ühendusreaktsioon. Ühendusreaktsiooni näited

MÄÄRATLUS

Keemiline reaktsioon nimetatakse ainete muundumiseks, mille käigus muutub nende koostis ja (või) struktuur.

Kõige sagedamini mõistetakse keemiliste reaktsioonide all algainete (reaktiivide) lõppaineteks (produktideks) muutmise protsessi.

Keemilised reaktsioonid kirjutatakse keemiliste võrrandite abil, mis sisaldavad lähteainete ja reaktsioonisaaduste valemeid. Massi jäävuse seaduse kohaselt on iga elemendi aatomite arv keemilise võrrandi vasakul ja paremal küljel sama. Tavaliselt kirjutatakse võrrandi vasakule poolele lähteainete valemid, paremale aga saaduste valemid. Iga elemendi aatomite arvu võrdsus võrrandi vasakus ja paremas osas saavutatakse täisarvuliste stöhhiomeetriliste koefitsientide asetamisega ainete valemite ette.

Keemilised võrrandid võivad sisaldada lisateavet reaktsiooni tunnuste kohta: temperatuur, rõhk, kiirgus jne, mida tähistab vastav sümbol võrdusmärgi kohal (või "all").

Kõik keemilised reaktsioonid võib rühmitada mitmesse klassi, millel on teatud omadused.

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon lähte- ja tekkivate ainete arvu ja koostise järgi

Selle klassifikatsiooni järgi jagunevad keemilised reaktsioonid kombinatsiooni-, lagunemis-, asendus-, vahetusreaktsioonideks.

Tulemusena liitreaktsioonid kahest või enamast (keerulisest või lihtsast) ainest moodustub üks uus aine. Üldiselt näeb sellise keemilise reaktsiooni võrrand välja järgmine:

Näiteks:

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

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

2Mg + O 2 \u003d 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Kombinatsioonireaktsioonid on enamikul juhtudel eksotermilised, s.t. voolab koos soojuse vabanemisega. Kui reaktsioonis osalevad lihtained, siis on sellisteks reaktsioonideks enamasti redoksreaktsioon (ORD), s.o. tekivad koos elementide oksüdatsiooniastmete muutumisega. On võimatu ühemõtteliselt öelda, kas ühendi reaktsiooni kompleksainete vahel saab seostada OVR-iga.

Reaktsioonid, mille käigus ühest kompleksainest moodustub mitu uut ainet (keeruline või lihtne), klassifitseeritakse lagunemisreaktsioonid. Üldiselt näeb keemilise lagunemisreaktsiooni võrrand välja järgmine:

Näiteks:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

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

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

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

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

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

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

Enamik lagunemisreaktsioone kulgeb kuumutamisel (1, 4, 5). Lagunemine elektrivoolu toimel on võimalik (2). Hapnikku sisaldavate hapete (1, 3, 4, 5, 7) kristalsete hüdraatide, hapete, aluste ja soolade lagunemine toimub elementide oksüdatsiooniasteid muutmata, s.t. need reaktsioonid ei kehti OVR-i kohta. OVR-i lagunemisreaktsioonid hõlmavad oksiidide, hapete ja soolade lagunemist, mis on moodustunud kõrgemates oksüdatsiooniastmetes (6).

Lagunemisreaktsioone leidub ka orgaanilises keemias, kuid muude nimetuste all - krakkimine (8), dehüdrogeenimine (9):

C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2 H 2 (9)

Kell asendusreaktsioonid lihtaine interakteerub keerulisega, moodustades uue lihtsa ja uue kompleksaine. Üldiselt näeb keemilise asendusreaktsiooni võrrand välja järgmine:

Näiteks:

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (2)

2KBr + Cl 2 \u003d 2KCl + Br 2 (3)

2KSlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2 (4)

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

Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 = ZCaSiO 3 + P 2 O 5 (6)

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

Asendusreaktsioonid on enamasti redoksreaktsioonid (1–4, 7). Näiteid lagunemisreaktsioonidest, mille käigus oksüdatsiooniaste ei muutu, on vähe (5, 6).

Vahetusreaktsioonid nimetatakse reaktsioonideks, mis toimuvad komplekssete ainete vahel, mille käigus nad vahetavad oma koostisosi. Tavaliselt kasutatakse seda terminit reaktsioonide kohta, mis hõlmavad ioone vesilahuses. Üldiselt näeb keemilise vahetuse reaktsiooni võrrand välja järgmine:

AB + CD = AD + CB

Näiteks:

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

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O (2)

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

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

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

Vahetusreaktsioonid ei ole redoksreaktsioonid. Nende vahetusreaktsioonide erijuht on neutraliseerimisreaktsioonid (hapete ja leeliste vastasmõju reaktsioonid) (2). Vahetusreaktsioonid kulgevad suunas, kus vähemalt üks ainetest eemaldatakse reaktsioonisfäärist gaasilise aine (3), sademe (4, 5) või vähedissotsieeruva ühendi, kõige sagedamini vee (1, 2).

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon oksüdatsiooniastmete muutuste järgi

Sõltuvalt reagendid ja reaktsioonisaadused moodustavate elementide oksüdatsiooniastmete muutumisest jagunevad kõik keemilised reaktsioonid redoks- (1, 2) ja oksüdatsiooniastet muutmata toimuvateks (3, 4).

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

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

C 4+ + 4e \u003d C 0 (oksüdeeriv aine)

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

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

N 5+ + 3e \u003d N 2+ (oksüdeeriv aine)

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

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

Keemiliste reaktsioonide klassifitseerimine termilise efekti järgi

Sõltuvalt sellest, kas reaktsiooni käigus eraldub või neeldub soojust (energiat), jagunevad kõik keemilised reaktsioonid tinglikult vastavalt ekso- (1, 2) ja endotermilisteks (3). Reaktsiooni käigus vabanenud või neeldunud soojuse (energia) hulka nimetatakse reaktsioonisoojuseks. Kui võrrand näitab eralduva või neeldunud soojuse hulka, siis nimetatakse selliseid võrrandeid termokeemilisteks.

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

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

N 2 + O 2 \u003d 2NO - 90,4 kJ (3)

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon reaktsiooni suuna järgi

Reaktsiooni suuna järgi eristatakse pöörduvaid (keemilised protsessid, mille produktid on võimelised üksteisega reageerima samadel tingimustel, milles need saadakse, koos lähteainete moodustumisega) ja pöördumatud (keemilised protsessid, mille produktid ei suuda omavahel reageerida lähteainete moodustumisega).

