznati znak kemične reakcije

Predznak kemijske reakcije lahko določite vizualno (s spremembo barve, žarenjem) ali po rezultatih te reakcije.

Hitrost kemijske reakcije

Hitrost kemijske reakcije običajno razumemo kot spremembo količine ene od reagirajočih snovi na časovno enoto. Poleg tega je hitrost kemične reakcije vedno pozitivna vrednost. Leta 1865 je kemik N. N. Beketov formuliral zakon o masnem delovanju, ki pravi, da je "hitrost kemijske reakcije v vsakem trenutku sorazmerna s koncentracijami reagentov, povečanih na stopnje, ki so enake njihovim stehiometričnim koeficientom."

Dejavniki, ki vplivajo na hitrost kemične reakcije, vključujejo:

• narava reaktantov,
• prisotnost katalizatorja,
• temperatura,
• pritisk,
• površina reagirajočih snovi.

Vsi imajo zelo neposreden vpliv na hitrost kemične reakcije.

Ravnovesje kemijske reakcije

Kemijsko ravnovesje je stanje kemijskega sistema, v katerem poteka več kemijskih reakcij in so hitrosti v vsakem paru neposrednih in povratnih reakcij enake. Tako je identificirana konstanta ravnotežja kemijske reakcije - to je količina, ki za določeno kemijsko reakcijo določa razmerje med termodinamičnimi aktivnostmi izhodnih snovi in ​​produktov v stanju kemijskega ravnovesja. Če poznate konstanto ravnotežja, lahko določite smer kemijske reakcije.

Pogoji za potek kemičnih reakcij

Za sprožitev kemičnih reakcij je treba ustvariti ustrezne pogoje:

• spravljanje snovi v tesen stik.
• segrevanje snovi na določeno temperaturo (temperatura kemijske reakcije mora biti primerna).

Toplotni učinek kemijske reakcije

To je ime za spremembo notranje energije sistema, ki je posledica poteka kemijske reakcije in pretvorbe izhodnih snovi (reaktantov) v reakcijske produkte v količinah, ki ustrezajo enačbi kemijske reakcije pod naslednjim: pogoji:

• Edino možno delo v tem primeru je samo delo proti zunanjemu pritisku.
• izhodne snovi in ​​produkti, ki nastanejo kot posledica kemijske reakcije, imajo enako temperaturo.

Kemijske reakcije, video

In za zaključek zanimiv video o najbolj neverjetnih kemičnih reakcijah.

Kemijske reakcije je treba razlikovati od jedrskih reakcij. Zaradi kemičnih reakcij se skupno število atomov posameznega kemičnega elementa in njegova izotopska sestava ne spremenita. Druga stvar so jedrske reakcije - procesi preoblikovanja atomskih jeder kot posledica njihove interakcije z drugimi jedri ali osnovnimi delci, na primer pretvorba aluminija v magnezij:

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

Klasifikacija kemijskih reakcij je večplastna, to pomeni, da lahko temelji na različnih značilnostih. Toda katera koli od teh značilnosti lahko vključuje reakcije med anorganskimi in organskimi snovmi.

Razmislimo o razvrstitvi kemijskih reakcij po različnih merilih.

I. Glede na število in sestavo reagirajočih snovi

Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja sestave snovi.

V anorganski kemiji takšne reakcije vključujejo procese pridobivanja alotropskih modifikacij enega kemičnega elementa, na primer:

C (grafit) ↔ C (diamant)
S (orombičen) ↔ S (monoklinski)
P (bela) ↔ P (rdeča)
Sn (beli kositer) ↔ Sn (sivi kositer)
3O 2 (kisik) ↔ 2O 3 (ozon)

V organski kemiji lahko ta vrsta reakcije vključuje reakcije izomerizacije, ki se pojavijo brez spreminjanja ne le kvalitativne, ampak tudi kvantitativne sestave molekul snovi, na primer:

1. Izomerizacija alkanov.

Reakcija izomerizacije alkanov je velikega praktičnega pomena, saj imajo ogljikovodiki izostrukture nižjo sposobnost detonacije.

2. Izomerizacija alkenov.

3. Izomerizacija alkinov (reakcija A.E. Favorskega).

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

etil acetilen dimetil acetilen

4. Izomerizacija haloalkanov (A. E. Favorsky, 1907).

5. Izomerizacija amonijevega cianita pri segrevanju.

Sečnino je prvi sintetiziral F. Wöhler leta 1828 z izomerizacijo amonijevega cianata pri segrevanju.

Reakcije, ki se pojavijo s spremembo sestave snovi

Ločimo štiri vrste takih reakcij: kombinacijo, razgradnjo, substitucijo in izmenjavo.

