spojovacia reakcia. Príklady reakcií pripojenia

DEFINÍCIA

Chemická reakcia nazývaná premena látok, pri ktorej dochádza k zmene ich zloženia a (alebo) štruktúry.

Chemické reakcie sa najčastejšie chápu ako proces transformácie východiskové suroviny(reagenty) na konečné látky (produkty).

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

Chemické rovnice môžu obsahovať Ďalšie informácie o vlastnostiach reakcie: teplota, tlak, žiarenie atď., čo je označené zodpovedajúcim symbolom nad (alebo „pod“) znakom rovnosti.

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

Klasifikácia chemických reakcií podľa počtu a zloženia východiskových a výsledných látok

Podľa tejto klasifikácie sa chemické reakcie delia na reakcie kombinačné, rozkladné, substitučné, výmenné.

Ako výsledok zložené reakcie z dvoch alebo viacerých (zložitých alebo jednoduchých) látok vzniká jedna nová látka. IN všeobecný pohľad Rovnica pre takúto chemickú reakciu bude vyzerať takto:

Napríklad:

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

S03 + H20 \u003d H2S04

2Mg + O2 \u003d 2MgO.

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

Kombinované reakcie sú vo väčšine prípadov exotermické, t.j. prúdiť s uvoľňovaním tepla. Ak sa reakcie zúčastňujú jednoduché látky, tak takéto reakcie sú najčastejšie redoxné (ORD), t.j. sa vyskytujú so zmenou oxidačných stavov prvkov. Nedá sa jednoznačne povedať, či reakciu zlúčeniny medzi komplexnými látkami možno pripísať OVR.

Reakcie, pri ktorých sa z jednej komplexnej látky vytvorí niekoľko ďalších nových látok (komplexných alebo jednoduchých), sú klasifikované ako rozkladné reakcie. Vo všeobecnosti bude rovnica pre reakciu chemického rozkladu vyzerať takto:

Napríklad:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H20 \u003d 2H2 + O2 (2)

CuSO4 × 5H20 \u003d CuS04 + 5H20 (3)

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H20 (4)

H2SiO3 \u003d Si02 + H20 (5)

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

(NH 4) 2 Cr207 \u003d Cr203 + N2 + 4H20 (7)

Väčšina rozkladných reakcií prebieha zahrievaním (1,4,5). Môže sa rozložiť podľa elektrický prúd(2). Rozklad kryštalických hydrátov, kyselín, zásad a solí kyselín obsahujúcich kyslík (1, 3, 4, 5, 7) prebieha bez zmeny oxidačných stavov prvkov, t.j. tieto reakcie sa nevzťahujú na OVR. Rozkladné reakcie OVR zahŕňajú rozklad oxidov, kyselín a solí tvorených prvkami vo vyšších oxidačných stupňoch (6).

Reakcie rozkladu sa nachádzajú aj v organická chémia, ale pod inými názvami - krakovanie (8), dehydrogenácia (9):

C18H38 \u003d C9H18 + C9H20 (8)

C4H10 \u003d C4H6 + 2H2 (9)

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

Napríklad:

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

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (2)

2KBr + Cl2 \u003d 2KCl + Br2 (3)

2KS103 + l2 = 2KlO3 + Cl2 (4)

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

Ca3(RO4)2 + ZSi02 = ZCaSi03 + P205 (6)

CH4 + Cl2 = CH3CI + HCl (7)

Substitučné reakcie sú väčšinou redoxné reakcie (1 - 4, 7). Príkladov rozkladných reakcií, pri ktorých nedochádza k zmene oxidačných stavov, je málo (5, 6).

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

AB + CD = AD + CB

Napríklad:

CuO + 2HCl \u003d CuCl2 + H20 (1)

NaOH + HCl \u003d NaCl + H20 (2)

NaHC03 + HCl \u003d NaCl + H20 + CO2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

CrCl3 + ZNaOH = Cr(OH)3 ↓+ ZNaCl (5)

Výmenné reakcie nie sú redoxné. špeciálny prípad tieto výmenné reakcie sú neutralizačné reakcie (reakcie interakcie kyselín s alkáliami) (2). Výmenné reakcie prebiehajú v smere, kedy sa aspoň jedna z látok odoberá z reakčnej sféry vo forme plynnej látky (3), zrazeniny (4, 5) alebo nízkodisociačnej zlúčeniny, najčastejšie vody (1, 2).

Klasifikácia chemických reakcií podľa zmien oxidačných stavov

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

2Mg + CO2 \u003d 2MgO + C (1)

Mg 0 - 2e \u003d Mg 2+ (redukčné činidlo)

C 4+ + 4e \u003d C 0 (oxidačné činidlo)

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

Fe 2+ -e \u003d Fe 3+ (redukčné činidlo)

N 5+ + 3e \u003d N 2+ (oxidačné činidlo)

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

Ca(OH)2 + H2S04 = CaS04↓ + H20 (4)

Klasifikácia chemických reakcií podľa tepelného účinku

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

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

2Mg + O2 \u003d 2MgO + 602,5 kJ (2)

N2 + O2 \u003d 2NO - 90,4 kJ (3)

Klasifikácia chemických reakcií podľa smeru reakcie

Podľa smeru reakcie sa rozlišujú vratné (chemické procesy, ktorých produkty sú schopné navzájom reagovať za rovnakých podmienok, v akých sa získavajú, za vzniku východiskových látok) a nevratné (chemické procesy, ktorých produkty nie sú schopné vzájomne reagovať za vzniku východiskových látok ).

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

A + B ↔ AB

Napríklad:

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

Príklady ireverzibilných reakcií sú nasledujúce reakcie:

2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2

C6H1206 + 602 → 6CO2 + 6H20

Dôkazom nevratnosti reakcie môžu slúžiť reakčné produkty plynnej látky, zrazeniny alebo nízkodisociujúcej zlúčeniny, najčastejšie vody.

