yhteyden reaktio. Esimerkkejä kytkentäreaktioista

MÄÄRITELMÄ

Kemiallinen reaktio kutsutaan aineiden muutokseksi, jossa niiden koostumus ja (tai) rakenne muuttuvat.

Useimmiten kemialliset reaktiot ymmärretään prosessiksi, jossa alkuperäiset aineet (reagenssit) muuttuvat lopullisiksi aineiksi (tuotteiksi).

Kemialliset reaktiot kirjoitetaan kemiallisilla yhtälöillä, jotka sisältävät lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden kaavat. Massan säilymisen lain mukaan kunkin alkuaineen atomien lukumäärä kemiallisen yhtälön vasemmalla ja oikealla puolella on sama. Yleensä lähtöaineiden kaavat kirjoitetaan yhtälön vasemmalle puolelle ja tulojen kaavat oikealle. Yhtälön vasemman ja oikean osan kunkin alkuaineen atomien lukumäärän yhtäläisyys saavutetaan asettamalla stökiömetriset kokonaisluvut aineiden kaavojen eteen.

Kemialliset yhtälöt voivat sisältää lisätietoa reaktion ominaisuuksista: lämpötilasta, paineesta, säteilystä jne., joka on osoitettu vastaavalla symbolilla yhtäläisyysmerkin yläpuolella (tai "alla").

Kaikki kemialliset reaktiot voidaan ryhmitellä useisiin luokkiin, joilla on tietyt ominaisuudet.

Kemiallisten reaktioiden luokitus lähtö- ja tuloksena olevien aineiden lukumäärän ja koostumuksen mukaan

Tämän luokituksen mukaan kemialliset reaktiot jaetaan yhdistelmä-, hajoamis-, substituutio- ja vaihtoreaktioihin.

Tuloksena yhdistereaktiot kahdesta tai useammasta (monimutkaisesta tai yksinkertaisesta) aineesta muodostuu yksi uusi aine. Yleensä tällaisen kemiallisen reaktion yhtälö näyttää tältä:

Esimerkiksi:

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

Yhdistelmäreaktiot ovat useimmissa tapauksissa eksotermisiä, ts. virtaa lämmön vapautuessa. Jos reaktiossa on mukana yksinkertaisia ​​aineita, niin tällaiset reaktiot ovat useimmiten redox-reaktiota (ORD), ts. esiintyy alkuaineiden hapetustilojen muuttuessa. On mahdotonta sanoa yksiselitteisesti, voidaanko yhdisteen reaktio monimutkaisten aineiden välillä katsoa OVR:n ansioksi.

Reaktiot, joissa yhdestä monimutkaisesta aineesta muodostuu useita muita uusia aineita (monimutkaisia ​​tai yksinkertaisia), luokitellaan hajoamisreaktiot. Yleisesti ottaen kemiallisen hajoamisreaktion yhtälö näyttää tältä:

Esimerkiksi:

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)

Useimmat hajoamisreaktiot etenevät kuumentamalla (1,4,5). Hajoaminen sähkövirran vaikutuksesta on mahdollista (2). Kiteisten hydraattien, happojen, emästen ja happea sisältävien happojen (1, 3, 4, 5, 7) suolojen hajoaminen etenee muuttamatta alkuaineiden hapetusasteita, ts. nämä reaktiot eivät koske OVR:ää. OVR-hajoamisreaktiot sisältävät korkeammissa hapetusasteissa olevien alkuaineiden muodostamien oksidien, happojen ja suolojen hajoamisen (6).

Hajoamisreaktioita löytyy myös orgaanisesta kemiasta, mutta muilla nimillä - krakkaus (8), dehydraus (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)

klo korvausreaktiot yksinkertainen aine on vuorovaikutuksessa monimutkaisen aineen kanssa muodostaen uuden yksinkertaisen ja uuden monimutkaisen aineen. Yleensä kemiallisen substituutioreaktion yhtälö näyttää tältä:

Esimerkiksi:

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

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + 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)

Substituutioreaktiot ovat enimmäkseen redox-reaktioita (1 - 4, 7). Esimerkkejä hajoamisreaktioista, joissa hapetusasteet eivät muutu, on vähän (5, 6).

Vaihtoreaktioita kutsutaan monimutkaisten aineiden välillä tapahtuvia reaktioita, joissa ne vaihtavat aineosaan. Yleensä tätä termiä käytetään reaktioihin, joissa on mukana ioneja vesiliuoksessa. Yleensä kemiallisen vaihtoreaktion yhtälö näyttää tältä:

AB + CD = AD + CB

Esimerkiksi:

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)

Vaihtoreaktiot eivät ole redox-reaktioita. Näiden vaihtoreaktioiden erikoistapaus ovat neutralointireaktiot (happojen ja alkalien vuorovaikutusreaktiot) (2). Vaihtoreaktiot etenevät suuntaan, jossa ainakin yksi aineista poistuu reaktiopallosta kaasumaisen aineen (3), sakan (4, 5) tai huonosti dissosioituvan yhdisteen, useimmiten veden (1, 2) muodossa. ).

Kemiallisten reaktioiden luokitus hapetustilojen muutosten mukaan

Reaktanttien ja reaktiotuotteiden muodostavien alkuaineiden hapetusasteiden muutoksesta riippuen kaikki kemialliset reaktiot jaetaan redox- (1, 2) ja hapetusastetta muuttamatta tapahtuviin (3, 4).

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

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

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

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

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

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

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

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

Kemiallisten reaktioiden luokittelu lämpövaikutuksen mukaan

Riippuen siitä, vapautuuko vai absorboituuko lämpöä (energiaa) reaktion aikana, kaikki kemialliset reaktiot jaetaan ehdollisesti vastaavasti ekso- (1, 2) ja endotermisiin (3). Reaktion aikana vapautuvaa tai absorboitunutta lämmön (energian) määrää kutsutaan reaktion lämmöksi. Jos yhtälö osoittaa vapautuneen tai absorboidun lämmön määrän, niin tällaisia ​​yhtälöitä kutsutaan termokemiallisiksi.

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)

Kemiallisten reaktioiden luokitus reaktion suunnan mukaan

Reaktion suunnan mukaan on reversiibelit (kemialliset prosessit, joiden tuotteet pystyvät reagoimaan keskenään samoissa olosuhteissa, joissa ne saadaan, jolloin muodostuu lähtöaineita) ja irreversiibelit (kemialliset prosessit, joiden tuotteet eivät pysty reagoimaan keskenään muodostaen lähtöaineita ).