1. Reakcije spojin so reakcije, pri katerih iz dveh ali več snovi nastane ena kompleksna snov

V anorganski kemiji je mogoče upoštevati celotno paleto reakcij spojin, na primer z uporabo primera reakcij za proizvodnjo žveplove kisline iz žvepla:

1. Priprava žveplovega oksida (IV):

S + O 2 = SO - iz dveh enostavnih snovi nastane ena kompleksna snov.

2. Priprava žveplovega oksida (VI):

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - ena kompleksna snov nastane iz preprostih in kompleksnih snovi.

3. Priprava žveplove kisline:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - ena kompleksna snov nastane iz dveh kompleksnih snovi.

Primer sestavljene reakcije, pri kateri ena kompleksna snov nastane iz več kot dveh začetnih snovi, je končna stopnja proizvodnje dušikove kisline:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

V organski kemiji se reakcije spajanja običajno imenujejo "adicijske reakcije". Celotno paleto takšnih reakcij je mogoče obravnavati na primeru bloka reakcij, ki označujejo lastnosti nenasičenih snovi, na primer etilena:

1. Reakcija hidrogeniranja - adicija vodika:

CH 2 =CH 2 + H 2 → H 3 -CH 3

eten → etan

2. Reakcija hidratacije - dodajanje vode.

3. Reakcija polimerizacije.

2. Reakcije razgradnje so reakcije, pri katerih iz ene kompleksne snovi nastane več novih snovi.

V anorganski kemiji je mogoče celotno paleto takšnih reakcij obravnavati v bloku reakcij za proizvodnjo kisika z laboratorijskimi metodami:

1. Razpad živosrebrovega(II) oksida - iz ene kompleksne snovi nastaneta dva preprosta.

2. Razpad kalijevega nitrata - iz ene kompleksne snovi nastaneta ena enostavna in ena kompleksna.

3. Razpad kalijevega permanganata - iz ene kompleksne snovi nastaneta dve kompleksni in ena enostavna snov, torej tri nove snovi.

V organski kemiji lahko reakcije razgradnje obravnavamo v bloku reakcij za proizvodnjo etilena v laboratoriju in industriji:

1. Reakcija dehidracije (izločanje vode) etanola:

C 2 H 5 OH → CH 2 = CH 2 + H 2 O

2. Reakcija dehidrogenacije (izločanje vodika) etana:

CH 3 -CH 3 → CH 2 =CH 2 + H 2

ali CH 3 -CH 3 → 2C + ZN 2

3. Reakcija krekinga (cepitve) propana:

CH 3 -CH 2 -CH 3 → CH 2 =CH 2 + CH 4

3. Substitucijske reakcije so reakcije, pri katerih atomi enostavne snovi zamenjajo atome nekega elementa v kompleksni snovi.

V anorganski kemiji je primer takšnih procesov blok reakcij, ki označujejo lastnosti, na primer, kovin:

1. Interakcija alkalijskih ali zemeljskoalkalijskih kovin z vodo:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2. Medsebojno delovanje kovin s kislinami v raztopini:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2

3. Interakcija kovin s solmi v raztopini:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4. Metalotermija:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Сr

Predmet proučevanja organske kemije niso enostavne snovi, ampak samo spojine. Zato kot primer substitucijske reakcije predstavljamo najbolj značilno lastnost nasičenih spojin, zlasti metana, - sposobnost njegovih vodikovih atomov, da se nadomestijo z atomi halogena. Drug primer je bromiranje aromatske spojine (benzen, toluen, anilin).

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

benzen → bromobenzen

Bodimo pozorni na posebnost substitucijske reakcije v organskih snoveh: kot posledica takšnih reakcij ne nastaneta enostavna in kompleksna snov, kot v anorganski kemiji, ampak dve kompleksni snovi.

V organski kemiji substitucijske reakcije vključujejo tudi nekatere reakcije med dvema kompleksnima snovema, na primer nitriranje benzena. Formalno gre za reakcijo izmenjave. Dejstvo, da gre za substitucijsko reakcijo, postane jasno šele ob upoštevanju njenega mehanizma.

4. Reakcije izmenjave so reakcije, pri katerih dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavine

Te reakcije označujejo lastnosti elektrolitov in v raztopinah potekajo po Bertholletovem pravilu, to je le, če je rezultat tvorba oborine, plina ali rahlo disociirajoče snovi (na primer H 2 O).