Klasifikácia chemických reakcií podľa prítomnosti katalyzátora

Z tohto hľadiska sa rozlišujú katalytické a nekatalytické reakcie.

Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje chemickú reakciu. Reakcie zahŕňajúce katalyzátory sa nazývajú katalytické. Niektoré reakcie sú vo všeobecnosti nemožné bez prítomnosti katalyzátora:

2H202 \u003d 2H20 + O2 (katalyzátor Mn02)

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

MeO + 2HF \u003d MeF2 + H20, kde Me je kov.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

7.1. Hlavné typy chemických reakcií

Premeny látok sprevádzané zmenou ich zloženia a vlastností sa nazývajú chemické reakcie alebo chemické interakcie. Pri chemických reakciách nedochádza k zmene zloženia jadier atómov.

Javy, pri ktorých sa tvar resp fyzický stav látky alebo sa mení zloženie jadier atómov, sa nazývajú fyzikálne. Príkladom fyzikálnych javov je tepelné spracovanie kovy, pri ktorých dochádza k zmene ich tvaru (kovanie), taveniu kovov, sublimácii jódu, premene vody na ľad alebo paru a pod., ako aj k jadrovým reakciám, v dôsledku ktorých sú atómy iných prvkov vytvorený z atómov jedného prvku.

Chemické javy môžu byť sprevádzané fyzikálnymi premenami. Napríklad v dôsledku chemických reakcií v galvanickom článku vzniká elektrický prúd.

Chemické reakcie sú klasifikované podľa rôznych kritérií.

1. Znamením tepelný efekt Všetky reakcie sú rozdelené na endotermický(tečie s absorpciou tepla) a exotermický(tečie s uvoľňovaním tepla) (pozri § 6.1).

2. Podľa stavu agregácie východiskových materiálov a reakčných produktov existujú:

homogénne reakcie, v ktorom sú všetky látky v rovnakej fáze:

2 KOH (p-p) + H2S04 (p-p) = K2SO (p-p) + 2 H20 (g),

CO (g) + Cl2 (g) \u003d COCl2 (g),

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

heterogénne reakcie, látky, v ktorých sú v rôznych fázach:

CaO (c) + CO2 (g) \u003d CaC03 (c),

CuS04 (roztok) + 2 NaOH (roztok) \u003d Cu (OH) 2 (c) + Na2S04 (roztok),

Na2S03 (roztok) + 2HCl (roztok) \u003d 2 NaCl (roztok) + S02 (g) + H20 (1).

3. Podľa schopnosti prúdenia len v smere dopredu, ako aj v smere dopredu a dozadu rozlišujú nezvratné A reverzibilné chemické reakcie (pozri § 6.5).

4. Rozlišujú sa prítomnosťou alebo neprítomnosťou katalyzátorov katalytický A nekatalytické reakcie (pozri § 6.5).

5. Podľa mechanizmu chemických reakcií sa delia na iónový, radikálny a ďalšie (v organickej chémii sa uvažuje o mechanizme chemických reakcií prebiehajúcich za účasti organických zlúčenín).

6. Podľa stavu oxidačných stavov atómov, ktoré tvoria reaktanty, prebiehajú reakcie žiadna zmena oxidačného stavu atómov a so zmenou oxidačného stavu atómov ( redoxné reakcie) (pozri § 7.2) .

7. Podľa zmeny zloženia východiskových látok a reakčných produktov sa rozlišujú reakcie zlúčenina, rozklad, substitúcia a výmena. Tieto reakcie môžu prebiehať so zmenami oxidačných stavov prvkov aj bez nich, tab . 7.1.

Tabuľka 7.1

Druhy chemických reakcií

	Všeobecná schéma	Príklady reakcií prebiehajúcich bez zmeny oxidačného stavu prvkov	Príklady redoxných reakcií
Spojenia (z dvoch alebo viacerých látok vzniká jedna nová látka)		HCl + NH3 \u003d NH4CI; S03 + H20 \u003d H2S04	H2 + Cl2 \u003d 2HCl; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
rozšírenia (z jednej látky vzniká niekoľko nových látok)	A = B + C + D	MgC03 MgO + C02; H2Si03Si02 + H20	2AgN03 2Ag + 2NO2 + O2
Substitúcie (pri interakcii látok atómy jednej látky nahradia atómy inej látky v molekule)	A + BC = AB + C	CaC03 + Si02 CaSi03 + CO2	Pb(N03)2 + Zn = Zn(N03)2 + Pb; Mg + 2HCl \u003d MgCl2 + H2
(dve látky si vymenia svoje zložky a vytvoria dve nové látky)	AB + CD = AD + CB	AICI3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl; Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20

7.2. Redoxné reakcie

Ako je uvedené vyššie, všetky chemické reakcie sú rozdelené do dvoch skupín:

Chemické reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reaktanty, sa nazývajú redoxné reakcie.

Oxidácia je proces darovania elektrónov atómom, molekulou alebo iónom:

Na o - 1e \u003d Na +;

Fe 2+ - e \u003d Fe 3+;

H20 - 2e \u003d 2H+;

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

zotavenie je proces pridávania elektrónov k atómu, molekule alebo iónu:

So + 2e = S2-;

Cr 3+ + e \u003d Cr 2+;

Cl2o + 2e \u003d 2Cl -;

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

Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá. reštaurátorov sú atómy, molekuly alebo ióny, ktoré darujú elektróny.

Pri odbere elektrónov sa oxidačné činidlo v priebehu reakcie redukuje a redukčné činidlo sa oxiduje. Oxidáciu vždy sprevádza redukcia a naopak. teda počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa vždy rovná počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom.