Reversiibelien reaktioiden kohdalla yhtälö kirjoitetaan yleensä seuraavasti:

A + B ↔ AB

Esimerkiksi:

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

Esimerkkejä peruuttamattomista reaktioista ovat seuraavat reaktiot:

2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Todisteet reaktion peruuttamattomuudesta voivat toimia kaasumaisen aineen, sakan tai vähän dissosioituvan yhdisteen, useimmiten veden, reaktiotuotteina.

Kemiallisten reaktioiden luokittelu katalyytin läsnäolon perusteella

Tästä näkökulmasta katsottuna erotetaan katalyyttiset ja ei-katalyyttiset reaktiot.

Katalyytti on aine, joka nopeuttaa kemiallista reaktiota. Katalyyttisiä reaktioita kutsutaan katalyyttisiksi. Jotkut reaktiot ovat yleensä mahdottomia ilman katalyytin läsnäoloa:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 (MnO 2 -katalyytti)

Usein yksi reaktiotuotteista toimii katalyyttinä, joka nopeuttaa tätä reaktiota (autokatalyyttiset reaktiot):

MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, jossa Me on metalli.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

7.1. Kemiallisten reaktioiden päätyypit

Aineiden muutoksia, joihin liittyy muutos niiden koostumuksessa ja ominaisuuksissa, kutsutaan kemiallisiksi reaktioksi tai kemiallisiksi vuorovaikutuksiksi. Kemiallisissa reaktioissa atomiytimien koostumuksessa ei tapahdu muutoksia.

Ilmiöitä, joissa aineiden muoto tai fysikaalinen tila muuttuu tai atomien ytimien koostumus muuttuu, kutsutaan fysikaaliseksi. Esimerkki fysikaalisista ilmiöistä on metallien lämpökäsittely, jossa niiden muoto muuttuu (takominen), metallin sulaminen, jodisublimaatio, veden muuttuminen jääksi tai höyryksi jne. sekä ydinreaktiot, joiden seurauksena atomit muodostuvat joidenkin alkuaineiden atomeista muiden alkuaineiden.

Kemiallisiin ilmiöihin voi liittyä fysikaalisia muutoksia. Esimerkiksi galvaanisessa kennossa tapahtuvien kemiallisten reaktioiden seurauksena syntyy sähkövirtaa.

Kemialliset reaktiot luokitellaan eri kriteerien mukaan.

1. Lämpövaikutuksen merkin mukaan kaikki reaktiot jaetaan endoterminen(virtaa lämpöä absorboimalla) ja eksoterminen(virtaa lämmön vapautuessa) (katso § 6.1).

2. Lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden aggregaatiotilan mukaan on:

homogeeniset reaktiot, jossa kaikki aineet ovat samassa vaiheessa:

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

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

Si02 (c) + 2 Mg (c) \u003d Si (c) + 2 MgO (c).

heterogeeniset reaktiot, aineet, jotka ovat eri vaiheissa:

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

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

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

3. Niiden kyvyn mukaan virrata vain eteenpäin sekä eteen- ja taaksepäin ne erottavat peruuttamaton ja palautuva kemialliset reaktiot (katso kohta 6.5).

4. Ne erottavat toisistaan ​​katalyyttien läsnäolon tai puuttumisen katalyyttinen ja ei-katalyyttinen reaktiot (katso kohta 6.5).

5. Kemiallisten reaktioiden mekanismin mukaan ne jaetaan ioninen, radikaali ja muut (orgaanisten yhdisteiden mukana tapahtuvien kemiallisten reaktioiden mekanismia tarkastellaan orgaanisen kemian aikana).

6. Reagenssien muodostavien atomien hapetustilan mukaan tapahtuvat reaktiot ei muutosta hapetustilassa atomeja ja atomien hapetusasteen muuttuessa ( redox-reaktiot) (katso kohta 7.2) .

7. Reaktiot erotetaan lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden koostumuksen muutoksen mukaan yhdiste, hajoaminen, substituutio ja vaihto. Nämä reaktiot voivat edetä sekä alkuaineiden hapetusasteiden muuttuessa että ilman, taulukko . 7.1.

Taulukko 7.1

Kemiallisten reaktioiden tyypit

	Yleinen kaava	Esimerkkejä reaktioista, jotka tapahtuvat muuttamatta alkuaineiden hapetusastetta	Esimerkkejä redox-reaktioista
Liitännät (kahdesta tai useammasta aineesta muodostuu yksi uusi aine)		HCl + NH3 \u003d NH4CI; SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4	H2 + Cl2 \u003d 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3
laajennuksia (yhdestä aineesta muodostuu useita uusia aineita)	A = B + C + D	MgC03 MgO + C02; H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O	2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2
Korvaukset (aineiden vuorovaikutuksen aikana yhden aineen atomit korvaavat toisen aineen atomit molekyylissä)	A + BC = AB + C	CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2	Pb(NO3)2 + Zn = Zn(N03)2 + Pb; Mg + 2HCl \u003d MgCl 2 + H2
(kaksi ainetta vaihtavat aineosaan muodostaen kaksi uutta ainetta)	AB + CD = AD + CB	AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl; Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

7.2. Redox-reaktiot

Kuten edellä mainittiin, kaikki kemialliset reaktiot on jaettu kahteen ryhmään:

Kemiallisia reaktioita, jotka tapahtuvat reagoivien aineiden muodostavien atomien hapetustilan muuttuessa, kutsutaan redox-reaktioksi.

Hapetus on prosessi, jossa atomi, molekyyli tai ioni luovuttaa elektroneja:

Na o - 1 e \u003d Na +;

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+;

H20-2e \u003d 2H+;

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

Elpyminen on prosessi, jossa elektroneja lisätään atomiin, molekyyliin tai ioneihin:

S o + 2e = S 2–;

Cr 3+ + e \u003d Cr 2+;

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

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

Atomeja, molekyylejä tai ioneja, jotka hyväksyvät elektroneja, kutsutaan hapettimia. restauroijat ovat atomeja, molekyylejä tai ioneja, jotka luovuttavat elektroneja.

Ottaen elektroneja hapetin pelkistyy reaktion aikana ja pelkistävä aine hapettuu. Hapetukseen liittyy aina pelkistys ja päinvastoin. Tällä tavalla, pelkistimen luovuttamien elektronien lukumäärä on aina yhtä suuri kuin hapettimen vastaanottamien elektronien lukumäärä.

7.2.1. Hapetustila

Hapetusaste on yhdisteen atomin ehdollinen (muodollinen) varaus, joka lasketaan olettaen, että se koostuu vain ioneista. Hapettumisaste ilmaistaan ​​yleensä arabialaisella numerolla elementin symbolin päällä plus- tai miinusmerkillä. Esimerkiksi Al 3+, S 2–.