V anorganski kemiji je to lahko blok reakcij, ki na primer označujejo lastnosti alkalij:

1. Reakcija nevtralizacije, ki se pojavi s tvorbo soli in vode.

2. Reakcija med alkalijo in soljo, ki poteka s tvorbo plina.

3. Reakcija med alkalijo in soljo, ki povzroči nastanek oborine:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4

ali v ionski obliki:

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

V organski kemiji lahko upoštevamo blok reakcij, ki na primer označujejo lastnosti ocetne kisline:

1. Reakcija, ki se pojavi s tvorbo šibkega elektrolita - H 2 O:

CH 3 COOH + NaOH → Na(CH3COO) + H 2 O

2. Reakcija, ki se pojavi s tvorbo plina:

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

3. Reakcija, ki se pojavi s tvorbo oborine:

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

2CH 3 COOH + SiO → 2CH 3 COO + H 2 SiO 3

II. S spreminjanjem oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki tvorijo snovi

Na podlagi te značilnosti se razlikujejo naslednje reakcije:

1. Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskih stanj elementov ali redoks reakcije.

Te vključujejo številne reakcije, vključno z vsemi substitucijskimi reakcijami, pa tudi tiste reakcije združevanja in razgradnje, v katerih je udeležena vsaj ena preprosta snov, na primer:

1. Mg 0 + H + 2 SO 4 = Mg + 2 SO 4 + H 2

2. 2Mg 0 + O 0 2 = Mg +2 O -2

Kompleksne redoks reakcije so sestavljene z uporabo metode elektronskega ravnovesja.

2KMn +7 O 4 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O

V organski kemiji so osupljiv primer redoks reakcij lastnosti aldehidov.

1. Reducirajo se v ustrezne alkohole:

Aldekidi se oksidirajo v ustrezne kisline:

2. Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskih stanj kemičnih elementov.

Sem spadajo na primer vse reakcije ionske izmenjave, pa tudi številne reakcije spojin, številne reakcije razgradnje, reakcije esterifikacije:

HCOOH + CHgOH = HCOOCH 3 + H 2 O

III. S toplotnim učinkom

Glede na toplotni učinek delimo reakcije na eksotermne in endotermne.

1. Pojavijo se eksotermne reakcije s sproščanjem energije.

Sem spadajo skoraj vse reakcije spojin. Redka izjema je endotermna reakcija sinteze dušikovega oksida (II) iz dušika in kisika ter reakcija plinastega vodika s trdnim jodom.

Eksotermne reakcije, ki nastanejo ob sproščanju svetlobe, uvrščamo med reakcije zgorevanja. Hidrogeniranje etilena je primer eksotermne reakcije. Deluje pri sobni temperaturi.

2. Endotermne reakcije nastanejo z absorpcijo energije.

Očitno bodo te vključevale skoraj vse reakcije razgradnje, na primer:

1. Žganje apnenca

2. Krekiranje butana

Količina energije, ki se sprosti ali absorbira kot posledica reakcije, se imenuje toplotni učinek reakcije, enačba kemijske reakcije, ki kaže ta učinek, pa se imenuje termokemijska enačba:

H 2 (g) + C 12 (g) = 2HC 1 (g) + 92,3 kJ

N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g) - 90,4 kJ

IV. Glede na agregatno stanje reagirajočih snovi (fazna sestava)

Glede na agregatno stanje reagirajočih snovi ločimo:

1. Heterogene reakcije - reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v različnih agregacijskih stanjih (v različnih fazah).

2. Homogene reakcije – reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v istem agregatnem stanju (v isti fazi).

V. Z udeležbo katalizatorja

Glede na udeležbo katalizatorja jih ločimo:

1. Nekatalitične reakcije, ki potekajo brez sodelovanja katalizatorja.

2. Katalitske reakcije, ki potekajo s sodelovanjem katalizatorja. Ker vse biokemične reakcije, ki se pojavljajo v celicah živih organizmov, potekajo s sodelovanjem posebnih bioloških katalizatorjev beljakovinske narave - encimov, so vsi katalitični ali, natančneje, encimski. Opozoriti je treba, da več kot 70 % kemične industrije uporablja katalizatorje.

VI. Po smeri

Glede na smer se razlikujejo:

1. Ireverzibilne reakcije potekajo pod danimi pogoji samo v eno smer. Sem spadajo vse reakcije izmenjave, ki jih spremlja tvorba oborine, plina ali rahlo disociirajoče snovi (vode), in vse reakcije zgorevanja.

2. Reverzibilne reakcije pod temi pogoji potekajo istočasno v dveh nasprotnih smereh. Velika večina takih reakcij je.

V organski kemiji znak reverzibilnosti odražajo imena - antonimi procesov:

hidrogeniranje - dehidrogenacija,

Hidracija - dehidracija,

Polimerizacija - depolimerizacija.