Pööratavate reaktsioonide korral kirjutatakse võrrand üldkujul tavaliselt järgmiselt:

A + B ↔ AB

Näiteks:

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

Pöördumatute reaktsioonide näideteks on järgmised reaktsioonid:

2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Reaktsiooni pöördumatuse tõendid võivad olla gaasilise aine, sademe või vähedissotsieeruva ühendi, enamasti vee, reaktsioonisaadused.

Keemiliste reaktsioonide klassifitseerimine katalüsaatori olemasolu järgi

Sellest vaatenurgast eristatakse katalüütilisi ja mittekatalüütilisi reaktsioone.

Katalüsaator on aine, mis kiirendab keemilist reaktsiooni. Katalüsaatoritega seotud reaktsioone nimetatakse katalüütiliseks. Mõned reaktsioonid on üldiselt võimatud ilma katalüsaatorita:

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

Sageli toimib üks reaktsiooniproduktidest katalüsaatorina, mis seda reaktsiooni kiirendab (autokatalüütilised reaktsioonid):

MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, kus Me on metall.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

7.1. Peamised keemiliste reaktsioonide liigid

Ainete muundumisi, millega kaasneb nende koostise ja omaduste muutumine, nimetatakse keemilisteks reaktsioonideks või keemilisteks interaktsioonideks. Keemilistes reaktsioonides aatomituumade koostis ei muutu.

Nähtusi, mille puhul muutub ainete kuju või füüsikaline olek või muutub aatomituumade koostis, nimetatakse füüsikalisteks. Füüsikaliste nähtuste näide on metallide kuumtöötlemine, mille käigus nende kuju muutub (sepistamine), metallide sulamine, joodi sublimatsioon, vee muutumine jääks või auruks jne, samuti tuumareaktsioonid, mille tagajärjel aatomid moodustuvad mõnede elementide teiste elementide aatomitest.

Keemiliste nähtustega võivad kaasneda füüsikalised muutused. Näiteks galvaanilises elemendis toimuvate keemiliste reaktsioonide tulemusena tekib elektrivool.

Keemilised reaktsioonid klassifitseeritakse erinevate kriteeriumide järgi.

1. Soojusefekti märgi järgi jagunevad kõik reaktsioonid endotermiline(soojuse neeldumisega voolav) ja eksotermiline(soojuse eraldumisega voolav) (vt § 6.1).

2. Lähteainete ja reaktsioonisaaduste agregatsiooni oleku järgi on:

homogeensed reaktsioonid, milles kõik ained on samas faasis:

2 KOH (p-p) + H2SO4 (p-p) = K2SO (p-p) + 2 H2O (g),

CO (g) + Cl 2 (g) \u003d COCl 2 (g),

SiO 2 (c) + 2 Mg (c) \u003d Si (c) + 2 MgO (c).

heterogeensed reaktsioonid ained, mis on erinevates faasides:

CaO (c) + CO 2 (g) \u003d CaCO 3 (c),

CuSO 4 (lahus) + 2 NaOH (lahus) \u003d Cu (OH) 2 (c) + Na 2 SO 4 (lahus),

Na 2 SO 3 (lahus) + 2HCl (lahus) \u003d 2 NaCl (lahus) + SO 2 (g) + H 2 O (l).

3. Vastavalt võimele voolata ainult edasisuunas, samuti edasi- ja tagasisuunas eristavad nad pöördumatu ja pööratav keemilised reaktsioonid (vt § 6.5).

4. Katalüsaatorite olemasolu või puudumise järgi nad eristavad katalüütiline ja mittekatalüütiline reaktsioonid (vt § 6.5).

5. Keemiliste reaktsioonide mehhanismi järgi jagunevad need iooniline, radikaalne ja teised (orgaaniliste ühendite osalusel toimuvate keemiliste reaktsioonide mehhanismi käsitletakse orgaanilise keemia käigus).

6. Vastavalt reagendid moodustavate aatomite oksüdatsiooniastmetele toimuvad reaktsioonid oksüdatsiooni olekus ei muutu aatomite ja aatomite oksüdatsiooniastme muutumisega ( redoksreaktsioonid) (vt § 7.2) .

7. Lähteainete ja reaktsioonisaaduste koostise muutumise järgi eristatakse reaktsioone ühend, lagunemine, asendamine ja vahetus. Need reaktsioonid võivad toimuda nii elementide oksüdatsiooniastmete muutumisega kui ka ilma, tabel . 7.1.

Tabel 7.1

Keemiliste reaktsioonide tüübid

	Üldskeem	Näited reaktsioonidest, mis toimuvad ilma elementide oksüdatsiooniastet muutmata	Redoksreaktsioonide näited
Ühendused (kahest või enamast ainest moodustub üks uus aine)		HCl + NH3 \u003d NH4Cl; SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4	H2 + Cl2 \u003d 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
laiendused (ühest ainest tekib mitu uut ainet)	A = B + C + D	MgCO 3 MgO + CO 2; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O	2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2
Asendused (ainete interaktsiooni käigus asendavad ühe aine aatomid molekulis teise aine aatomeid)	A + BC = AB + C	CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2	Pb(NO3)2 + Zn = Zn(NO3)2 + Pb; Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2
(kaks ainet vahetavad oma koostisosi, moodustades kaks uut ainet)	AB + CD = AD + CB	AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl; Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

7.2. Redoksreaktsioonid

Nagu eespool mainitud, on kõik keemilised reaktsioonid jagatud kahte rühma:

Reagente moodustavate aatomite oksüdatsiooniastme muutumisel toimuvaid keemilisi reaktsioone nimetatakse redoksreaktsioonideks.

Oksüdatsioon on elektronide loovutamise protsess aatomi, molekuli või iooni kaudu:

Na o - 1e \u003d Na +;

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+;

H2o-2e \u003d 2H+;

2 Br - - 2e \u003d Br 2 o.

Taastumine on aatomile, molekulile või ioonile elektronide lisamise protsess:

S o + 2e = S 2–;

Cr 3+ + e \u003d Cr 2+;

Cl 2 o + 2e \u003d 2Cl -;

Mn 7+ + 5e \u003d Mn 2+.

Nimetatakse aatomeid, molekule või ioone, mis võtavad vastu elektrone oksüdeerijad. restauraatorid on aatomid, molekulid või ioonid, mis loovutavad elektrone.