Hapetustilojen selvittämistä ohjaavat seuraavat säännöt:

atomien hapetusaste yksinkertaisissa aineissa on nolla;

atomien hapetustilojen algebrallinen summa molekyylissä on nolla, kompleksisessa ionissa - ionin varaus;

alkalimetalliatomien hapetusaste on aina +1;

vetyatomi yhdisteissä ei-metallien (CH 4, NH 3 jne.) kanssa osoittaa hapetusastetta +1, ja aktiivisten metallien kanssa sen hapetusaste on -1 (NaH, CaH 2 jne.);

yhdisteissä olevan fluoriatomin hapetusaste on aina –1;

happiatomin hapetusaste yhdisteissä on yleensä -2, paitsi peroksidit (H 2 O 2, Na 2 O 2), joissa hapen hapetusaste on -1, ja eräät muut aineet (superoksidit, otsonidit, happi) fluoridit).

Ryhmän alkuaineiden suurin positiivinen hapetusaste on yleensä yhtä suuri kuin ryhmän lukumäärä. Poikkeuksia ovat fluori, happi, koska niiden korkein hapetusaste on pienempi kuin sen ryhmän lukumäärä, jossa ne sijaitsevat. Kuparialaryhmän elementit muodostavat yhdisteitä, joissa niiden hapetusaste ylittää ryhmäluvun (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Jaksollisen järjestelmän pääalaryhmien alkuaineiden suurin negatiivinen hapettumisaste voidaan määrittää vähentämällä ryhmän numero kahdeksasta. Hiilen osalta tämä on 8 - 4 \u003d 4, fosforin osalta - 8 - 5 \u003d 3.

Pääalaryhmissä ylhäältä alas liikkuessa korkeimman positiivisen hapetusasteen stabiilius laskee, toissijaisissa alaryhmissä korkeampien hapetusasteiden stabiilisuus päinvastoin kasvaa ylhäältä alas.

Hapetusasteen käsitteen ehdollisuus voidaan osoittaa joidenkin epäorgaanisten ja orgaanisten yhdisteiden esimerkillä. Erityisesti fosfiini (fosfori) H 3 RO 2, fosfoni (fosfori) H 3 RO 3 ja fosfori H 3 RO 4 hapoissa fosforin hapetustilat ovat vastaavasti +1, +3 ja +5, kun taas kaikissa näissä yhdisteissä fosfori on viisiarvoinen. Metaanissa CH 4:ssä, metanolissa CH 3 OH:ssa, formaldehydissä CH 2 O:ssa, muurahaishapossa HCOOH:ssa ja hiilimonoksidissa (IV) CO 2:ssa olevan hiilen hapetusasteet ovat vastaavasti –4, –2, 0, +2 ja +4. , kun taas hiiliatomin valenssi kaikissa näissä yhdisteissä on neljä.

Huolimatta siitä, että hapetustila on ehdollinen käsite, sitä käytetään laajalti redox-reaktioiden valmistuksessa.

7.2.2. Tärkeimmät hapettavat ja pelkistävät aineet

Tyypillisiä hapettavia aineita ovat:

1. Yksinkertaiset aineet, joiden atomeilla on korkea elektronegatiivisuus. Nämä ovat ensinnäkin jaksollisen järjestelmän ryhmien VI ja VII pääalaryhmien elementit: happi, halogeenit. Yksinkertaisista aineista tehokkain hapetin on fluori.

2. Yhdisteet, jotka sisältävät joitain metallikationeja korkeassa hapetustilassa: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ jne.

3. Yhdisteet, jotka sisältävät joitakin monimutkaisia ​​anioneja, joiden alkuaineet ovat korkeassa positiivisessa hapetustilassa: 2–, – – jne.

Kunnostajat sisältävät:

1. Yksinkertaiset aineet, joiden atomeilla on alhainen elektronegatiivisuus - aktiiviset metallit. Epämetallit, kuten vety ja hiili, voivat myös osoittaa pelkistäviä ominaisuuksia.

2. Jotkut metalliyhdisteet sisältävät kationeja (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), jotka luovuttamalla elektroneja voivat lisätä hapetusastettaan.

3. Jotkut yhdisteet, jotka sisältävät sellaisia ​​yksinkertaisia ​​ioneja, kuten esimerkiksi I -, S 2-.

4. Yhdisteet, jotka sisältävät kompleksisia ioneja (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, joissa alkuaineet voivat luovuttamalla elektroneja lisätä positiivista hapetusastettaan.

Laboratoriokäytännössä käytetään useimmiten seuraavia hapettavia aineita:

kaliumpermanganaatti (KMnO 4);

kaliumdikromaatti (K2Cr2O7);

typpihappo (HNO3);

väkevä rikkihappo (H2S04);

vetyperoksidi (H202);

mangaanin (IV) ja lyijyn (IV) oksidit (MnO 2, PbO 2);

sulaa kaliumnitraattia (KNO 3) ja joidenkin muiden nitraattien sulatteita.

Laboratoriokäytännössä käytettyjä pelkistäviä aineita ovat:

• magnesium (Mg), alumiini (Al) ja muut aktiiviset metallit;
• vety (H2) ja hiili (C);
• kaliumjodidi (KI);
• natriumsulfidi (Na2S) ja vetysulfidi (H2S);
• natriumsulfiitti (Na2S03);
• tinakloridi (SnCl2).

7.2.3. Redox-reaktioiden luokitus

Redox-reaktiot jaetaan yleensä kolmeen tyyppiin: molekyylien väliset, molekyylinsisäiset ja disproportionaatioreaktiot (itsehapetus-itsepalautus).

Molekyylien väliset reaktiot esiintyy eri molekyyleissä olevien atomien hapetustilan muuttuessa. Esimerkiksi:

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

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

Vastaanottaja molekyylinsisäiset reaktiot sisältävät sellaiset reaktiot, joissa hapetin ja pelkistysaine ovat osa samaa molekyyliä, esimerkiksi:

(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 epäsuhtaisuusreaktiot(itsehapettuminen-itseparantuva) saman alkuaineen atomi (ioni) on sekä hapettava että pelkistävä aine:

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. Redox-reaktioiden laatimisen perussäännöt

Redox-reaktioiden valmistus suoritetaan taulukossa esitettyjen vaiheiden mukaisesti. 7.2.

Taulukko 7.2

Redox-reaktioiden yhtälöiden laatimisen vaiheet

	Toiminta
	Määritä hapetin ja pelkistysaine.
	Määritä redox-reaktion tuotteet.
	Piirrä elektronien tasapaino ja järjestä sen avulla kertoimet aineille, jotka muuttavat hapetusastettaan.
	Järjestä muiden redox-reaktioon osallistuvien ja muodostuvien aineiden kertoimet.
	Tarkista kertoimien oikea sijoitus laskemalla reaktioyhtälön vasemmalla ja oikealla puolella olevien atomien (yleensä vety ja happi) aineen määrä.