Vse reakcije esterifikacije (nasprotni proces, kot veste, se imenuje hidroliza) in hidrolize beljakovin, estrov, ogljikovih hidratov in polinukleotidov so reverzibilne. Reverzibilnost teh procesov je osnova najpomembnejše lastnosti živega organizma - metabolizma.

VII. Glede na mehanizem pretoka jih ločimo:

1. Med radikali in molekulami, ki nastanejo med reakcijo, pride do radikalskih reakcij.

Kot že veste, se pri vseh reakcijah stare kemične vezi prekinejo in nastanejo nove kemične vezi. Način prekinitve vezi v molekulah izhodne snovi določa mehanizem (pot) reakcije. Če je snov tvorjena s kovalentno vezjo, lahko obstajata dva načina za prekinitev te vezi: hemolitično in heterolitično. Na primer, pri molekulah Cl 2, CH 4 itd. se izvede hemolitična cepitev vezi, kar vodi do tvorbe delcev z neparnimi elektroni, to je prostih radikalov.

Radikali najpogosteje nastanejo, ko se prekinejo vezi, v katerih so skupni elektronski pari približno enakomerno porazdeljeni med atomi (nepolarna kovalentna vez), vendar se na podoben način lahko prekinejo tudi številne polarne vezi, zlasti kadar reakcija poteka v plinski fazi in pod vplivom svetlobe, kot na primer v primeru zgoraj obravnavanih procesov - interakcija C 12 in CH 4 -. Radikali so zelo reaktivni, ker se nagibajo k dokončanju svoje elektronske plasti tako, da vzamejo elektron iz drugega atoma ali molekule. Na primer, ko radikal klora trči v molekulo vodika, povzroči prekinitev skupnega elektronskega para, ki povezuje atome vodika, in tvori kovalentno vez z enim od atomov vodika. Drugi atom vodika, ki postane radikal, tvori skupni elektronski par z neparnim elektronom atoma klora iz propadajoče molekule Cl 2, kar povzroči nastanek radikala klora, ki napade novo molekulo vodika itd.

Reakcije, ki predstavljajo verigo zaporednih transformacij, imenujemo verižne reakcije. Za razvoj teorije verižnih reakcij sta dva izjemna kemika - naš rojak N. N. Semenov in Anglež S. A. Hinshelwood prejela Nobelovo nagrado.
Substitucijska reakcija med klorom in metanom poteka podobno:

Večina reakcij zgorevanja organskih in anorganskih snovi, sinteza vode, amoniaka, polimerizacija etilena, vinil klorida itd. Poteka po radikalnem mehanizmu.

2. Ionske reakcije potekajo med ioni, ki že obstajajo ali nastanejo med reakcijo.

Tipične ionske reakcije so interakcije med elektroliti v raztopini. Ioni nastajajo ne samo med disociacijo elektrolitov v raztopinah, ampak tudi pod vplivom električnih razelektritev, segrevanja ali sevanja. γ-žarki na primer pretvorijo molekule vode in metana v molekularne ione.

Po drugem ionskem mehanizmu pride do reakcij adicije vodikovih halogenidov, vodika, halogenov na alkene, oksidacije in dehidracije alkoholov, zamenjave alkoholnega hidroksila s halogenom; reakcije, ki označujejo lastnosti aldehidov in kislin. V tem primeru ioni nastanejo s heterolitičnim cepitvijo polarnih kovalentnih vezi.

VIII. Glede na vrsto energije

ki sprožijo reakcijo, ločimo:

1. Fotokemične reakcije. Sproži jih svetlobna energija. Poleg zgoraj obravnavanih fotokemičnih procesov sinteze HCl ali reakcije metana s klorom ti vključujejo nastajanje ozona v troposferi kot sekundarnega onesnaževala ozračja. Primarno vlogo ima pri tem dušikov oksid (IV), ki pod vplivom svetlobe tvori kisikove radikale. Ti radikali medsebojno delujejo z molekulami kisika, kar povzroči ozon.

Tvorba ozona poteka, dokler je dovolj svetlobe, saj lahko NO medsebojno deluje z molekulami kisika in tvori isti NO 2. Kopičenje ozona in drugih sekundarnih onesnaževal zraka lahko povzroči fotokemični smog.

Ta vrsta reakcije vključuje tudi najpomembnejši proces, ki poteka v rastlinskih celicah - fotosintezo, katere ime govori samo zase.

2. Sevalne reakcije. Sprožijo jih visokoenergijska sevanja – rentgenski žarki, jedrska sevanja (γ-žarki, a-delci – He 2+ itd.). S pomočjo sevalnih reakcij se izvaja zelo hitra radiopolimerizacija, radioliza (radiacijski razpad) itd.