Võttes elektrone, redutseeritakse reaktsiooni käigus oksüdeerija ja redutseerija oksüdeeritakse. Oksüdatsiooniga kaasneb alati redutseerimine ja vastupidi. Sellel viisil, redutseerija poolt loovutatud elektronide arv on alati võrdne oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arvuga.

7.2.1. Oksüdatsiooni olek

Oksüdatsiooniaste on ühendis oleva aatomi tingimuslik (formaalne) laeng, mis arvutatakse eeldusel, et see koosneb ainult ioonidest. Oksüdatsiooniastet tähistatakse tavaliselt araabia numbriga elemendi sümboli peal koos märgiga "+" või "-". Näiteks Al 3+, S 2–.

Oksüdatsiooniastmete leidmiseks juhinduge järgmistest reeglitest:

aatomite oksüdatsiooniaste lihtainetes on null;

aatomite oksüdatsiooniastmete algebraline summa molekulis on null, kompleksioonis - iooni laeng;

leelismetalli aatomite oksüdatsiooniaste on alati +1;

vesinikuaatom mittemetallidega ühendites (CH 4, NH 3 jne) näitab oksüdatsiooniastet +1 ja aktiivsete metallide puhul on selle oksüdatsiooniaste -1 (NaH, CaH 2 jne);

fluoriaatomi oksüdatsiooniaste ühendites on alati –1;

hapnikuaatomi oksüdatsiooniaste ühendites on tavaliselt -2, välja arvatud peroksiidid (H 2 O 2, Na 2 O 2), milles hapniku oksüdatsiooniaste on -1 ja mõned teised ained (superoksiidid, osoniidid) , hapnikufluoriidid).

Rühma elementide maksimaalne positiivne oksüdatsiooniaste on tavaliselt võrdne rühma arvuga. Erandiks on fluor, hapnik, kuna nende kõrgeim oksüdatsiooniaste on madalam kui rühma arv, milles nad asuvad. Vase alarühma elemendid moodustavad ühendeid, milles nende oksüdatsiooniaste ületab rühmaarvu (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Periooditabeli peamiste alarühmade elementide maksimaalse negatiivse oksüdatsiooniastme saab määrata, lahutades rühma numbri kaheksast. Süsiniku puhul on see 8–4 \u003d 4, fosfori puhul 8–5 \u003d 3.

Peamistes alarühmades ülalt alla liikudes kõrgeima positiivse oksüdatsiooniastme stabiilsus langeb, sekundaarsetes alarühmades, vastupidi, tõuseb kõrgemate oksüdatsiooniastmete stabiilsus ülalt alla.

Oksüdatsiooniastme mõiste tinglikkust saab demonstreerida mõne anorgaanilise ja orgaanilise ühendi näitel. Eelkõige fosfiini (fosfor) H 3 RO 2, fosfoon (fosfor) H 3 RO 3 ja fosforhapete H 3 RO 4 puhul on fosfori oksüdatsiooniaste vastavalt +1, +3 ja +5, samas kui kõigis nendes ühendites fosfor on viievalentne. Metaanis oleva süsiniku CH 4, metanooli CH 3 OH, formaldehüüdi CH 2 O, sipelghappe HCOOH ja süsinikmonooksiidi (IV) CO 2 puhul on süsiniku oksüdatsiooniastmed vastavalt –4, –2, 0, +2 ja +4 , samas kui kõigi nende ühendite süsinikuaatomi valents on neli.

Hoolimata asjaolust, et oksüdatsiooniaste on tingimuslik mõiste, kasutatakse seda laialdaselt redoksreaktsioonide ettevalmistamisel.

7.2.2. Olulisemad oksüdeerivad ja redutseerivad ained

Tüüpilised oksüdeerivad ained on:

1. Lihtained, mille aatomitel on kõrge elektronegatiivsus. Need on esiteks perioodilise süsteemi VI ja VII rühma peamiste alarühmade elemendid: hapnik, halogeenid. Lihtainetest on kõige võimsam oksüdeerija fluor.

2. Mõnda metallikatioone sisaldavad ühendid kõrges oksüdatsiooniastmes: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ jne.

3. Mõnda kompleksaniooni sisaldavad ühendid, mille elemendid on kõrges positiivses oksüdatsiooniastmes: 2–, – – jne.

Restauraatorite hulka kuuluvad:

1. Lihtained, mille aatomite elektronegatiivsus on madal – aktiivsed metallid. Mittemetallidel, nagu vesinik ja süsinik, võivad samuti olla redutseerivad omadused.

2. Mõned metalliühendid, mis sisaldavad katioone (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), mis elektrone loovutades võivad suurendada nende oksüdatsiooniastet.

3. Mõned ühendid, mis sisaldavad selliseid lihtsaid ioone nagu näiteks I -, S 2-.

4. Kompleksioone (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2– sisaldavad ühendid, milles elemendid võivad elektrone loovutades tõsta oma positiivset oksüdatsiooniastet.

Laboripraktikas kasutatakse kõige sagedamini järgmisi oksüdeerivaid aineid:

kaaliumpermanganaat (KMnO 4);

kaaliumdikromaat (K 2 Cr 2 O 7);

lämmastikhape (HNO 3);

kontsentreeritud väävelhape (H2SO4);

vesinikperoksiid (H 2 O 2);

mangaani (IV) ja plii (IV) oksiidid (MnO 2, PbO 2);

sula kaaliumnitraat (KNO 3) ja mõnede teiste nitraatide sulamid.

Laboripraktikas kasutatavate redutseerivate ainete hulka kuuluvad:

• magneesium (Mg), alumiinium (Al) ja muud aktiivsed metallid;
• vesinik (H2) ja süsinik (C);
• kaaliumjodiid (KI);
• naatriumsulfiid (Na2S) ja vesiniksulfiid (H2S);
• naatriumsulfit (Na2S03);
• tinakloriid (SnCl 2).

7.2.3. Redoksreaktsioonide klassifikatsioon

Redoksreaktsioonid jagunevad tavaliselt kolme tüüpi: molekulidevahelised, molekulisisesed ja di(iseoksüdatsioon-isetaastus).

Molekulidevahelised reaktsioonid tekivad erinevates molekulides olevate aatomite oksüdatsiooniastme muutumisel. Näiteks:

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

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

To intramolekulaarsed reaktsioonid hõlmab selliseid reaktsioone, milles oksüdeeriv aine ja redutseerija on osa samast molekulist, näiteks:

(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 .