7.2.1. Oxidačný stav

Oxidačný stav je podmienený (formálny) náboj atómu v zlúčenine, vypočítaný za predpokladu, že pozostáva iba z iónov. Stupeň oxidácie sa zvyčajne označuje arabskou číslicou nad symbolom prvku so znamienkom „+“ alebo „–“. Napríklad Al 3+, S 2–.

Na zistenie oxidačných stavov sa riadia nasledujúcimi pravidlami:

oxidačný stav atómov v jednoduchých látkach je nulový;

algebraický súčet oxidačných stavov atómov v molekule je nula, v komplexnom ióne - náboj iónu;

oxidačný stav atómov alkalických kovov je vždy +1;

atóm vodíka v zlúčeninách s nekovmi (CH 4, NH 3 atď.) vykazuje oxidačný stav +1 a pri aktívnych kovoch je jeho oxidačný stav -1 (NaH, CaH 2 atď.);

atóm fluóru v zlúčeninách vždy vykazuje oxidačný stav –1;

stupeň oxidácie atómu kyslíka v zlúčeninách je zvyčajne -2, okrem peroxidov (H 2 O 2, Na 2 O 2), v ktorých je stupeň oxidácie kyslíka -1, a niektorých ďalších látok (superoxidy, ozonidy fluoridy kyslíka).

Maximálny kladný oxidačný stav prvkov v skupine sa zvyčajne rovná číslu skupiny. Výnimkou sú fluór, kyslík, pretože ich najvyšší oxidačný stav je nižší ako číslo skupiny, v ktorej sa nachádzajú. Prvky podskupiny medi tvoria zlúčeniny, v ktorých ich oxidačný stav presahuje číslo skupiny (CuO, AgF 5, AuCl 3).

Maximálny negatívny oxidačný stav prvkov v hlavných podskupinách periodický systém možno určiť odčítaním čísla skupiny od osem. Pre uhlík je to 8 - 4 \u003d 4, pre fosfor - 8 - 5 \u003d 3.

V hlavných podskupinách sa pri pohybe zhora nadol stabilita najvyššieho kladného oxidačného stavu znižuje, v sekundárnych podskupinách naopak zhora nadol stúpa stabilita vyšších oxidačných stavov.

Podmienenosť pojmu stupeň oxidácie možno demonštrovať na príklade niektorých anorganických a organických zlúčenín. Najmä v kyselinách fosfínových (fosforových) H3RO2, fosfónových (fosforových) H3RO3 a fosforečných H3RO4 sú oxidačné stavy fosforu +1, +3 a +5, zatiaľ čo vo všetkých týchto zlúčeninách fosfor je päťmocný. Pre uhlík v metáne CH 4, metanole CH 3 OH, formaldehyde CH 2 O, kyseline mravčej HCOOH a oxide uhoľnatém (IV) CO 2 sú oxidačné stavy uhlíka –4, –2, 0, +2 a +4, v tomto poradí , pričom ako valencia atómu uhlíka vo všetkých týchto zlúčeninách je štyri.

Napriek skutočnosti, že oxidačný stav je podmienený koncept, je široko používaný pri príprave redoxných reakcií.

7.2.2. Najdôležitejšie oxidačné a redukčné činidlá

Typické oxidačné činidlá sú:

1. Jednoduché látky ktorých atómy majú vysokú elektronegativitu. Sú to predovšetkým prvky hlavných podskupín skupín VI a VII periodického systému: kyslík, halogény. Z jednoduchých látok je najsilnejším oxidačným činidlom fluór.

2. Zlúčeniny obsahujúce niektoré katióny kovov vo vysokých oxidačných stavoch: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ atď.

3. Zlúčeniny obsahujúce niektoré komplexné anióny, prvky v ktorých sú vo vysokom kladnom oxidačnom stave: 2–, – – atď.

Medzi reštaurátorov patria:

1. Jednoduché látky, ktorých atómy majú nízku elektronegativitu – aktívne kovy. Nekovy, ako je vodík a uhlík, môžu tiež vykazovať redukčné vlastnosti.

2. Niektoré zlúčeniny kovov obsahujúce katióny (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), ktoré darovaním elektrónov môžu zvýšiť svoj oxidačný stav.

3. Niektoré zlúčeniny obsahujúce také jednoduché ióny, ako sú napríklad I-, S2-.

4. Zlúčeniny obsahujúce komplexné ióny (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, v ktorých prvky môžu darovaním elektrónov zvýšiť svoj kladný oxidačný stav.

V laboratórnej praxi sa najčastejšie používajú tieto oxidačné činidlá:

manganistan draselný (KMn04);

dvojchróman draselný (K2Cr207);

kyselina dusičná (HN03);

koncentrovaná kyselina sírová (H2S04);

peroxid vodíka (H202);

oxidy mangánu (IV) a olova (IV) (Mn02, Pb02);

roztavený dusičnan draselný (KNO 3) a taveniny niektorých ďalších dusičnanov.

Medzi redukčné činidlá používané v laboratórnej praxi patria:

• horčík (Mg), hliník (Al) a iné aktívne kovy;
• vodík (H2) a uhlík (C);
• jodid draselný (KI);
• sulfid sodný (Na2S) a sírovodík (H2S);
• siričitan sodný (Na2S03);
• chlorid cínatý (SnCl2).

7.2.3. Klasifikácia redoxných reakcií

Redoxné reakcie sa zvyčajne delia na tri typy: intermolekulárne, intramolekulárne a disproporcionačné reakcie (samooxidácia-samoobnovenie).

Medzimolekulové reakcie sa vyskytujú so zmenou oxidačného stavu atómov, ktoré sú v rôznych molekulách. Napríklad:

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

C + 4 HN03 (konc) = C02 + 4 N02 + 2 H20.

TO intramolekulárne reakcie zahŕňajú také reakcie, v ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo súčasťou tej istej molekuly, napríklad:

(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4 H20,

2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .

IN disproporčné reakcie(samooxidácia-samoliečenie) atóm (ión) toho istého prvku je oxidačným činidlom aj redukčným činidlom:

Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H20,

2 N02 + 2 NaOH \u003d NaN02 + NaN03 + H20.

7.2.4. Základné pravidlá pre zostavovanie redoxných reakcií

Príprava redoxných reakcií sa uskutočňuje podľa krokov uvedených v tabuľke. 7.2.

Tabuľka 7.2

Etapy zostavovania rovníc redoxných reakcií

	Akcia
	Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
	Určite produkty redoxnej reakcie.
	Zostavte bilanciu elektrónov a použite ju na usporiadanie koeficientov pre látky, ktoré menia svoje oxidačné stavy.
	Usporiadajte koeficienty iných látok, ktoré sa zúčastňujú a vznikajú v redoxnej reakcii.
	Skontrolujte správne umiestnenie koeficientov spočítaním množstva hmoty atómov (zvyčajne vodíka a kyslíka), ktoré sa nachádzajú na ľavej a pravej strane reakčnej rovnice.

Zvážte pravidlá zostavovania redoxných reakcií na príklade interakcie siričitanu draselného s manganistanom draselným v kyslom prostredí:

1. Stanovenie oxidačného činidla a redukčného činidla

Mangán, ktorý je v najvyššom oxidačnom stave, nemôže darovať elektróny. Mn 7+ bude prijímať elektróny, t.j. je oxidačné činidlo.

Ión S 4+ môže darovať dva elektróny a prejsť na S 6+, t.j. je reštaurátor. V uvažovanej reakcii je teda K2S03 redukčné činidlo a KMn04 je oxidačné činidlo.

2. Vytvorenie reakčných produktov

K2SO3 + KMnO4 + H2S04?

Dávaním dvoch elektrónov elektrónu S 4+ prechádza do S 6+. Siričitan draselný (K 2 SO 3) sa tak mení na síran (K 2 SO 4). V kyslom prostredí Mn 7+ prijíma 5 elektrónov a v roztoku kyseliny sírovej (médium) tvorí síran manganatý (MnSO 4). V dôsledku tejto reakcie sa tiež vytvárajú ďalšie molekuly síranu draselného (v dôsledku iónov draslíka, ktoré tvoria manganistan), ako aj molekuly vody. Uvažovanú reakciu teda možno napísať takto:

K2S03 + KMn04 + H2S04 = K2S04 + MnS04 + H20.

3. Zostavenie elektrónovej bilancie

Na zostavenie rovnováhy elektrónov je potrebné uviesť tie oxidačné stavy, ktoré sa menia v uvažovanej reakcii:

K2S4+03 + KMn7+04 + H2S04 = K2S6+04 + Mn2+ SO4 + H20.

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

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

Počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa musí rovnať počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom. Preto by sa reakcie mali zúčastniť dva Mn 7+ a päť S 4+:

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

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

Počet elektrónov darovaných redukčným činidlom (10) sa teda bude rovnať počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom (10).

4. Usporiadanie koeficientov v reakčnej rovnici

V súlade s rovnováhou elektrónov je potrebné umiestniť koeficient 5 pred K 2 SO 3 a 2 pred KMnO 4. Na pravej strane dáme koeficient 6 pred síran draselný, keďže jedna molekula sa pridáva k piatim molekulám K 2 SO 4 vytvoreným počas oxidácie siričitanu draselného K 2 SO 4 v dôsledku väzby iónov draslíka, ktoré tvoria manganistan. Keďže sa ako oxidačné činidlo zúčastňuje reakcie dva vznikajú aj molekuly manganistanu na pravej strane dva molekuly síranu mangánu. Na naviazanie reakčných produktov (draselné a mangánové ióny, ktoré sú súčasťou manganistanu) je potrebné tri molekuly kyseliny sírovej, preto ako výsledok reakcie, tri molekuly vody. Nakoniec dostaneme:

5 K2S03 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 6 K2S04 + 2 MnS04 + 3 H20.

5. Kontrola správneho umiestnenia koeficientov v reakčnej rovnici

Počet atómov kyslíka na ľavej strane reakčnej rovnice je:

5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.

Na pravej strane bude toto číslo:

6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.

Počet atómov vodíka na ľavej strane reakčnej rovnice je šesť a zodpovedá počtu týchto atómov na pravej strane reakčnej rovnice.

7.2.5. Príklady redoxných reakcií zahŕňajúcich typické oxidačné a redukčné činidlá

7.2.5.1. Medzimolekulové oxidačno-redukčné reakcie

Nižšie sú ako príklady uvedené redoxné reakcie zahŕňajúce manganistan draselný, dvojchróman draselný, peroxid vodíka, dusitan draselný, jodid draselný a sulfid draselný. Redoxné reakcie zahŕňajúce iné typické oxidačné a redukčné činidlá sú diskutované v druhej časti príručky („Anorganická chémia“).

Redoxné reakcie zahŕňajúce manganistan draselný

V závislosti od prostredia (kyslé, neutrálne, zásadité) poskytuje manganistan draselný, pôsobiaci ako oxidačné činidlo, rôzne redukčné produkty, obr. 7.1.

Ryža. 7.1. Tvorba produktov redukcie manganistanu draselného v rôznych médiách

Nižšie sú uvedené reakcie KMn04 so sulfidom draselným ako redukčným činidlom v rôznych médiách, ilustrujúce schému, obr. 7.1. Pri týchto reakciách je produktom oxidácie sulfidového iónu voľná síra. V alkalickom prostredí sa molekuly KOH nezúčastňujú reakcie, ale len určujú redukčný produkt manganistanu draselného.