Na primer, namesto dvostopenjske proizvodnje fenola iz benzena, ga lahko dobimo z reakcijo benzena z vodo pod vplivom sevanja. V tem primeru iz molekul vode nastanejo radikali [OH] in [H], s katerimi benzen reagira v fenol:

C 6 H 6 + 2[OH] → C 6 H 5 OH + H 2 O

Vulkanizacijo gume je mogoče izvesti brez žvepla z uporabo radiovulkanizacije, nastala guma pa ne bo nič slabša od tradicionalne gume.

3. Elektrokemične reakcije. Sproži jih električni tok. Poleg znanih reakcij elektrolize bomo navedli tudi reakcije elektrosinteze, na primer reakcije za industrijsko proizvodnjo anorganskih oksidantov.

4. Termokemijske reakcije. Sproži jih toplotna energija. Sem spadajo vse endotermne reakcije in številne eksotermne reakcije, katerih začetek zahteva začetni dovod toplote, to je začetek procesa.

Zgoraj obravnavana razvrstitev kemijskih reakcij se odraža v diagramu.

Klasifikacija kemijskih reakcij je tako kot vse druge klasifikacije pogojna. Znanstveniki so se strinjali, da bodo reakcije razdelili na določene vrste glede na značilnosti, ki so jih ugotovili. Toda večino kemičnih transformacij lahko razvrstimo v različne tipe. Na primer, označimo proces sinteze amoniaka.

To je sestavljena reakcija, redoks, eksotermna, reverzibilna, katalitična, heterogena (natančneje heterogeno-katalitična), ki se pojavi z znižanjem tlaka v sistemu. Za uspešno vodenje procesa je potrebno upoštevati vse podane informacije. Določena kemijska reakcija je vedno večkakovostna in zanjo so značilne različne lastnosti.

Številni procesi, brez katerih si našega življenja ni mogoče predstavljati (kot so dihanje, prebava, fotosinteza in podobno), so povezani z različnimi kemijskimi reakcijami organskih (in anorganskih) spojin. Oglejmo si njihove glavne vrste in podrobneje preučimo postopek, imenovan povezava (pritrditev).

Kaj je kemična reakcija?

Najprej je vredno podati splošno opredelitev tega pojava. Zadevna fraza se nanaša na različne reakcije snovi različne kompleksnosti, ki povzročijo nastanek produktov, ki se razlikujejo od prvotnih. Snovi, vključene v ta proces, se imenujejo "reagenti".

V pisni obliki so kemijske reakcije organskih spojin (in anorganskih) zapisane s posebnimi enačbami. Navzven so nekoliko podobni matematičnim primerom seštevanja. Vendar se namesto enačaja ("=") uporabljajo puščice ("→" ali "⇆"). Poleg tega je lahko včasih več snovi na desni strani enačbe kot na levi. Vse, kar je pred puščico, so snovi pred začetkom reakcije (leva stran formule). Vse za njim (desna stran) so spojine, ki nastanejo kot posledica kemičnega procesa, ki se je zgodil.

Kot primer kemijske enačbe lahko obravnavamo vodo pod vplivom električnega toka na vodik in kisik: 2H 2 O → 2H 2 + O 2. Voda je začetni reaktant, produkta pa sta kisik in vodik.

Kot drug, a bolj zapleten primer kemijske reakcije spojin lahko štejemo pojav, ki ga pozna vsaka gospodinja, ki je vsaj enkrat pekla slaščice. Govorimo o gašenju sode bikarbone z namiznim kisom. Dogajanje je ponazorjeno z naslednjo enačbo: NaHCO 3 + 2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Iz nje je razvidno, da med interakcijo natrijevega bikarbonata in kisa natrijeva sol ocetne kisline. , nastaneta voda in ogljikov dioksid.

Po svoji naravi zavzema vmesno mesto med fizičnim in jedrskim.

Za razliko od prvih lahko spojine, ki sodelujejo v kemičnih reakcijah, spremenijo svojo sestavo. To pomeni, da lahko iz atomov ene snovi nastane več drugih, kot v zgoraj omenjeni enačbi za razgradnjo vode.

Za razliko od jedrskih reakcij kemijske reakcije ne vplivajo na jedra atomov medsebojno delujočih snovi.

Katere so vrste kemijskih procesov?