AT ebaproportsionaalsuse reaktsioonid(iseoksüdatsioon-iseparanemine) sama elemendi aatom (ioon) on nii oksüdeerija kui ka redutseerija:

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

2 NO 2 + 2 NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.

7.2.4. Redoksreaktsioonide koostamise põhireeglid

Redoksreaktsioonide valmistamine viiakse läbi vastavalt tabelis esitatud etappidele. 7.2.

Tabel 7.2

Redoksreaktsioonide võrrandite koostamise etapid

	Tegevus
	Määrake oksüdeerija ja redutseerija.
	Määrake redoksreaktsiooni produktid.
	Koostage elektronide tasakaal ja kasutage seda oksüdatsiooniastet muutvate ainete koefitsientide korraldamiseks.
	Järjesta teiste redoksreaktsioonis osalevate ja tekkivate ainete koefitsiendid.
	Kontrollige koefitsientide õiget paigutust, lugedes kokku reaktsioonivõrrandi vasakul ja paremal pool paiknevate aatomite (tavaliselt vesiniku ja hapniku) ainekogused.

Mõelge redoksreaktsioonide koostamise reeglitele, kasutades näidet kaaliumsulfiti ja kaaliumpermanganaadi interaktsioonist happelises keskkonnas:

1. Oksüdeeriva aine ja redutseerija määramine

Mangaan, mis on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, ei saa elektrone loovutada. Mn 7+ võtab vastu elektrone, st. on oksüdeeriv aine.

S 4+ ioon võib loovutada kaks elektroni ja minna S 6+ , st. on restauraator. Seega on vaadeldavas reaktsioonis K2S03 redutseerija ja KMnO4 oksüdeeriv aine.

2. Reaktsiooniproduktide moodustamine

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4?

Andes elektronile kaks elektroni, läheb S 4+ S 6+-ks. Kaaliumsulfit (K 2 SO 3) muutub seega sulfaadiks (K 2 SO 4). Happelises keskkonnas võtab Mn 7+ vastu 5 elektroni ja väävelhappe lahuses (söötmes) moodustab mangaansulfaat (MnSO 4). Selle reaktsiooni tulemusena moodustuvad ka täiendavad kaaliumsulfaadi molekulid (permanganaadi moodustavate kaaliumiioonide tõttu), samuti vee molekulid. Seega võib vaadeldava reaktsiooni kirjutada järgmiselt:

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

3. Elektronbilansi koostamine

Elektronide tasakaalu koostamiseks on vaja märkida need oksüdatsiooniastmed, mis vaadeldavas reaktsioonis muutuvad:

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 \u003d Mn 2+;

S 4+ - 2 e \u003d S 6+.

Redutseerija poolt loovutatud elektronide arv peab olema võrdne oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arvuga. Seetõttu peaks reaktsioonis osalema kaks Mn 7+ ja viis S 4+:

Mn 7+ + 5 e \u003d Mn 2+ 2,

S 4+ - 2 e \u003d S 6+ 5.

Seega on redutseeriva aine (10) poolt loovutatud elektronide arv võrdne oksüdeeriva aine (10) poolt vastuvõetud elektronide arvuga.

4. Koefitsientide paigutus reaktsioonivõrrandis

Vastavalt elektronide tasakaalule on vaja K 2 SO 3 ette panna koefitsient 5 ja KMnO 4 ette 2. Paremal küljel paneme kaaliumsulfaadi ette koefitsiendi 6, kuna viiele K 2 SO 4 molekulile, mis moodustuvad kaaliumsulfiti K 2 SO 4 oksüdatsiooni käigus permanganaadi moodustavate kaaliumioonide sidumise tulemusena, lisatakse üks molekul. Kuna oksüdeeriva ainena osalevad reaktsioonis kaks permanganaadi molekulid, moodustuvad ka paremal küljel kaks mangaansulfaadi molekulid. Reaktsiooniproduktide (kaalium- ja mangaaniioonid, mis on osa permanganaadist) sidumiseks on vajalik kolm väävelhappe molekulid, mistõttu reaktsiooni tulemusena kolm vee molekulid. Lõpuks saame:

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. Koefitsientide õige paigutuse kontrollimine reaktsioonivõrrandis

Hapnikuaatomite arv reaktsioonivõrrandi vasakul küljel on:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

Paremal küljel on see number:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Reaktsioonivõrrandi vasakul küljel on vesinikuaatomite arv kuus ja see vastab nende aatomite arvule reaktsioonivõrrandi paremal küljel.

7.2.5. Näited redoksreaktsioonidest, mis hõlmavad tüüpilisi oksüdeerivaid ja redutseerivaid aineid

7.2.5.1. Molekulidevahelised oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid

Allpool käsitletakse näidetena redoksreaktsioone, mis hõlmavad kaaliumpermanganaati, kaaliumdikromaati, vesinikperoksiidi, kaaliumnitritit, kaaliumjodiidi ja kaaliumsulfiidi. Redoksreaktsioone, mis hõlmavad muid tüüpilisi oksüdeerivaid ja redutseerivaid aineid, käsitletakse juhendi teises osas (“Anorgaaniline keemia”).

Kaaliumpermanganaadiga seotud redoksreaktsioonid

Sõltuvalt keskkonnast (happeline, neutraalne, aluseline) annab kaaliumpermanganaat, mis toimib oksüdeeriva ainena, erinevaid redutseerimisprodukte, joon. 7.1.

Riis. 7.1. Kaaliumpermanganaadi redutseerimisproduktide moodustumine erinevates keskkondades

Allpool on toodud KMnO4 reaktsioonid redutseeriva agensina kaaliumsulfiidiga erinevates keskkondades, illustreerides skeemi, joonis fig. 7.1. Nendes reaktsioonides on sulfiidiooni oksüdatsiooniproduktiks vaba väävel. Aluselises keskkonnas ei osale KOH molekulid reaktsioonis, vaid määravad ainult kaaliumpermanganaadi redutseerimisprodukti.

5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 \u003d 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.

Redoksreaktsioonid, mis hõlmavad kaaliumdikromaati

Happelises keskkonnas on kaaliumdikromaat tugev oksüdeerija. K 2 Cr 2 O 7 ja kontsentreeritud H 2 SO 4 (kroompiik) segu kasutatakse laboripraktikas laialdaselt oksüdeeriva ainena. Redutseerijaga suhtlemisel võtab üks kaaliumdikromaadi molekul vastu kuus elektroni, moodustades kolmevalentsed kroomiühendid:

6 FeSO 4 + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 \u003d 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 \u003d 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.