Harkitse sääntöjä redox-reaktioiden kokoamisesta käyttämällä esimerkkiä kaliumsulfiitin ja kaliumpermanganaatin vuorovaikutuksesta happamassa ympäristössä:

1. Hapettimen ja pelkistimen määritys

Mangaani, joka on korkeimmassa hapetustilassa, ei voi luovuttaa elektroneja. Mn 7+ ottaa vastaan ​​elektroneja, ts. on hapettava aine.

S 4+ -ioni voi luovuttaa kaksi elektronia ja siirtyä S 6+:aan, ts. on restauraattori. Siten tarkasteltavassa reaktiossa K2S03 on pelkistävä aine ja KMn04 on hapettava aine.

2. Reaktiotuotteiden muodostaminen

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

Kun elektronille annetaan kaksi elektronia, S 4+ menee S 6+:ksi. Kaliumsulfiitti (K 2 SO 3) muuttuu siten sulfaatiksi (K 2 SO 4). Happamassa ympäristössä Mn 7+ ottaa vastaan ​​5 elektronia ja rikkihappoliuoksessa (väliaine) muodostaa mangaanisulfaattia (MnSO 4). Tämän reaktion seurauksena muodostuu myös lisää kaliumsulfaatin molekyylejä (permanganaatin muodostavien kaliumionien vuoksi) sekä vesimolekyylejä. Näin ollen tarkasteltava reaktio voidaan kirjoittaa seuraavasti:

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

3. Elektronitasapainon laatiminen

Elektronien tasapainon laatimiseksi on tarpeen osoittaa ne hapetustilat, jotka muuttuvat tarkasteltavassa reaktiossa:

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+.

Pelkistävän aineen luovuttamien elektronien lukumäärän on oltava yhtä suuri kuin hapettimen vastaanottamien elektronien lukumäärä. Siksi kahden Mn 7+:n ja viiden S 4+:n tulisi osallistua reaktioon:

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

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

Näin ollen pelkistimen (10) luovuttamien elektronien lukumäärä on yhtä suuri kuin hapettimen (10) vastaanottamien elektronien lukumäärä.

4. Kerrointen järjestys reaktioyhtälössä

Elektronitasapainon mukaisesti K 2 SO 3:n eteen on asetettava kerroin 5 ja KMnO 4:n eteen 2. Oikealle puolelle laitetaan kerroin 6 kaliumsulfaatin eteen, koska yksi molekyyli lisätään viiteen K 2 SO 4 -molekyyliin, jotka muodostuvat kaliumsulfiitin K 2 SO 4 hapetuksen aikana permanganaatin muodostavien kalium-ionien sitoutumisen seurauksena. Koska hapettavana aineena osallistuvat reaktioon kaksi permanganaattimolekyylejä muodostuu myös oikealla puolella kaksi mangaanisulfaattimolekyylit. Reaktiotuotteiden (kalium- ja mangaani-ionit, jotka ovat osa permanganaattia) sitomiseksi on välttämätöntä kolme rikkihappomolekyylejä, joten reaktion seurauksena kolme vesimolekyylejä. Lopulta saamme:

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. Tarkista kertoimien oikea sijainti reaktioyhtälössä

Happiatomien lukumäärä reaktioyhtälön vasemmalla puolella on:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

Oikealla puolella tämä numero on:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Reaktioyhtälön vasemmalla puolella olevien vetyatomien lukumäärä on kuusi ja se vastaa näiden atomien lukumäärää reaktioyhtälön oikealla puolella.

7.2.5. Esimerkkejä redox-reaktioista, joissa on mukana tyypillisiä hapettavia ja pelkistäviä aineita

7.2.5.1. Molekyylien väliset hapetus-pelkistysreaktiot

Alla esimerkkeinä pidetään redox-reaktioita, joihin liittyy kaliumpermanganaattia, kaliumdikromaattia, vetyperoksidia, kaliumnitriittiä, kaliumjodidia ja kaliumsulfidia. Redox-reaktiot, joihin liittyy muita tyypillisiä hapettavia ja pelkistäviä aineita, käsitellään käsikirjan toisessa osassa ("Epäorgaaninen kemia").

Redox-reaktiot, joihin liittyy kaliumpermanganaattia

Väliaineesta (hapan, neutraali, emäksinen) riippuen hapettimena toimiva kaliumpermanganaatti tuottaa erilaisia ​​pelkistystuotteita, kuva 1. 7.1.

Riisi. 7.1. Kaliumpermanganaatin pelkistystuotteiden muodostuminen erilaisissa väliaineissa

Alla on KMnO 4:n reaktiot pelkistimenä olevan kaliumsulfidin kanssa erilaisissa väliaineissa, havainnollistaen kaaviota, kuva 1. 7.1. Näissä reaktioissa sulfidi-ionin hapettumistuote on vapaa rikki. Alkalisessa ympäristössä KOH-molekyylit eivät osallistu reaktioon, vaan määrittävät vain kaliumpermanganaatin pelkistystuotteen.

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.

Redox-reaktiot, joihin liittyy kaliumdikromaattia

Happamassa ympäristössä kaliumdikromaatti on voimakas hapetin. K 2 Cr 2 O 7:n ja väkevän H 2 SO 4:n (kromipiikin) seosta käytetään laajasti laboratoriokäytännössä hapettimena. Vuorovaikutuksessa pelkistimen kanssa yksi kaliumdikromaattimolekyyli hyväksyy kuusi elektronia muodostaen kolmiarvoisia kromiyhdisteitä:

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.

Redox-reaktiot, joissa on mukana vetyperoksidia ja kaliumnitriittiä

Vetyperoksidilla ja kaliumnitriitillä on pääasiassa hapettavia ominaisuuksia:

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,

Kuitenkin, kun vetyperoksidi ja kaliumnitriitti ovat vuorovaikutuksessa vahvojen hapettimien (kuten esimerkiksi KMnO 4) kanssa, toimivat pelkistimenä:

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.

On huomattava, että väliaineesta riippuen vetyperoksidi pelkistetään kuvan 1 kaavion mukaisesti. 7.2.

Riisi. 7.2. Mahdolliset vetyperoksidin pelkistystuotteet

Tässä tapauksessa reaktioiden seurauksena muodostuu vettä tai hydroksidi-ioneja:

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

2 KI + H 2O 2 \u003d 1 2 + 2 KOH.

7.2.5.2. molekyylinsisäiset redox-reaktiot

Molekyyliensisäiset redox-reaktiot etenevät pääsääntöisesti kuumennettaessa aineita, joiden molekyylit sisältävät pelkistysaineen ja hapettimen. Esimerkkejä molekyylin sisäisistä pelkistys-hapetusreaktioista ovat nitraattien ja kaliumpermanganaatin lämpöhajoamisprosessit:

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

7.2.5.3. Epäsuhtautumisreaktiot

Kuten edellä mainittiin, disproportionaatioreaktioissa sama atomi (ioni) on sekä hapetin että pelkistävä aine. Harkitse tämän tyyppisen reaktion kokoamisprosessia käyttämällä esimerkkiä rikin ja alkalin vuorovaikutuksesta.