5 K2S + 2 KMnO4 + 8 H2S04 \u003d 5 S + 2 MnS04 + 6 K2S04 + 8 H20,

3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H202 MnO2 + 3 S + 8 KOH,

K2S + 2 KMnO4 – (KOH)2K2Mn04 + S.

Redoxné reakcie zahŕňajúce dvojchróman draselný

V kyslom prostredí je dvojchróman draselný silným oxidačným činidlom. Zmes K 2 Cr 2 O 7 a koncentrovanej H 2 SO 4 (chrómový pík) má široké využitie v laboratórnej praxi ako oxidačné činidlo. Jedna molekula dvojchrómanu draselného pri interakcii s redukčným činidlom prijíma šesť elektrónov a vytvára zlúčeniny trojmocného chrómu:

6 FeS04 + K2Cr207 +7 H2S04 \u003d 3 Fe2 (S04) 3 + Cr2 (S04) 3 + K2S04 + 7 H20;

6 KI + K2Cr207 + 7 H2S04 \u003d 3 I2 + Cr2 (SO4) 3 + 4 K2S04 + 7 H20.

Redoxné reakcie zahŕňajúce peroxid vodíka a dusitan draselný

Peroxid vodíka a dusitan draselný majú prevažne oxidačné vlastnosti:

H2S + H202 \u003d S + 2 H20,

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

Pri interakcii so silnými oxidačnými činidlami (ako je napríklad KMnO 4) však peroxid vodíka a dusitan draselný pôsobia ako redukčné činidlo:

5 H202 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 502 + 2 MnS04 + K2S04 + 8 H20,

5 KN02 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 5 KN03 + 2 MnSO4 + K2S04 + 3 H20.

Treba poznamenať, že v závislosti od média sa peroxid vodíka redukuje podľa schémy na obr. 7.2.

Ryža. 7.2. Možné produkty redukcie peroxidu vodíka

V tomto prípade sa v dôsledku reakcií tvoria vodné alebo hydroxidové ióny:

2 FeSO4 + H202 + H2S04 = Fe2 (S04)3 + 2 H20,

2 KI + H202 \u003d I2 + 2 KOH.

7.2.5.2. Intramolekulárne redoxné reakcie

Intramolekulárne redoxné reakcie prebiehajú spravidla pri zahrievaní látok, ktorých molekuly obsahujú redukčné činidlo a oxidačné činidlo. Príklady intramolekulárnych redukčno-oxidačných reakcií sú procesy tepelného rozkladu dusičnanov a manganistanu draselného:

2 NaNO 3 2 NaN02 + 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. Disproporčné reakcie

Ako je uvedené vyššie, v disproporcionačných reakciách je ten istý atóm (ión) oxidačným činidlom aj redukčným činidlom. Zvážte proces zostavovania tohto typu reakcie pomocou príkladu interakcie síry s alkáliou.

Charakteristické oxidačné stavy síry: – 2, 0, +4 a +6. Elementárna síra, ktorá pôsobí ako redukčné činidlo, daruje 4 elektróny:

Takže – 4e = S4+.

Síra – Oxidačné činidlo prijíma dva elektróny:

S o + 2e \u003d S 2–.

V dôsledku disproporcionačnej reakcie síry teda vznikajú zlúčeniny, oxidačné stavy prvku, v ktorých – 2 a vpravo +4:

3S + 6 KOH \u003d 2 K2S + K2S03 + 3 H20.

Keď je oxid dusnatý (IV) disproporcionovaný v alkálii, získajú sa dusitany a dusičnany - zlúčeniny, v ktorých sú oxidačné stavy dusíka +3 a +5:

2N4+02 + 2 KOH = KN3+02 + KN5+ O3 + H20,

Disproporcionácia chlóru v studenom alkalickom roztoku vedie k tvorbe chlórnanu a v horúcom - chlorečnanu:

Cl 0 2 + 2 KOH \u003d KCl - + KCl + O + H20,

Cl02 + 6 KOH 5 KCl - + KCl 5+ O3 + 3H20.

7.3. Elektrolýza

Redoxný proces, ktorý sa vyskytuje v roztokoch alebo taveninách, keď nimi prechádza jednosmerný elektrický prúd, sa nazýva elektrolýza. V tomto prípade sú anióny oxidované na kladnej elektróde (anóde). Katióny sa redukujú na zápornej elektróde (katóde).

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

S elektrolýzou vodné roztoky elektrolytov, spolu s premenami rozpustenej látky môžu prebiehať elektrochemické procesy za účasti vodíkových iónov a hydroxidových iónov vody:

katóda (-): 2 H + + 2e \u003d H2,

anóda (+): 4 OH - - 4e \u003d 02 + 2 H20.

V tomto prípade proces obnovy na katóde prebieha takto:

1. Aktívne katióny kovov (do Al 3+ vrátane) sa na katóde neredukujú, ale redukuje sa vodík.

2. Katióny kovov nachádzajúce sa v sérii štandardných elektródových potenciálov (v sérii napätí) napravo od vodíka sa redukujú na katóde na voľné kovy počas elektrolýzy.

3. Kovové katióny nachádzajúce sa medzi Al 3+ a H + sa redukujú na katóde súčasne s vodíkovým katiónom.

Procesy prebiehajúce vo vodných roztokoch na anóde závisia od látky, z ktorej je anóda vyrobená. Existujú nerozpustné anódy ( inertný) a rozpustné ( aktívny). Ako materiál inertných anód sa používa grafit alebo platina. Rozpustné anódy sú vyrobené z medi, zinku a iných kovov.

Počas elektrolýzy roztokov s inertnou anódou, nasledujúce produkty:

1. Pri oxidácii halogenidových iónov sa uvoľňujú voľné halogény.

2. Pri elektrolýze roztokov obsahujúcich anióny SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– sa uvoľňuje kyslík, t.j. na anóde sa oxidujú nie tieto ióny, ale molekuly vody.