Redoksreaktsioonid, mis hõlmavad vesinikperoksiidi ja kaaliumnitritit

Vesinikperoksiidil ja kaaliumnitritil on valdavalt oksüdeerivad omadused:

H 2 S + H 2 O 2 \u003d S + 2 H 2 O,

2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 \u003d I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,

Tugevate oksüdeerivate ainetega (näiteks KMnO 4) koostoimel toimivad vesinikperoksiid ja kaaliumnitrit aga redutseeriva ainena:

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.

Tuleb märkida, et sõltuvalt keskkonnast redutseeritakse vesinikperoksiidi vastavalt joonisel fig. 7.2.

Riis. 7.2. Vesinikperoksiidi redutseerimise võimalikud tooted

Sel juhul moodustuvad reaktsioonide tulemusena vee- või hüdroksiidioonid:

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 \u003d I 2 + 2 KOH.

7.2.5.2. Intramolekulaarsed redoksreaktsioonid

Intramolekulaarsed redoksreaktsioonid kulgevad reeglina ainete kuumutamisel, mille molekulid sisaldavad redutseerijat ja oksüdeerivat ainet. Molekulisiseste redutseerimis-oksüdatsioonireaktsioonide näideteks on nitraatide ja kaaliumpermanganaadi termilise lagunemise protsessid:

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. Disproportsionaalsuse reaktsioonid

Nagu eespool märgitud, on disproportsioonireaktsioonides sama aatom (ioon) nii oksüdeerija kui ka redutseerija. Mõelge seda tüüpi reaktsioonide koostamise protsessile, kasutades väävli ja leelise interaktsiooni näidet.

Väävli iseloomulikud oksüdatsiooniastmed: – 2, 0, +4 ja +6. Redutseerijana loovutab elementaarne väävel 4 elektroni:

Niisiis – 4e = S 4+.

Väävel – Oksüdeeriv aine võtab vastu kaks elektroni:

S o + 2e \u003d S 2–.

Seega tekivad väävli disproportsioonireaktsiooni tulemusena ühendid, mille elemendi oksüdatsiooniastmed – 2 ja parem +4:

3 S + 6 KOH \u003d 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.

Kui lämmastikoksiid (IV) on leelises disproportsionaalne, saadakse nitrit ja nitraat - ühendid, milles lämmastiku oksüdatsiooniaste on vastavalt +3 ja +5:

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

Kloori disproportsioon külmas leelislahuses põhjustab hüpokloriti ja kuumas - kloraadi moodustumist:

Cl 0 2 + 2 KOH \u003d KCl - + KCl + O + H 2 O,

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

7.3. Elektrolüüs

Redoksprotsessi, mis toimub lahustes või sulab, kui neid läbib alalisvool, nimetatakse elektrolüüsiks. Sel juhul oksüdeeritakse anioonid positiivsel elektroodil (anoodil). Katioonid redutseeritakse negatiivse elektroodi (katoodi) juures.

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

Elektrolüütide vesilahuste elektrolüüsi ajal koos lahustunud aine muundumisega võivad vesinikioonide ja vee hüdroksiidioonide osalusel toimuda elektrokeemilised protsessid:

katood (-): 2 H + + 2e \u003d H 2,

anood (+): 4 OH - - 4e \u003d O 2 + 2 H 2 O.

Sel juhul toimub katoodi taastumisprotsess järgmiselt:

1. Aktiivsed metallikatioonid (kuni Al 3+ kaasa arvatud) katoodil ei redutseerita, selle asemel redutseeritakse vesinik.

2. Metalli katioonid, mis asuvad standardsete elektroodipotentsiaalide jadas (pingete jadas) vesinikust paremal, redutseeritakse elektrolüüsi käigus katoodil vabadeks metallideks.

3. Al 3+ ja H + vahel paiknevad metallikatioonid redutseeritakse katoodil samaaegselt vesiniku katiooniga.

Anoodil vesilahustes toimuvad protsessid sõltuvad ainest, millest anood on valmistatud. Seal on lahustumatud anoodid ( inertne) ja lahustuv ( aktiivne). Inertsete anoodide materjalina kasutatakse grafiiti või plaatinat. Lahustuvad anoodid on valmistatud vasest, tsingist ja muudest metallidest.

Inertse anoodiga lahuste elektrolüüsil võivad tekkida järgmised tooted:

1. Halogeniidioonide oksüdatsiooni käigus eralduvad vabad halogeenid.

2. SO 2 2– , NO 3 – , PO 4 3– anioone sisaldavate lahuste elektrolüüsil eraldub hapnik, s.o. anoodil ei oksüdeeru need ioonid, vaid veemolekulid.

Arvestades ülaltoodud reegleid, vaatleme näiteks NaCl, CuSO 4 ja KOH vesilahuste elektrolüüsi inertsete elektroodidega.

üks). Lahuses lahustub naatriumkloriid ioonideks.

Paljud protsessid, ilma milleta on võimatu meie elu ette kujutada (nagu hingamine, seedimine, fotosüntees ja muu sarnane), on seotud orgaaniliste (ja anorgaaniliste) ühendite erinevate keemiliste reaktsioonidega. Vaatame nende peamisi tüüpe ja peatume üksikasjalikumalt protsessil, mida nimetatakse ühendamiseks (manustamine).

Mida nimetatakse keemiliseks reaktsiooniks

Kõigepealt tasub anda selle nähtuse üldine definitsioon. Vaadeldav fraas viitab erineva keerukusega ainete erinevatele reaktsioonidele, mille tulemusena moodustuvad algsetest erinevad tooted. Selles protsessis osalevaid aineid nimetatakse "reaktiivideks".

Kirjalikult kirjutatakse orgaaniliste (ja anorgaaniliste) ühendite keemiline reaktsioon spetsiaalsete võrrandite abil. Väliselt on need natuke nagu liitmise matemaatilised näited. Võrdsusmärgi ("=") asemel kasutatakse aga nooli ("→" või "⇆"). Lisaks võib võrrandi paremal küljel olla mõnikord rohkem aineid kui vasakul. Kõik enne noolt on ained enne reaktsiooni algust (valemi vasak pool). Kõik peale seda (parem pool) on toimunud keemilise protsessi tulemusena tekkinud ühendid.

Keemilise võrrandi näitena võime vaadelda vee muutumist vesinikuks ja hapnikuks elektrivoolu mõjul: 2H 2 O → 2H 2 + O 2. Esialgne reagent on vesi ning saadused hapnik ja vesinik.