Porazdelitev reakcij spojin po vrsti poteka po različnih merilih:

• Povratnost/nepovratnost.
• Prisotnost/odsotnost katalitičnih snovi in ​​procesov.
• Z absorpcijo/sproščanjem toplote (endotermne/eksotermne reakcije).
• Po številu faz: homogene/heterogene in dve hibridni sorti.
• S spreminjanjem oksidacijskih stanj medsebojno delujočih snovi.

Vrste kemijskih procesov glede na način interakcije

Ta kriterij je poseben. Z njegovo pomočjo ločimo štiri vrste reakcij: povezavo, substitucijo, razgradnjo (cepitev) in izmenjavo.

Ime vsakega od njih ustreza procesu, ki ga opisuje. Se pravi, da se združujejo, pri substituciji prehajajo v druge skupine, pri razgradnji nastane več reagentov, pri izmenjavi pa udeleženci reakcije med seboj izmenjujejo atome.

Vrste procesov glede na način interakcije v organski kemiji

Reakcije organskih spojin kljub veliki kompleksnosti potekajo po enakem principu kot anorganske. Imajo pa nekoliko drugačna imena.

Tako se reakcije kombinacije in razgradnje imenujejo "adicija", pa tudi "izločanje" (izločanje) in neposredna organska razgradnja (v tem delu kemije obstajata dve vrsti procesov cepitve).

Druge reakcije organskih spojin so substitucija (ime se ne spremeni), preureditev (izmenjava) in redoks procesi. Kljub podobnosti mehanizmov njihovega nastanka so v organski snovi bolj večplastni.

Kemijska reakcija spojine

Ob upoštevanju različnih vrst procesov, v katerih snovi vstopajo v organsko in anorgansko kemijo, se je vredno podrobneje posvetiti spojini.

Ta reakcija se od vseh drugih razlikuje po tem, da se ne glede na število reagentov na začetku na koncu vsi združijo v enega.

Kot primer se lahko spomnimo postopka gašenja apna: CaO + H 2 O → Ca(OH) 2. V tem primeru pride do reakcije med kalcijevim oksidom (živo apno) in vodikovim oksidom (voda). Posledično nastane kalcijev hidroksid (gašeno apno) in sprošča topla para. Mimogrede, to pomeni, da je ta proces resnično eksotermičen.

Reakcijska enačba spojine

Shematično lahko obravnavani proces prikažemo na naslednji način: A + BV → ABC. V tej formuli je ABC na novo nastala A je preprost reagent, BV pa je različica kompleksne spojine.

Omeniti velja, da je ta formula značilna tudi za postopek dodajanja in povezovanja.

Primeri obravnavane reakcije so interakcija natrijevega oksida in ogljikovega dioksida (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3), pa tudi žveplovega oksida s kisikom (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).

Več kompleksnih spojin je tudi sposobnih medsebojne reakcije: AB + VG → ABVG. Na primer, isti natrijev oksid in vodikov oksid: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.

Reakcijski pogoji v anorganskih spojinah

Kot je bilo prikazano v prejšnji enačbi, lahko snovi različnih stopenj kompleksnosti vstopijo v obravnavano interakcijo.

Poleg tega so za preproste reagente anorganskega izvora možne redoks reakcije spojine (A + B → AB).

Kot primer lahko upoštevamo postopek pridobivanja trivalentnega Za to se izvede spojina reakcija med klorom in ferumom (železo): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.

Če govorimo o interakciji kompleksnih anorganskih snovi (AB + VG → ABVG), se v njih lahko pojavijo procesi, ki vplivajo in ne vplivajo na njihovo valenco.

Kot ponazoritev tega velja razmisliti o primeru nastanka kalcijevega bikarbonata iz ogljikovega dioksida, vodikovega oksida (vode) in belega živilskega barvila E170 (kalcijev karbonat): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2. V tem primeru gre za klasično sestavljeno reakcijo. Med njegovim izvajanjem se valenca reagentov ne spremeni.

Nekoliko bolj napredna (od prve) kemijska enačba 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 je primer redoks procesa med interakcijo enostavnih in kompleksnih anorganskih reagentov: plina (klor) in soli (železov klorid).

Vrste adicijskih reakcij v organski kemiji

Kot je že navedeno v četrtem odstavku, se v snoveh organskega izvora zadevna reakcija imenuje "adicija". V njej praviloma sodelujejo kompleksne snovi z dvojno (ali trojno) vezjo.

Na primer, reakcija med dibrominom in etilenom, ki vodi do tvorbe 1,2-dibromoetana: (C 2 H 4) CH 2 = CH 2 + Br 2 → (C₂H₄Br₂) BrCH 2 - CH 2 Br. Mimogrede, znaki, podobni enakosti in minus ("=" in "-") v tej enačbi prikazujejo vezi med atomi kompleksne snovi. To je značilnost pisanja formul organskih snovi.