Rikin tyypilliset hapetustilat: – 2, 0, +4 ja +6. Pelkistimenä toimiva alkuainerikki luovuttaa 4 elektronia:

Niin – 4e = S 4+.

Rikki – Hapettava aine hyväksyy kaksi elektronia:

S o + 2e \u003d S 2–.

Siten rikin disproportionaatioreaktion seurauksena muodostuu yhdisteitä, joiden alkuaineen hapetusaste – 2 ja oikea +4:

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

Kun typpioksidi (IV) on epäsuhtautunut alkalissa, saadaan nitriittiä ja nitraattia - yhdisteitä, joissa typen hapetusaste on vastaavasti +3 ja +5:

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

Kloorin epäsuhtautuminen kylmässä alkaliliuoksessa johtaa hypokloriitin muodostumiseen ja kuumassa kloraatin muodostumiseen:

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

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

7.3. Elektrolyysi

Redox-prosessia, joka tapahtuu liuoksissa tai sulaa, kun niiden läpi johdetaan tasavirtaa, kutsutaan elektrolyysiksi. Tässä tapauksessa anionit hapettuvat positiivisella elektrodilla (anodilla). Kationit pelkistyvät negatiivisella elektrodilla (katodilla).

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

Elektrolyyttien vesiliuosten elektrolyysin aikana liuenneen aineen muunnosten ohella voi tapahtua sähkökemiallisia prosesseja, joissa on mukana vetyioneja ja veden hydroksidi-ioneja:

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

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

Tässä tapauksessa palautusprosessi katodilla tapahtuu seuraavasti:

1. Aktiiviset metallikationit (Al 3+ mukaan lukien) eivät pelkisty katodissa, vaan vety pelkistyy.

2. Metallikationit, jotka sijaitsevat standardielektrodipotentiaalien sarjassa (jännitesarjassa) vedyn oikealla puolella, pelkistyvät katodilla vapaiksi metalleiksi elektrolyysin aikana.

3. Al 3+:n ja H+:n välissä sijaitsevat metallikationit pelkistyvät katodilla samanaikaisesti vetykationin kanssa.

Vesiliuoksissa anodilla tapahtuvat prosessit riippuvat aineesta, josta anodi on valmistettu. Siellä on liukenemattomia anodeja ( inertti) ja liukoinen ( aktiivinen). Inerttien anodien materiaalina käytetään grafiittia tai platinaa. Liukoiset anodit valmistetaan kuparista, sinkistä ja muista metalleista.

Inertillä anodilla varustettujen liuosten elektrolyysin aikana voi muodostua seuraavia tuotteita:

1. Halogenidi-ionien hapettumisen aikana vapautuu vapaita halogeeneja.

2. SO 2 2–, NO 3 – , PO 4 3– -anioneja sisältävien liuosten elektrolyysin aikana vapautuu happea, ts. nämä ionit eivät hapetu anodilla, vaan vesimolekyylit.

Ottaen huomioon yllä olevat säännöt, harkitse esimerkkinä NaCl:n, CuSO 4:n ja KOH:n vesiliuosten elektrolyysiä inertillä elektrodeilla.

yksi). Liuoksessa natriumkloridi hajoaa ioneiksi.

Monet prosessit, joita ilman on mahdotonta kuvitella elämäämme (kuten hengitys, ruoansulatus, fotosynteesi ja vastaavat), liittyvät orgaanisten yhdisteiden (ja epäorgaanisten) erilaisiin kemiallisiin reaktioihin. Katsotaanpa niiden päätyyppejä ja tarkastellaan tarkemmin prosessia, jota kutsutaan yhdistämiseksi (liite).

Mitä kutsutaan kemialliseksi reaktioksi

Ensinnäkin on syytä antaa yleinen määritelmä tälle ilmiölle. Tarkasteltavalla lausekkeella tarkoitetaan erilaisia ​​monimutkaisia ​​aineiden reaktioita, joiden seurauksena muodostuu alkuperäisistä poikkeavia tuotteita. Tähän prosessiin osallistuvia aineita kutsutaan "reagensseiksi".

Kirjallisesti orgaanisten yhdisteiden (ja epäorgaanisten) kemiallinen reaktio kirjoitetaan erikoisyhtälöiden avulla. Ulkoisesti ne ovat vähän kuin matemaattisia esimerkkejä lisäyksestä. Kuitenkin yhtäläisyysmerkin ("=") sijasta käytetään nuolia ("→" tai "⇆"). Lisäksi yhtälön oikealla puolella voi joskus olla enemmän aineita kuin vasemmalla. Kaikki ennen nuolta on aineita ennen reaktion alkua (kaavan vasen puoli). Kaikki sen jälkeen (oikea puoli) on tapahtuneen kemiallisen prosessin seurauksena muodostuneita yhdisteitä.

Esimerkkinä kemiallisesta yhtälöstä voimme tarkastella veden muuttumista vedyksi ja hapeksi sähkövirran vaikutuksesta: 2H 2 O → 2H 2 + O 2. Vesi on alkuperäinen lähtöaine, ja happi ja vety ovat tuotteita.

Toisena, mutta jo monimutkaisempina esimerkkinä yhdisteiden kemiallisesta reaktiosta voidaan pitää ilmiötä, joka on tuttu jokaiselle kotiäidille, joka on leiponut makeisia vähintään kerran. Puhumme ruokasoodan sammuttamisesta pöytäetikalla. Meneillään olevaa toimintaa kuvataan seuraavalla yhtälöllä: NaHCO 3 +2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Siitä on selvää, että natriumbikarbonaatin ja etikan vuorovaikutuksessa etikkahapon natriumsuola muodostuu happoa, vettä ja hiilidioksidia.

Luonteeltaan se on fyysisen ja ydinvoiman välissä.

Toisin kuin edelliset, kemiallisiin reaktioihin osallistuvat yhdisteet voivat muuttaa koostumustaan. Eli yhden aineen atomeista voidaan muodostaa useita muita, kuten yllä olevassa veden hajoamisen yhtälössä.

Toisin kuin ydinreaktiot, kemialliset reaktiot eivät vaikuta vuorovaikutuksessa olevien aineiden atomien ytimiin.