Teise, kuid keerukama näitena ühendite keemilisest reaktsioonist võib pidada nähtust, mis on tuttav igale perenaisele, kes on vähemalt korra maiustusi küpsetanud. Jutt käib söögisooda kustutamisest lauaäädikaga. Käimasolevat tegevust illustreeritakse järgmise võrrandiga: NaHCO 3 +2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Sellest on selge, et naatriumvesinikkarbonaadi ja äädika koostoimes tekib äädikhappe naatriumsool moodustuvad hape, vesi ja süsihappegaas.

Oma olemuselt on see füüsilise ja tuuma vahel vahepealsel positsioonil.

Erinevalt esimesest on keemilistes reaktsioonides osalevad ühendid võimelised oma koostist muutma. See tähendab, et ühe aine aatomitest võib moodustada mitu teist, nagu ülaltoodud vee lagunemise võrrandis.

Erinevalt tuumareaktsioonidest ei mõjuta keemilised reaktsioonid interakteeruvate ainete aatomite tuumasid.

Millised on keemiliste protsesside liigid

Ühendite reaktsioonide jaotus tüübi järgi toimub erinevate kriteeriumide järgi:

• Pöörduvus / pöördumatus.
• Katalüüsivate ainete ja protsesside olemasolu/puudumine.
• Soojuse neeldumise / vabanemise teel (endotermilised / eksotermilised reaktsioonid).
• Faaside arvu järgi: homogeenne / heterogeenne ja kaks hübriidsorti.
• Muutes interakteeruvate ainete oksüdatsiooniastmeid.

Keemiliste protsesside tüübid vastastikmõjus

See kriteerium on eriline. Selle abil eristatakse nelja tüüpi reaktsioone: ühendamine, asendamine, lagunemine (jagamine) ja vahetus.

Kõigi nende nimi vastab protsessile, mida see kirjeldab. See tähendab, et need ühendatakse, asendades muutuvad nad teisteks rühmadeks, ühe reagendi lagunemisel moodustub mitu ja vahetuses vahetavad reaktsioonis osalejad omavahel aatomeid.

Protsesside tüübid vastavalt interaktsioonimeetodile orgaanilises keemias

Vaatamata suurele keerukusele toimuvad orgaaniliste ühendite reaktsioonid samal põhimõttel kui anorgaanilistel. Neil on aga mõnevõrra erinevad nimed.

Niisiis nimetatakse kombineerimis- ja lagunemisreaktsioone "liitumiseks", samuti "lõhustamiseks" (eliminatsiooniks) ja otseseks orgaaniliseks lagunemiseks (selles keemia jaotises on kahte tüüpi poolitusprotsesse).

Teised orgaaniliste ühendite reaktsioonid on asendus (nimi ei muutu), ümberkorraldamine (vahetus) ja redoksprotsessid. Vaatamata nende esinemismehhanismide sarnasusele on orgaanilises aines need mitmetahulisemad.

Ühendi keemiline reaktsioon

Võttes arvesse erinevaid protsesse, millega ained orgaanilises ja anorgaanilises keemias osalevad, tasub ühendil üksikasjalikumalt peatuda.

See reaktsioon erineb kõigist teistest selle poolest, et olenemata reaktiivide arvust selle alguses ühinevad nad lõpuks kõik üheks.

Näitena võib meenutada lubja kustutamise protsessi: CaO + H 2 O → Ca (OH) 2. Sel juhul toimub kaltsiumoksiidi (kiirlubja) ja vesinikoksiidi (vesi) kombinatsiooni reaktsioon. Selle tulemusena moodustub kaltsiumhüdroksiid (kustutatud lubi) ja eraldub soe aur. Muide, see tähendab, et see protsess on tõesti eksotermiline.

Liitreaktsiooni võrrand

Skemaatiliselt võib vaadeldavat protsessi kujutada järgmiselt: A+BV → ABC. Selles valemis on ABV äsja moodustunud A - lihtne reagent ja BV - kompleksühendi variant.

Väärib märkimist, et see valem on iseloomulik ka liitmise ja ühendamise protsessile.

Vaadeldava reaktsiooni näideteks on naatriumoksiidi ja süsinikdioksiidi (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 ° C) → Na 2 CO 3) ja vääveloksiidi vastastikmõju hapnikuga (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).

Ka mitmed kompleksühendid on võimelised üksteisega reageerima: AB + VG → ABVG. Näiteks kõik sama naatriumoksiid ja vesinikoksiid: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.

Reaktsioonitingimused anorgaanilistes ühendites

Nagu oli näidatud eelmises võrrandis, võivad vaadeldavasse koostoimesse astuda erineva keerukusega ained.

Sel juhul on anorgaanilise päritoluga lihtsate reaktiivide korral võimalikud ühendi redoksreaktsioonid (A + B → AB).

Näitena võib vaadelda kolmevalendi saamise protsessi.Selleks viiakse kloori ja ferumi (raud) vahel läbi liitreaktsioon: 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.

Kui räägime keeruliste anorgaaniliste ainete (AB + VG → ABVG) koostoimest, võivad neis toimuda protsessid, mis mõjutavad ja ei mõjuta nende valentsust.

Selle illustreerimiseks vaatleme näidet kaltsiumvesinikkarbonaadi moodustumisest süsinikdioksiidist, vesinikoksiidist (veest) ja valgest toiduvärvist E170 (kaltsiumkarbonaat): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO 3) 2 Sel juhul on sellel klassikaline sidestusreaktsioon. Selle rakendamise ajal reaktiivide valents ei muutu.

Veidi täiuslikum (esimesest) keemiline võrrand 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 on näide redoksprotsessist lihtsate ja keerukate anorgaaniliste reaktiivide: gaasi (kloor) ja soola (raudkloriid) koosmõjul.

Liitmisreaktsioonide liigid orgaanilises keemias

Nagu neljandas lõigus juba mainitud, nimetatakse orgaanilise päritoluga ainete puhul kõnealust reaktsiooni "liitumiseks". Reeglina osalevad selles komplekssed ained, millel on kaksiks- (või kolmik-) side.

Näiteks dibroomi ja etüleeni vaheline reaktsioon, mis viib 1,2-dibromoetaani moodustumiseni: (C 2 H 4) CH 2 \u003d CH 2 + Br 2 → (C2H4Br₂) BrCH 2 - CH 2 Br. Muide, selles võrrandis olevad võrdsed ja miinusmärgid ("=" ja "-") näitavad sidemeid kompleksse aine aatomite vahel. See on orgaaniliste ainete valemite kirjutamise tunnusjoon.