Vzhľadom na vyššie uvedené pravidlá uvažujme ako príklad elektrolýzu vodných roztokov NaCl, CuSO 4 a KOH s inertnými elektródami.

1). V roztoku sa chlorid sodný disociuje na ióny.

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

Čo sa nazýva chemická reakcia

V prvom rade daj všeobecná definícia tento jav. Uvažovaná veta sa vzťahuje na rôzne reakcie látok rôznej zložitosti, výsledkom čoho sú produkty, ktoré sa líšia od pôvodných. Látky zahrnuté v tomto procese sa označujú ako "reagenty".

Pri písaní sa chemická reakcia organických zlúčenín (a anorganických) zapisuje pomocou špecializovaných rovníc. Navonok sa trochu podobajú matematické príklady pridaním. Namiesto znamienka rovnosti ("=") sa však používajú šípky ("→" alebo "⇆"). Navyše, niekedy môže byť na pravej strane rovnice viac látok ako na ľavej. Všetko pred šípkou sú látky pred začiatkom reakcie ( ľavá strana vzorce). Všetko po nej pravá časť), - zlúčeniny vznikajúce v dôsledku chemického procesu, ktorý nastal.

Ako príklad chemickej rovnice môžeme považovať vodu na vodík a kyslík pod vplyvom elektrického prúdu: 2H 2 O → 2H 2 + O 2. Voda je počiatočným reaktantom a kyslík a vodík sú produkty.

Ako ďalší, ale už viac komplexný príklad chemická reakcia zlúčenín, môžete považovať za fenomén známy každej gazdinke, ktorá aspoň raz piekla sladkosti. Ide o hasenie prášok na pečenie pomocou stolového octu. Prebiehajúci dej je znázornený pomocou nasledujúcej rovnice: NaHCO 3 +2 CH 3 COOH → 2CH 3 COONa + CO 2 + H 2 O. Z nej je zrejmé, že v procese interakcie hydrogénuhličitanu sodného a octu, sodná soľ octová kyselina, voda a oxid uhličitý.

Svojou povahou zaujíma medzipolohu medzi fyzickým a jadrovým.

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

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

Aké sú typy chemických procesov

Distribúcia reakcií zlúčenín podľa typu prebieha podľa rôznych kritérií:

• Reverzibilita / nezvratnosť.
• Prítomnosť/neprítomnosť katalyzujúcich látok a procesov.
• Absorpciou / uvoľnením tepla (endotermické / exotermické reakcie).
• Podľa počtu fáz: homogénne / heterogénne a dve hybridné odrody.
• Zmenou oxidačných stavov interagujúcich látok.

Druhy chemických procesov v spôsobe interakcie

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

Názov každého z nich zodpovedá procesu, ktorý popisuje. To znamená, že sa kombinujú, pri substitúcii sa menia na iné skupiny, pri rozklade jedného činidla vzniká niekoľko a pri výmene si účastníci reakcie medzi sebou menia atómy.

Typy procesov podľa spôsobu interakcie v organickej chémii

Napriek veľkej zložitosti prebiehajú reakcie organických zlúčenín podľa rovnakého princípu ako anorganické. Majú však trochu iné mená.

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

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

Chemická reakcia zlúčeniny

Po zvážení rôzne druhy procesy, v ktorých látky vstupujú do organickej a anorganickej chémie, stojí za to podrobnejšie sa zaoberať zlúčeninou.

Táto reakcia sa líši od všetkých ostatných tým, že bez ohľadu na počet činidiel na jej začiatku sa vo finále všetky spoja do jedného.

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

Rovnica reakcie zlúčeniny

Schematicky možno uvažovaný proces znázorniť takto: A+BV → ABC. V tomto vzorci je ABV novovytvorené A - jednoduché činidlo a BV - variant komplexnej zlúčeniny.

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

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

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

Reakčné podmienky v anorganických zlúčeninách

Ako bolo uvedené v predchádzajúcej rovnici, látky môžu vstúpiť do uvažovanej interakcie rôzneho stupňaťažkosti.

V tomto prípade sú pre jednoduché činidlá anorganického pôvodu možné redoxné reakcie zlúčeniny (A + B → AB).

Ako príklad môžeme uvažovať o procese získania trivalentu, na ktorý sa uskutoční zložená reakcia medzi chlórom a železom (železom): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.

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

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

O niečo dokonalejšia (než prvá) chemická rovnica 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 je príkladom redoxného procesu pri interakcii jednoduchých a zložitých anorganických činidiel: plynu (chlór) a soli (chlorid železa).

Typy adičných reakcií v organickej chémii

Ako už bolo uvedené vo štvrtom odseku, v látkach organického pôvodu sa príslušná reakcia nazýva "adícia". Spravidla sa na ňom podieľajú komplexné látky s dvojitou (alebo trojitou) väzbou.

Napríklad reakcia medzi dibrómom a etylénom, ktorá vedie k vytvoreniu 1,2-dibrómetánu: (C2H4)CH2\u003dCH2 + Br2 -> (C2H4Br2) BrCH2 - CH2Br. Mimochodom, znamienka podobné rovná sa a mínus ("=" a "-") v tejto rovnici ukazujú väzby medzi atómami komplexnej látky. Toto je vlastnosť písania vzorcov organických látok.

V závislosti od toho, ktorá zo zlúčenín pôsobí ako činidlá, sa rozlišuje niekoľko druhov uvažovaného procesu pridávania:

• Hydrogenácia (molekuly vodíka sa pridávajú pozdĺž násobnej väzby).
• Hydrohalogenácia (pridáva sa halogenovodík).
• Halogenácia (prídavok halogénov Br2, Cl2 a podobne).
• Polymerizácia (vznik z niekoľkých nízkomolekulárnych zlúčenín látok s vysokou molekulovou hmotnosťou).