Mitkä ovat kemiallisten prosessien tyypit

Yhdisteiden reaktioiden jakautuminen tyypin mukaan tapahtuu eri kriteerien mukaan:

• Käännettävyys / peruuttamattomuus.
• Katalysoivien aineiden ja prosessien läsnäolo/puuttuminen.
• Absorptiolla / lämmön vapautumisella (endotermiset / eksotermiset reaktiot).
• Vaiheiden lukumäärän mukaan: homogeeninen / heterogeeninen ja kaksi hybridilajiketta.
• Muuttamalla vuorovaikutuksessa olevien aineiden hapetusasteita.

Kemiallisten prosessien tyypit vuorovaikutuksessa

Tämä kriteeri on erityinen. Sen avulla erotetaan neljän tyyppisiä reaktioita: yhdistäminen, korvaaminen, hajoaminen (halkaisu) ja vaihto.

Jokaisen niistä nimi vastaa kuvaamaa prosessia. Toisin sanoen ne yhdistyvät substituutiossa, muuttuvat toisiksi ryhmiksi, yhden reagenssin hajoamisessa muodostuu useita, ja vaihdossa reaktion osallistujat vaihtavat atomeja keskenään.

Prosessityypit orgaanisen kemian vuorovaikutusmenetelmän mukaan

Suuresta monimutkaisuudesta huolimatta orgaanisten yhdisteiden reaktiot tapahtuvat samalla periaatteella kuin epäorgaaniset. Niillä on kuitenkin hieman erilaiset nimet.

Joten yhdistelmä- ja hajoamisreaktioita kutsutaan "lisäykseksi", samoin kuin "katkaisuksi" (eliminaatioksi) ja suoraan orgaaniseksi hajoamiseksi (tässä kemian osassa on kahdenlaisia ​​​​jakoprosesseja).

Muita orgaanisten yhdisteiden reaktioita ovat substituutio (nimi ei muutu), uudelleenjärjestely (vaihto) ja redox-prosessit. Huolimatta niiden esiintymismekanismien samankaltaisuudesta, orgaanisessa aineessa ne ovat monitahoisempia.

Yhdisteen kemiallinen reaktio

Kun otetaan huomioon erilaiset prosessit, joihin aineet osallistuvat orgaanisessa ja epäorgaanisessa kemiassa, on syytä tarkastella yhdistettä tarkemmin.

Tämä reaktio eroaa kaikista muista siinä, että riippumatta reagenssien lukumäärästä sen alussa, ne kaikki yhdistyvät lopulta yhdeksi.

Esimerkkinä voidaan muistaa kalkin sammutusprosessi: CaO + H 2 O → Ca (OH) 2. Tässä tapauksessa tapahtuu kalsiumoksidin (poltetun kalkin) yhdistelmän reaktio vetyoksidin (veden) kanssa. Tämän seurauksena muodostuu kalsiumhydroksidia (sammutettua kalkkia) ja vapautuu lämmintä höyryä. Muuten, tämä tarkoittaa, että tämä prosessi on todella eksoterminen.

Yhdistelmäreaktioyhtälö

Kaavamaisesti tarkasteltava prosessi voidaan kuvata seuraavasti: A+BV → ABC. Tässä kaavassa ABV on äskettäin muodostettu A - yksinkertainen reagenssi ja BV - monimutkaisen yhdisteen muunnos.

On syytä huomata, että tämä kaava on ominaista myös lisäys- ja yhdistämisprosessille.

Esimerkkejä tarkasteltavasta reaktiosta ovat natriumoksidin ja hiilidioksidin (NaO 2 + CO 2 (t 450-550 °C) → Na 2 CO 3) vuorovaikutus sekä rikkioksidin vuorovaikutus hapen kanssa (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).

Useat monimutkaiset yhdisteet pystyvät myös reagoimaan toistensa kanssa: AB + VG → ABVG. Esimerkiksi kaikki sama natriumoksidi ja vetyoksidi: NaO 2 + H 2 O → 2NaOH.

Reaktio-olosuhteet epäorgaanisissa yhdisteissä

Kuten edellisestä yhtälöstä kävi ilmi, aineet, joiden monimutkaisuusaste vaihtelee, voivat tulla tarkasteltavaan vuorovaikutukseen.

Tässä tapauksessa yksinkertaisille epäorgaanista alkuperää oleville reagensseille yhdisteen (A + B → AB) redox-reaktiot ovat mahdollisia.

Esimerkkinä voidaan tarkastella kolmiarvoisen aineen saamisprosessia, jota varten kloorin ja ferumin (raudan) välillä suoritetaan yhdistereaktio: 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.

Jos puhumme monimutkaisten epäorgaanisten aineiden (AB + VG → ABVG) vuorovaikutuksesta, niissä voi tapahtua prosesseja, jotka vaikuttavat ja eivät vaikuta niiden valenssiin.

Esimerkkinä tästä kannattaa ottaa esimerkki kalsiumbikarbonaatin muodostumisesta hiilidioksidista, vetyoksidista (vedestä) ja valkoisesta elintarvikeväristä E170 (kalsiumkarbonaatti): CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca (CO) 3) 2. Tässä tapauksessa se on paikallaan klassinen kytkentäreaktio. Toteutuksen aikana reagenssien valenssi ei muutu.

Hieman täydellisempi (kuin ensimmäinen) kemiallinen yhtälö 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 on esimerkki redox-prosessista yksinkertaisten ja monimutkaisten epäorgaanisten reagenssien: kaasun (kloori) ja suolan (rautakloridi) vuorovaikutuksessa.

Additioreaktioiden tyypit orgaanisessa kemiassa

Kuten neljännessä kappaleessa jo mainittiin, orgaanista alkuperää olevissa aineissa kyseistä reaktiota kutsutaan "lisäykseksi". Yleensä siihen osallistuvat monimutkaiset aineet, joissa on kaksois- (tai kolmoissidos).

Esimerkiksi dibromin ja eteenin välinen reaktio, joka johtaa 1,2-dibromietaanin muodostumiseen: (C 2 H 4) CH 2 \u003d CH 2 + Br 2 → (C2H4Br2) BrCH 2 - CH 2 Br. Muuten, samanlaiset merkit ja miinus ("=" ja "-") tässä yhtälössä osoittavat sidoksia monimutkaisen aineen atomien välillä. Tämä on ominaisuus orgaanisten aineiden kaavojen kirjoittamisessa.

Riippuen siitä, mikä yhdisteistä toimii reagensseina, tarkasteltavana olevasta lisäysprosessista erotetaan useita eri muotoja:

• Hydraus (vetymolekyylejä H lisätään moninkertaista sidosta pitkin).
• Hydrohalogenointi (lisätään vetyhalogenidia).
• Halogenointi (halogeenien Br2, Cl2 ja vastaavien lisäys).
• Polymerointi (suuren molekyylipainon omaavien aineiden muodostuminen useista pienimolekyylipainoisista yhdisteistä).