Sõltuvalt sellest, milline ühend toimib reagentidena, eristatakse mitut vaadeldava lisamisprotsessi varianti:

• Hüdrogeenimine (vesiniku molekulid H lisatakse piki mitmiksidet).
• Hüdrohalogeenimine (lisatakse vesinikhalogeniid).
• Halogeenimine (halogeenide Br 2, Cl 2 jms lisamine).
• Polümerisatsioon (suure molekulmassiga ainete moodustumine mitmest madala molekulmassiga ühendist).

Lisamisreaktsioonide näited (ühendid)

Pärast vaadeldava protsessi sortide loetlemist tasub praktikas õppida mõningaid näiteid liitreaktsioonist.

Hüdrogeenimise illustratsioonina võite pöörata tähelepanu propeeni ja vesiniku interaktsiooni võrrandile, mille tulemusena ilmub propaan: (C 3 H 6) CH 3 -CH \u003d CH 2 + H 2 → (C 3H 8) CH3-CH2-CH3.

Orgaanilises keemias võib vesinikkloriidhappe (anorgaaniline aine) ja etüleeni vahel toimuda ühendi (lisamis) reaktsioon, mille tulemusena moodustub kloroetaan: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 ) H5CI). Esitatud võrrand on näide hüdrohalogeenimisest.

Mis puutub halogeenimisse, siis seda saab illustreerida dikloori ja etüleeni vahelise reaktsiooniga, mille tulemusena moodustub 1,2-dikloroetaan: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + Cl 2 → (C2H₄Cl2) ClCH 2 -CH 2 Cl .

Paljud kasulikud ained moodustuvad tänu orgaanilisele keemiale. Etüleeni molekulide ühendamise (kinnitumise) reaktsioon radikaalse polümerisatsiooni initsiaatoriga ultraviolettkiirguse mõjul on selle kinnitus: n CH 2 \u003d CH 2 (R ja UV valgus) → (-CH 2 -CH 2 -) n . Sel viisil moodustunud aine on polüetüleeni nime all igale inimesele hästi teada.

Sellest materjalist valmistatakse erinevat tüüpi pakendeid, kotte, nõusid, torusid, isolatsioonimaterjale ja palju muud. Selle aine eripäraks on selle ringlussevõtu võimalus. Polüetüleen võlgneb oma populaarsuse asjaolule, et see ei lagune, mistõttu keskkonnakaitsjad suhtuvad sellesse negatiivselt. Kuid viimastel aastatel on leitud viis polüetüleentoodete ohutuks kõrvaldamiseks. Selleks töödeldakse materjali lämmastikhappega (HNO 3). Pärast seda suudavad teatud tüüpi bakterid selle aine ohututeks komponentideks lagundada.

Ühenduse (lisamise) reaktsioon mängib looduses ja inimese elus olulist rolli. Lisaks kasutavad teadlased seda sageli laborites uute ainete sünteesimiseks erinevate oluliste uuringute jaoks.

Lagunemisreaktsioonid mängivad planeedi elus olulist rolli. Lõppude lõpuks aitavad nad kaasa kõigi bioloogiliste organismide jääkainete hävitamisele. Lisaks aitab see protsess inimorganismil igapäevaselt omastada erinevaid kompleksühendeid, lagundades need lihtsateks (katabolism). Lisaks kõigele ülaltoodule aitab see reaktsioon kaasa lihtsate orgaaniliste ja anorgaaniliste ainete moodustumisele keerukatest ainetest. Tutvume selle protsessiga lähemalt ja vaatame ka praktilisi näiteid lagunemiskeemilisest reaktsioonist.

Mida nimetatakse keemias reaktsioonideks, mis tüüpi need on ja millest need sõltuvad

Enne lagunemise teabe uurimist tasub seda üldiselt õppida. See nimetus viitab mõne aine molekulide võimele suhelda teistega ja moodustada sel viisil uusi ühendeid.

Näiteks kui hapnik ja kaks omavahel suhtlevad, on tulemuseks kaks vesinikoksiidi molekuli, mida me kõik tunneme veena. Selle protsessi saab kirjutada järgmise keemilise võrrandi abil: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.

Kuigi keemiliste reaktsioonide eristamisel on erinevad kriteeriumid (termiline efekt, katalüsaatorid, faasipiiride olemasolu / puudumine, reaktiivide oksüdatsiooniastmete muutused, pöörduvus / pöördumatus), klassifitseeritakse need kõige sagedamini interakteeruva transformatsiooni tüübi järgi. ained.

Seega eristatakse nelja tüüpi keemilisi protsesse.

• Ühend.
• Lagunemine.
• Vahetada.
• Asendamine.

Kõik ülaltoodud reaktsioonid on võrrandite abil graafiliselt üles kirjutatud. Nende üldine skeem näeb välja selline: A → B.

Selle valemi vasakul küljel on esialgsed reaktiivid ja paremal - reaktsiooni tulemusena tekkinud ained. Reeglina nõuab see käivitamiseks kokkupuudet temperatuuri, elektri või katalüütiliste lisandite kasutamisega. Nende olemasolu tuleks näidata ka keemilises võrrandis.

lagunemine (jagunemine)

Seda tüüpi keemilisi protsesse iseloomustab kahe või enama uue ühendi moodustumine ühe aine molekulidest.

Lihtsamalt öeldes võib lagunemisreaktsiooni võrrelda projekteerija majaga. Olles otsustanud ehitada auto ja paadi, võtab laps esialgse konstruktsiooni lahti ja ehitab selle osadest soovitud. Samal ajal ei muutu konstruktori enda elementide struktuur, nagu see juhtub lõhustumises osaleva aine aatomitega.

Kuidas näeb välja vaadeldava reaktsiooni võrrand?

Vaatamata asjaolule, et sajad ühendused on võimelised eralduma lihtsamateks komponentideks, toimuvad kõik sellised protsessid samal põhimõttel. Saate seda kujutada skemaatilise valemi abil: ABV → A + B + C.

Selles on ABV esialgne ühend, mis on läbinud lõhustumise. A, B ja C on ained, mis moodustuvad lagunemisreaktsiooni käigus ABV aatomitest.