Glede na to, katera od spojin deluje kot reagent, ločimo več vrst obravnavanega postopka dodajanja:

• Hidrogenacija (molekule vodika H se dodajo pri večkratni vezi).
• Hidrohalogeniranje (dodan je vodikov halid).
• Halogeniranje (dodajanje halogenov Br 2, Cl 2 ipd.).
• Polimerizacija (tvorba snovi z visoko molekulsko maso iz več nizkomolekularnih spojin).

Primeri adicijskih reakcij (spojine)

Po naštevanju vrst obravnavanega procesa je vredno v praksi naučiti nekaj primerov reakcij spojin.

Kot ponazoritev hidrogeniranja si lahko pozoren na enačbo za interakcijo propena z vodikom, pri kateri bo nastal propan: (C 3 H 6 ) CH 3 - CH = CH 2 + H 2 → (C 3 H 8 ) CH 3 - CH 2 - CH 3.

V organski kemiji lahko pride do reakcije spojine (adicije) med klorovodikovo kislino (anorgansko snovjo) in etilenom, da nastane kloroetan: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 H 5 Cl). Predstavljena enačba je primer hidrohalogeniranja.

Kar zadeva halogeniranje, ga lahko ponazorimo z reakcijo med diklorom in etilenom, ki vodi do tvorbe 1,2-dikloroetana: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + Cl 2 → (C₂H₄Cl₂) ClCH 2 -CH 2 Cl.

Zahvaljujoč organski kemiji nastajajo številne koristne snovi. Reakcija spajanja (adicije) molekul etilena z radikalnim iniciatorjem polimerizacije pod vplivom ultravijolične svetlobe to potrjuje: n CH 2 = CH 2 (R in UV svetloba) → (-CH 2 -CH 2 -)n. Snov, ki nastane na ta način, je vsem dobro znana pod imenom polietilen.

Iz tega materiala izdelujejo različne vrste embalaže, vrečk, posod, cevi, izolacijskih materialov in še mnogo več. Posebnost te snovi je možnost njenega recikliranja. Polietilen svojo priljubljenost dolguje dejstvu, da se ne razgradi, zato imajo okoljevarstveniki do njega odklonilen odnos. Vendar pa so v zadnjih letih našli način za varno odstranjevanje polietilenskih izdelkov. Da bi to naredili, material obdelamo z dušikovo kislino (HNO 3). Po tem lahko nekatere vrste bakterij to snov razgradijo na varne sestavine.

Reakcija povezovanja (adicija) igra pomembno vlogo v naravi in ​​življenju ljudi. Poleg tega ga znanstveniki v laboratorijih pogosto uporabljajo za sintezo novih snovi za različne pomembne raziskave.

OPREDELITEV

Kemična reakcija se imenujejo transformacije snovi, pri katerih pride do spremembe njihove sestave in (ali) strukture.

Najpogosteje kemijske reakcije razumemo kot proces pretvorbe izhodnih snovi (reagentov) v končne snovi (produkte).

Kemijske reakcije so zapisane s pomočjo kemijskih enačb, ki vsebujejo formule izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov. V skladu z zakonom o ohranitvi mase je število atomov vsakega elementa na levi in ​​desni strani kemijske enačbe enako. Običajno so formule izhodnih snovi zapisane na levi strani enačbe, formule produktov pa na desni. Enakost števila atomov vsakega elementa na levi in ​​desni strani enačbe dosežemo tako, da pred formulami snovi postavimo cele stehiometrične koeficiente.

Kemijske enačbe lahko vsebujejo dodatne informacije o značilnostih reakcije: temperatura, tlak, sevanje itd., kar je označeno z ustreznim simbolom nad (ali »pod«) znakom enačaja.

Vse kemijske reakcije lahko združimo v več razredov, ki imajo določene značilnosti.

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na število in sestavo izhodnih in nastalih snovi

Po tej klasifikaciji delimo kemijske reakcije na reakcije povezovanja, razgradnje, substitucije in izmenjave.

Kot rezultat reakcije spojin iz dveh ali več (kompleksnih ali enostavnih) snovi nastane ena nova snov. Na splošno bo enačba za takšno kemično reakcijo videti takole:

Na primer:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Reakcije spojine so v večini primerov eksotermne, tj. nadaljujte s sproščanjem toplote. Če so v reakciji udeležene enostavne snovi, potem so takšne reakcije najpogosteje redoks reakcije (ORR), tj. nastanejo s spremembami oksidacijskih stanj elementov. Nemogoče je nedvoumno reči, ali bo reakcija spojine med kompleksnimi snovmi razvrščena kot ORR.