Príklady adičných reakcií (zlúčeniny)

Po vymenovaní odrôd posudzovaného procesu sa oplatí naučiť sa v praxi niekoľko príkladov zloženej reakcie.

Ako ilustráciu hydrogenácie môžete venovať pozornosť rovnici pre interakciu propénu s vodíkom, v dôsledku čoho sa objaví propán: (C 3 H 6) CH 3 -CH \u003d CH 2 + H 2 → (C 3H 8) CH3-CH2-CH3.

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

Pokiaľ ide o halogenáciu, možno ju ilustrovať reakciou medzi dichlórom a etylénom, ktorá vedie k tvorbe 1,2-dichlóretánu: (C2H4)CH2 = CH2 + Cl2 → (C2H4Cl2) ClCH2-CH2CI .

V dôsledku organickej chémie vzniká veľa užitočných látok. Potvrdením toho je reakcia spojenia (naviazania) molekúl etylénu s radikálovým iniciátorom polymerizácie pod vplyvom ultrafialového žiarenia: n CH 2 \u003d CH 2 (R a UV svetlo) → (-CH 2 -CH 2 -) n . Takto vytvorená látka je každému dobre známa pod názvom polyetylén.

Z tohto materiálu sa vyrábajú rôzne druhy obalov, vrecúšok, riadu, rúr, izolačných materiálov a mnoho iného. Charakteristickým znakom tejto látky je možnosť jej recyklácie. Polyetylén vďačí za svoju obľúbenosť tomu, že sa nerozkladá, a preto sa k nemu ekológovia stavajú negatívne. Avšak v posledné roky našli spôsob, ako bezpečne zlikvidovať výrobky vyrobené z polyetylénu. Na tento účel sa materiál spracuje kyselinou dusičnou (HNO 3). Potom určité typy baktérie sú schopné túto látku rozložiť na neškodné zložky.

Reakcia spojenia (sčítanie) zohráva v prírode a živote človeka dôležitú úlohu. Okrem toho ho často používajú vedci v laboratóriách na syntézu nových látok pre rôzne dôležité štúdie.

Rozkladné reakcie zohrávajú dôležitú úlohu v živote planéty. Koniec koncov, prispievajú k ničeniu odpadových produktov všetkých biologických organizmov. Okrem toho tento proces denne pomáha Ľudské telo tráviť rôzne zložité zlúčeniny ich štiepením na jednoduché (katabolizmus). Okrem všetkého vyššie uvedeného táto reakcia prispieva k tvorbe jednoduchých organických a anorganických látok z komplexných. Dozvieme sa viac o tomto procese a tiež sa pozrime na praktické príklady rozkladnej chemickej reakcie.

Čo sa nazýva reakcie v chémii, aké sú ich typy a na čom závisia

Pred štúdiom informácií o rozklade sa oplatí dozvedieť sa o nich všeobecne. Tento názov označuje schopnosť molekúl niektorých látok interagovať s inými a vytvárať týmto spôsobom nové zlúčeniny.

Napríklad, ak kyslík a dva navzájom interagujú, výsledkom budú dve molekuly oxidu vodíka, ktorý všetci poznáme ako voda. Tento proces možno zapísať pomocou nasledujúcej chemickej rovnice: 2H2 + O2 → 2H20.

Hoci existujú rôzne kritériá, podľa ktorých sa chemické reakcie rozlišujú (tepelný efekt, katalyzátory, prítomnosť/neprítomnosť fázových rozhraní, zmeny oxidačných stavov činidiel, reverzibilita/ireverzibilita), najčastejšie sa klasifikujú podľa typu transformácie interagujúcich látok.

Rozlišujú sa teda štyri typy chemických procesov.

• Zlúčenina.
• Rozklad.
• Výmena.
• Substitúcia.

Všetky vyššie uvedené reakcie sú graficky zapísané pomocou rovníc. Ich všeobecná schéma vyzerá takto: A → B.

Na ľavej strane tohto vzorca sú počiatočné činidlá a na pravej strane - látky vytvorené v dôsledku reakcie. Spravidla vyžaduje na spustenie pôsobenie teploty, elektriny alebo použitie katalytických prísad. Ich prítomnosť by mala byť uvedená aj v chemickej rovnici.

rozklady (štiepenie)

Tento typ chemického procesu je charakterizovaný tvorbou dvoch alebo viacerých nových zlúčenín z molekúl jednej látky.

Hovoriac viac jednoduchý jazyk, rozkladná reakcia sa dá porovnať s domom od projektanta. Keď sa dieťa rozhodlo postaviť auto a loď, rozoberie počiatočnú štruktúru a postaví požadovanú z jej častí. Zároveň sa nemení štruktúra prvkov samotného konštruktéra, rovnako ako sa to deje s atómami látky, ktorá sa podieľa na štiepení.

Ako vyzerá rovnica uvažovanej reakcie?

Napriek tomu, že stovky spojení sú schopné rozdelenia na jednoduchšie komponenty, všetky takéto procesy prebiehajú podľa rovnakého princípu. Môžete to znázorniť pomocou schematického vzorca: ABV → A + B + C.

V ňom je ABV počiatočnou zlúčeninou, ktorá prešla štiepením. A, B a C sú látky vytvorené z atómov ABV počas rozkladnej reakcie.

Typy štiepnych reakcií

Ako už bolo spomenuté vyššie, na začiatok nejaké chemický proces, je často potrebné vyvinúť určitý vplyv na činidlá. V závislosti od typu takejto stimulácie existuje niekoľko typov rozkladu:

Rozklad manganistanu draselného (KMnO4)

Keď sme sa zaoberali teóriou, stojí za to zvážiť praktické príklady procesu štiepenia látok.

Prvým z nich bude rozpad KMnO 4 (bežne označovaného ako manganistan draselný) v dôsledku zahrievania. Reakčná rovnica vyzerá takto: 2KMnO 4 (t 200 ° C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.