Lõhustumisreaktsioonide tüübid

Nagu eespool mainitud, on keemilise protsessi käivitamiseks sageli vaja reaktiive teatud määral mõjutada. Sõltuvalt sellise stimulatsiooni tüübist on mitut tüüpi lagunemist:

Kaaliumpermanganaadi (KMnO4) lagunemine

Olles käsitlenud teooriat, tasub kaaluda praktilisi näiteid ainete tükeldamise protsessist.

Esimene neist on KMnO 4 (tavaliselt viidatud kui kaaliumpermanganaadi) lagunemine kuumutamise tõttu. Reaktsioonivõrrand näeb välja selline: 2KMnO 4 (t 200 ° C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.

Esitatud keemilisest valemist on näha, et protsessi aktiveerimiseks on vaja esialgset reaktiivi kuumutada 200 kraadini Celsiuse järgi. Parema reaktsiooni saavutamiseks asetatakse kaaliumpermanganaat vaakumnõusse. Sellest võime järeldada, et see protsess on pürolüüs.

Laborites ja tootmises tehakse seda puhta ja kontrollitud hapniku saamiseks.

Kaaliumkloraadi (KClO3) termolüüs

Berthollet' soola lagunemisreaktsioon on veel üks näide puhtast klassikalisest termolüüsist.

Mainitud protsess läbib kaks etappi ja näeb välja järgmine:

• 2 KClO 3 (t 400 °C) → 3KClO 4 + KCl.
• KClO 4 (t alates 550 °C) → KCl + 2O2

Samuti saab kaaliumkloraadi termolüüsi läbi viia madalamatel temperatuuridel (kuni 200 ° C) ühes etapis, kuid selleks on vajalik, et reaktsioonis osaleksid katalüüsivad ained - erinevate metallide oksiidid (kummi, ferum, mangaan, jne.).

Seda tüüpi võrrand näeb välja järgmine: 2KClO 3 (t 150 ° C, MnO 2) → KCl + 2O 2.

Sarnaselt kaaliumpermanganaadiga kasutatakse Bertolet' soola laborites ja tööstuses puhta hapniku tootmiseks.

Vee elektrolüüs ja radiolüüs (H20)

Veel üks huvitav praktiline näide vaadeldavast reaktsioonist on vee lagunemine. Seda saab toota kahel viisil:

• Elektrivoolu mõjul vesinikoksiidile: H 2 O → H 2 + O 2. Vaadeldavat hapniku hankimise meetodit kasutavad allveelaevad oma allveelaevadel. Ka tulevikus on plaanis seda kasutada suurtes kogustes vesiniku tootmiseks. Tänapäeval on selle peamiseks takistuseks reaktsiooni stimuleerimiseks vajalikud tohutud energiakulud. Kui leitakse viis nende minimeerimiseks, saab vee elektrolüüsist peamine viis mitte ainult vesiniku, vaid ka hapniku tootmiseks.
• Vesi võib ka alfakiirgusega kokkupuutel lõheneda: H 2 O → H 2 O + +e -. Selle tulemusena kaotab vesinikoksiidi molekul ühe elektroni, muutudes ioniseerituks. Sellisel kujul reageerib H2O + uuesti teiste neutraalsete veemolekulidega, moodustades kõrge reaktsioonivõimega hüdroksiidradikaali: H2O + H2O + → H2O + OH. Kaotatud elektron reageerib omakorda paralleelselt ka neutraalsete vesinikoksiidi molekulidega, aidates kaasa nende lagunemisele H ja OH radikaalideks: H 2 O + e - → H + OH.

Alkaanide lagunemine: metaan

Arvestades erinevaid keeruliste ainete eraldamise viise, tasub erilist tähelepanu pöörata alkaanide lagunemisreaktsioonile.

See nimi peidab küllastunud süsivesinikke üldvalemiga C X H 2X + 2. Vaadeldavate ainete molekulides on kõik süsinikuaatomid ühendatud üksiksidemetega.

Selle seeria esindajaid leidub looduses kõigis kolmes agregatsiooni olekus (gaas, vedel, tahke aine).

Kõik alkaanid (selle seeria esindajate lagunemisreaktsioon on allpool) on veest kergemad ega lahustu selles. Kuid nad ise on suurepärased lahustid teiste ühendite jaoks.

Selliste ainete peamiste keemiliste omaduste hulgas (põlemine, asendamine, halogeenimine, dehüdrogeenimine) - ja võime jagada. Kuid see protsess võib toimuda kas täielikult või osaliselt.

Ülaltoodud omadust võib vaadelda metaani (alkaanide seeria esimene liige) lagunemisreaktsiooni näitel. See termolüüs toimub 1000 °C juures: CH 4 → C+2H 2 .

Kui aga metaani lagunemisreaktsioon viiakse läbi kõrgemal temperatuuril (1500 ° C) ja seejärel seda järsult redutseeritakse, ei jagune see gaas täielikult, moodustades etüleeni ja vesinikku: 2CH 4 → C 2 H 4 + 3H 2.

Etaani lagunemine

Vaadeldava alkaanide seeria teine ​​liige on C 2 H 4 (etaan). Selle lagunemisreaktsioon toimub ka kõrge temperatuuri (50 ° C) mõjul ja hapniku või muude oksüdeerivate ainete täielikul puudumisel. See näeb välja selline: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2.

Ülaltoodud reaktsioonivõrrandit etaani lagunemiseks vesinikuks ja etüleeniks ei saa pidada pürolüüsiks selle puhtal kujul. Fakt on see, et see protsess toimub katalüsaatori (näiteks nikkelmetalli Ni või veeauru) juuresolekul ja see on vastuolus pürolüüsi määratlusega. Seetõttu on õige rääkida ülaltoodud lõhestamise näitest kui pürolüüsi käigus toimuvast lagunemisprotsessist.

Tuleb märkida, et seda reaktsiooni kasutatakse laialdaselt tööstuses, et saada maailmas enim toodetud orgaaniline ühend - etüleengaas. Kuid C 2 H 6 plahvatusohtlikkuse tõttu sünteesitakse seda lihtsaimat alkeeni sagedamini teistest ainetest.

Võttes arvesse lagunemisreaktsiooni määratlusi, võrrandit, tüüpe ja erinevaid näiteid, võime järeldada, et see mängib väga olulist rolli mitte ainult inimkeha ja looduse, vaid ka tööstuse jaoks. Samuti on selle abiga laborites võimalik sünteesida paljusid kasulikke aineid, mis aitab teadlastel läbi viia olulisi