Reakcije, ki povzročijo nastanek več drugih novih snovi (kompleksnih ali enostavnih) iz ene kompleksne snovi, so razvrščene kot reakcije razgradnje. Na splošno bo enačba za kemijsko reakcijo razgradnje videti takole:

Na primer:

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 + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (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)

Večina reakcij razgradnje poteka pri segrevanju (1,4,5). Možna razgradnja pod vplivom električnega toka (2). Razgradnja kristaliničnih hidratov, kislin, baz in soli kislin, ki vsebujejo kisik (1, 3, 4, 5, 7), poteka brez spreminjanja oksidacijskih stanj elementov, tj. te reakcije niso povezane z ODD. Reakcije razgradnje ORR vključujejo razgradnjo oksidov, kislin in soli, ki jih tvorijo elementi v višjih oksidacijskih stopnjah (6).

Reakcije razgradnje najdemo tudi v organski kemiji, vendar pod drugimi imeni - krekiranje (8), dehidrogenacija (9):

C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

pri substitucijske reakcije enostavna snov medsebojno deluje s kompleksno snovjo, pri čemer nastane nova preprosta in nova kompleksna snov. Na splošno bo enačba za kemično substitucijsko reakcijo videti takole:

Na primer:

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2 (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)

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl (7)

Večina substitucijskih reakcij je redoks (1 – 4, 7). Primerov reakcij razgradnje, pri katerih ne pride do spremembe oksidacijskih stanj, je malo (5, 6).

Reakcije izmenjave so reakcije, ki potekajo med kompleksnimi snovmi, pri katerih izmenjujejo svoje sestavne dele. Običajno se ta izraz uporablja za reakcije, ki vključujejo ione v vodni raztopini. Na splošno bo enačba za reakcijo kemične izmenjave videti takole:

AB + CD = AD + CB

Na primer:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)

Reakcije izmenjave niso redoks. Poseben primer teh reakcij izmenjave je reakcija nevtralizacije (reakcija kislin z alkalijami) (2). Reakcije izmenjave potekajo v smeri, ko se vsaj ena od snovi odstrani iz reakcijske krogle v obliki plinaste snovi (3), oborine (4, 5) ali slabo disociirajoče spojine, največkrat vode (1, 2). ).

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na spremembe oksidacijskih stanj

Glede na spremembo oksidacijskih stanj elementov, ki sestavljajo reagente in reakcijske produkte, so vse kemijske reakcije razdeljene na redoks reakcije (1, 2) in tiste, ki potekajo brez spremembe oksidacijskega stanja (3, 4).

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

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (redukcijsko sredstvo)

C 4+ + 4e = C 0 (oksidant)

FeS 2 + 8HNO 3 (konc.) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (redukcijsko sredstvo)

N 5+ +3e = N 2+ (oksidant)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

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

Razvrstitev kemijskih reakcij po toplotnem učinku

Glede na to, ali se med reakcijo sprosti ali absorbira toplota (energija), vse kemijske reakcije pogojno delimo na eksotermne (1, 2) oziroma endotermne (3). Količina toplote (energije), ki se sprosti ali absorbira med reakcijo, se imenuje toplotni učinek reakcije. Če enačba kaže količino sproščene ali absorbirane toplote, potem se takšne enačbe imenujejo termokemične.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 kJ (1)

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

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na smer reakcije

Glede na smer reakcije ločimo reverzibilne (kemični procesi, katerih produkti lahko reagirajo med seboj pod enakimi pogoji, v katerih so bili pridobljeni, da tvorijo izhodne snovi) in ireverzibilne (kemični procesi, katerih produkti niso lahko reagirajo med seboj, da tvorijo izhodne snovi).

Za reverzibilne reakcije je enačba v splošni obliki običajno zapisana takole:

A + B ↔ AB

Na primer:

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

Primeri ireverzibilnih reakcij vključujejo naslednje reakcije:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

Dokaz ireverzibilnosti reakcije je lahko sproščanje plinaste snovi, oborine ali slabo disociirajoče spojine, največkrat vode, kot produkta reakcije.

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na prisotnost katalizatorja

S tega vidika ločimo katalitične in nekatalitske reakcije.

Katalizator je snov, ki pospeši potek kemične reakcije. Reakcije, ki potekajo s sodelovanjem katalizatorjev, imenujemo katalitične. Nekatere reakcije sploh ne morejo potekati brez prisotnosti katalizatorja:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2)

Pogosto eden od produktov reakcije služi kot katalizator, ki to reakcijo pospeši (avtokatalitične reakcije):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, kjer je Me kovina.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1