Esimerkkejä additioreaktioista (yhdisteet)

Kun on lueteltu tarkasteltavan prosessin lajikkeet, kannattaa käytännössä oppia joitain esimerkkejä yhdistereaktiosta.

Hydrauksen esimerkkinä voidaan kiinnittää huomiota yhtälöön propeenin vuorovaikutukselle vedyn kanssa, jonka seurauksena propaania ilmaantuu: (C 3 H 6) CH 3 -CH \u003d CH 2 + H 2 → (C 3H 8) CH3-CH2-CH3.

Orgaanisessa kemiassa kloorivetyhapon (epäorgaaninen aine) ja eteenin välillä voi tapahtua yhdiste (lisäys)reaktio, jolloin muodostuu kloorietaania: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + HCl → CH 3 - CH 2 -Cl (C 2 ) H5CI). Esitetty yhtälö on esimerkki hydrohalogenoinnista.

Mitä tulee halogenointiin, se voidaan havainnollistaa dikloorin ja eteenin välisellä reaktiolla, joka johtaa 1,2-dikloorietaanin muodostumiseen: (C 2 H 4 ) CH 2 = CH 2 + Cl 2 → (C2H4Cl2) ClCH 2 -CH 2 Cl .

Orgaanisen kemian ansiosta muodostuu monia hyödyllisiä aineita. Etyleenimolekyylien yhdistämisreaktio (kiinnittyminen) radikaalipolymeroinnin initiaattoriin ultraviolettisäteilyn vaikutuksesta on vahvistus tälle: n CH 2 \u003d CH 2 (R- ja UV-valo) → (-CH 2 -CH 2 -) n . Tällä tavalla muodostunut aine tunnetaan hyvin jokaiselle henkilölle polyeteenin nimellä.

Tästä materiaalista valmistetaan erilaisia ​​pakkauksia, pusseja, astioita, putkia, eristemateriaaleja ja paljon muuta. Tämän aineen ominaisuus on sen kierrätysmahdollisuus. Polyeteenin suosio johtuu siitä, että se ei hajoa, minkä vuoksi ympäristönsuojelijat suhtautuvat siihen kielteisesti. Viime vuosina on kuitenkin löydetty tapa hävittää polyeteenituotteet turvallisesti. Tätä varten materiaalia käsitellään typpihapolla (HNO 3). Sen jälkeen tietyntyyppiset bakteerit pystyvät hajottamaan tämän aineen turvallisiksi komponenteiksi.

Yhteyden (lisäyksen) reaktiolla on tärkeä rooli luonnossa ja ihmisen elämässä. Lisäksi tiedemiehet käyttävät sitä usein laboratorioissa uusien aineiden syntetisoimiseen erilaisia ​​tärkeitä tutkimuksia varten.

Hajoamisreaktioilla on tärkeä rooli planeetan elämässä. Loppujen lopuksi ne edistävät kaikkien biologisten organismien jätetuotteiden tuhoamista. Lisäksi tämä prosessi auttaa ihmiskehoa imemään päivittäin erilaisia ​​monimutkaisia ​​yhdisteitä hajottamalla ne yksinkertaisiksi (katabolismi). Kaikkien edellä mainittujen lisäksi tämä reaktio edistää yksinkertaisten orgaanisten ja epäorgaanisten aineiden muodostumista monimutkaisista aineista. Opitaan lisää tästä prosessista ja katsotaan myös käytännön esimerkkejä hajoamiskemiallisesta reaktiosta.

Mitä kemiassa kutsutaan reaktioksi, minkä tyyppisiä ne ovat ja mistä ne riippuvat

Ennen kuin tutkit hajoamistietoja, kannattaa oppia niistä yleisesti. Tämä nimi viittaa joidenkin aineiden molekyylien kykyyn olla vuorovaikutuksessa muiden kanssa ja muodostaa tällä tavalla uusia yhdisteitä.

Esimerkiksi, jos happi ja kaksi ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa, tuloksena on kaksi vetyoksidimolekyyliä, jotka me kaikki tunnemme vedena. Tämä prosessi voidaan kirjoittaa käyttämällä seuraavaa kemiallista yhtälöä: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.

Vaikka kemialliset reaktiot erotellaan eri kriteereillä (lämpövaikutus, katalyytit, faasirajojen läsnäolo / puuttuminen, muutokset reagenssien hapetusasteissa, palautuvuus / palautumattomuus), ne luokitellaan useimmiten vuorovaikutuksessa tapahtuvan muunnostyypin mukaan. aineet.

Siten erotetaan neljän tyyppisiä kemiallisia prosesseja.

• Yhdiste.
• Hajoaminen.
• Vaihto.
• Korvaus.

Kaikki yllä olevat reaktiot on kirjoitettu graafisesti yhtälöiden avulla. Niiden yleinen kaavio näyttää tältä: A → B.

Tämän kaavan vasemmalla puolella ovat alkuperäiset reagenssit ja oikealla - reaktion seurauksena muodostuneet aineet. Pääsääntöisesti se vaatii altistumisen lämpötilalle, sähkölle tai katalyyttisten lisäaineiden käytön käynnistämiseksi. Niiden läsnäolo tulee myös ilmoittaa kemiallisessa yhtälössä.

hajoaminen (halkeaminen)

Tämän tyyppiselle kemialliselle prosessille on ominaista kahden tai useamman uuden yhdisteen muodostuminen yhden aineen molekyyleistä.

Yksinkertaisemmin sanottuna hajoamisreaktiota voidaan verrata suunnittelijan taloon. Päätettyään rakentaa auton ja veneen, lapsi purkaa alkuperäisen rakenteen ja rakentaa halutun sen osista. Samanaikaisesti itse konstruktorin elementtien rakenne ei muutu, kuten tapahtuu halkeamiseen osallistuvan aineen atomien kanssa.

Miltä tarkastellun reaktion yhtälö näyttää?

Huolimatta siitä, että sadat liitännät pystyvät erottumaan yksinkertaisemmiksi komponenteiksi, kaikki tällaiset prosessit tapahtuvat saman periaatteen mukaisesti. Voit kuvata sen kaavamaisella kaavalla: ABV → A + B + C.

Siinä ABV on ensimmäinen yhdiste, joka on pilkkoutunut. A, B ja C ovat aineita, jotka muodostuvat ABV:n atomeista hajoamisreaktion aikana.