Z prezentovaného chemický vzorec možno vidieť, že na aktiváciu procesu je potrebné zahriať počiatočné činidlo na 200 stupňov Celzia. Pre lepšiu reakciu sa manganistan draselný umiestni do vákuovej nádoby. Z toho môžeme usúdiť, že tento proces je pyrolýza.

V laboratóriách a vo výrobe sa vykonáva na získanie čistého a kontrolovaného kyslíka.

Termolýza chlorečnanu draselného (KClO3)

Rozkladná reakcia Bertholletovej soli je ďalším príkladom čistej klasickej termolýzy.

Uvedený proces prechádza dvoma fázami a vyzerá takto:

• 2 KCl03 (t 400 °C) -> 3KCl04 + KCl.
• KCl04 (t od 550 °C) -» KCl + 202

Tiež termolýza chlorečnanu draselného sa môže vykonávať pri viac nízke teploty(do 200 ° C) v jednom stupni, ale na to je potrebné, aby sa reakcie zúčastnili katalyzujúce látky - oxidy rôznych kovov (meď, ferum, mangán atď.).

Rovnica tohto druhu bude vyzerať takto: 2KClO 3 (t 150 ° C, MnO 2) → KCl + 2O 2.

Rovnako ako manganistan draselný sa Bertoletova soľ používa v laboratóriách a priemysle na výrobu čistého kyslíka.

Elektrolýza a rádiolýza vody (H20)

Ďalšia zaujímavosť praktický príklad uvažovanou reakciou bude rozklad vody. Môže sa vyrábať dvoma spôsobmi:

• Pod vplyvom elektrického prúdu na oxid vodíka: H 2 O → H 2 + O 2. Uvažovaný spôsob získavania kyslíka využívajú ponorkári na svojich ponorkách. Aj v budúcnosti sa plánuje jeho využitie na výrobu vodíka v veľké množstvá. Hlavnou prekážkou toho sú dnes obrovské náklady na energiu, ktoré sú potrebné na stimuláciu reakcie. Keď sa nájde spôsob, ako ich minimalizovať, elektrolýza vody sa stane hlavným spôsobom výroby nielen vodíka, ale aj kyslíka.
• Voda sa môže štiepiť aj pôsobením alfa žiarenia: H 2 O → H 2 O + +e -. Výsledkom je, že molekula oxidu vodíka stráca jeden elektrón a stáva sa ionizovanou. V tejto forme H2O + opäť reaguje s inými neutrálnymi molekulami vody a vytvára vysoko reaktívny hydroxidový radikál: H2O + H2O + → H2O + OH. Stratený elektrón zase paralelne reaguje aj s neutrálnymi molekulami oxidu vodíka, čím prispieva k ich rozkladu na radikály H a OH: H 2 O + e - → H + OH.

Rozklad alkánov: metán

Berúc do úvahy rôznymi spôsobmi oddelenie zložitých látok, oplatí sa zaplatiť Osobitná pozornosť rozkladné reakcie alkánov.

Tento názov skrýva nasýtené uhľovodíky so všeobecným vzorcom C X H 2X + 2. V molekulách uvažovaných látok sú všetky atómy uhlíka spojené jednoduchými väzbami.

Zástupcovia tohto radu sa v prírode nachádzajú vo všetkých troch stavoch agregácie (plyn, kvapalina, pevná látka).

Všetky alkány (reakcia rozkladu zástupcov tejto série je uvedená nižšie) sú ľahšie ako voda a nerozpúšťajú sa v nej. Samotné sú však výbornými rozpúšťadlami pre iné zlúčeniny.

Medzi hlavné chemické vlastnosti takéto látky (spaľovanie, substitúcia, halogenácia, dehydrogenácia) – a schopnosť štiepenia. Tento proces sa však môže vyskytnúť úplne alebo čiastočne.

Vyššie uvedenú vlastnosť možno uvažovať na príklade rozkladnej reakcie metánu (prvý člen alkánového radu). Táto termolýza nastáva pri 1000 °C: CH4 -> C+2H2.

Ak sa však reakcia rozkladu metánu uskutočňuje pri vyššej teplote (1500 ° C) a potom sa prudko zníži, tento plyn sa úplne nerozštiepi a nevytvorí etylén a vodík: 2CH4 → C2H4 + 3H2.

Rozklad etánu

Druhým členom uvažovaného radu alkánov je C2H4 (etán). K rozkladnej reakcii dochádza aj pod vplyvom vysoká teplota(50 °C) a pri úplná absencia kyslík alebo iné oxidanty. Vyzerá to takto: C2H6 → C2H4 + H2.

Vyššie uvedená reakčná rovnica pre rozklad etánu na vodík a etylén nemôže byť považovaná za pyrolýzu v jej čistej forme. Faktom je, že k tomuto procesu dochádza v prítomnosti katalyzátora (napríklad kovového niklu Ni alebo vodnej pary), čo je v rozpore s definíciou pyrolýzy. Preto je správne hovoriť o vyššie uvedenom príklade štiepenia ako o rozkladnom procese prebiehajúcom počas pyrolýzy.

Treba poznamenať, že uvažovaná reakcia je široko používaná v priemysle na získanie najviac vyrábanej organickej zlúčeniny na svete - etylénového plynu. Pre výbušnosť C 2 H 6 sa však tento najjednoduchší alkén častejšie syntetizuje z iných látok.

Po zvážení definícií, rovnice, typov a rôzne príklady rozkladnej reakcie, môžeme konštatovať, že zohráva veľmi dôležitú úlohu nielen pre Ľudské telo a prírodu, ale aj pre priemysel. Tiež s jeho pomocou v laboratóriách je možné syntetizovať mnohé užitočný materiál, ktorá pomáha vedcom vykonávať dôležité