Katkaisureaktioiden tyypit

Kuten edellä mainittiin, kemiallisen prosessin käynnistämiseksi on usein tarpeen vaikuttaa tiettyyn reagensseihin. Tällaisen stimulaation tyypistä riippuen on olemassa useita hajoamistyyppejä:

kaliumpermanganaatin (KMnO4) hajoaminen

Teorian käsittelyn jälkeen on syytä harkita käytännön esimerkkejä aineiden halkaisuprosessista.

Ensimmäinen niistä on KMnO 4:n (jota kutsutaan yleisesti kaliumpermanganaatiksi) lämmittämisen aiheuttama hajoaminen. Reaktioyhtälö näyttää tältä: 2KMnO 4 (t 200 °C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.

Esitetystä kemiallisesta kaavasta voidaan nähdä, että prosessin aktivoimiseksi on tarpeen lämmittää alkuperäinen reagenssi 200 celsiusasteeseen. Paremman reaktion saamiseksi kaliumpermanganaatti asetetaan tyhjiöastiaan. Tästä voimme päätellä, että tämä prosessi on pyrolyysi.

Laboratorioissa ja tuotannossa se suoritetaan puhtaan ja kontrolloidun hapen saamiseksi.

kaliumkloraatin (KClO3) termolyysi

Berthollet-suolan hajoamisreaktio on toinen esimerkki puhtaasta klassisesta termolyysistä.

Mainittu prosessi käy läpi kaksi vaihetta ja näyttää tältä:

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

Myös kaliumkloraatin termolyysi voidaan suorittaa alemmissa lämpötiloissa (jopa 200 ° C) yhdessä vaiheessa, mutta tätä varten on välttämätöntä, että katalysoivat aineet osallistuvat reaktioon - erilaisten metallien oksidit (kuppi, ferum, mangaani, jne.).

Tällainen yhtälö näyttää tältä: 2KClO 3 (t 150 °C, MnO 2) → KCl + 2O 2.

Kuten kaliumpermanganaattia, Bertolet-suolaa käytetään laboratorioissa ja teollisuudessa puhtaan hapen tuottamiseen.

Veden elektrolyysi ja radiolyysi (H20)

Toinen mielenkiintoinen käytännön esimerkki tarkasteltavasta reaktiosta on veden hajoaminen. Se voidaan tuottaa kahdella tavalla:

• Sähkövirran vaikutuksesta vetyoksidiin: H 2 O → H 2 + O 2. Sukellusveneilijät käyttävät harkittua menetelmää hapen saamiseksi sukellusveneissään. Myös tulevaisuudessa sitä on tarkoitus käyttää tuottamaan vetyä suuria määriä. Suurin este tälle nykyään ovat valtavat energiakustannukset, joita tarvitaan reaktion stimuloimiseen. Kun löydetään tapa minimoida ne, vesielektrolyysistä tulee pääasiallinen tapa tuottaa paitsi vetyä myös happea.
• Vesi voi myös jakautua altistuessaan alfasäteilylle: H 2 O → H 2 O + +e -. Tämän seurauksena vetyoksidimolekyyli menettää yhden elektronin ja ionisoituu. Tässä muodossa H2O + reagoi jälleen muiden neutraalien vesimolekyylien kanssa muodostaen erittäin reaktiivisen hydroksidiradikaalin: H2O + H2O + → H2O + OH. Kadonnut elektroni puolestaan ​​reagoi myös rinnakkain neutraalien vetyoksidimolekyylien kanssa, mikä myötävaikuttaa niiden hajoamiseen H- ja OH-radikaaleiksi: H 2 O + e - → H + OH.

Alkaanien hajoaminen: metaani

Monimutkaisten aineiden erottelutavat huomioon ottaen on syytä kiinnittää erityistä huomiota alkaanien hajoamisreaktioon.

Tämä nimi kätkee tyydyttyneet hiilivedyt yleisellä kaavalla C X H 2X + 2. Tarkasteltavana olevien aineiden molekyyleissä kaikki hiiliatomit on yhdistetty yksittäisillä sidoksilla.

Tämän sarjan edustajia löytyy luonnosta kaikissa kolmessa aggregaatiotilassa (kaasu, neste, kiinteä).

Kaikki alkaanit (tämän sarjan edustajien hajoamisreaktio on alla) ovat kevyempiä kuin vesi eivätkä liukene siihen. Ne ovat kuitenkin itsessään erinomaisia ​​liuottimia muille yhdisteille.

Tällaisten aineiden tärkeimmistä kemiallisista ominaisuuksista (palaminen, korvaaminen, halogenointi, dehydraus) - ja kyky jakaa. Tämä prosessi voi kuitenkin tapahtua joko kokonaan tai osittain.

Yllä olevaa ominaisuutta voidaan tarkastella metaanin (alkaanisarjan ensimmäisen jäsenen) hajoamisreaktion esimerkissä. Tämä termolyysi tapahtuu 1000 °C:ssa: CH4 → C+2H2.

Kuitenkin, jos metaanin hajoamisreaktio suoritetaan korkeammassa lämpötilassa (1500 ° C) ja sitten se pelkistetään jyrkästi, tämä kaasu ei hajoa kokonaan muodostaen eteeniä ja vetyä: 2CH 4 → C 2 H 4 + 3H 2.

Etaanin hajoaminen

Toinen tarkasteltavana olevan alkaanisarjan jäsen on C 2 H 4 (etaani). Sen hajoamisreaktio tapahtuu myös korkean lämpötilan (50 ° C) vaikutuksesta ja ilman happea tai muita hapettavia aineita. Se näyttää tältä: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2.

Yllä olevaa reaktioyhtälöä etaanin hajoamisesta vedyksi ja eteeniksi ei voida pitää pyrolyysinä sen puhtaassa muodossa. Tosiasia on, että tämä prosessi tapahtuu katalyytin (esimerkiksi nikkelimetallin Ni tai vesihöyry) läsnä ollessa, ja tämä on ristiriidassa pyrolyysin määritelmän kanssa. Siksi on oikein puhua edellä esitetystä halkaisuesimerkistä pyrolyysin aikana tapahtuvana hajoamisprosessina.

On huomattava, että harkittua reaktiota käytetään laajalti teollisuudessa saadakseen maailman eniten tuotettua orgaanista yhdistettä - eteenikaasua. C 2 H 6:n räjähtävyyden vuoksi tämä yksinkertaisin alkeeni syntetisoidaan kuitenkin useammin muista aineista.

Otettuaan huomioon hajoamisreaktion määritelmät, yhtälön, tyypit ja erilaiset esimerkit, voimme päätellä, että sillä on erittäin tärkeä rooli paitsi ihmiskeholle ja luonnolle, myös teollisuudelle. Lisäksi sen avulla laboratorioissa on mahdollista syntetisoida monia hyödyllisiä aineita, mikä auttaa tutkijoita suorittamaan tärkeitä