Многие процессы, без которых невозможно представить нашу жизнь (такие как дыхание, пищеварение, фотосинтез и подобные им), связаны с различными химическими реакциями органических соединений (и неорганических). Давайте рассмотрим основные их виды и более детально остановимся на процессе под названием соединение (присоединение).
Что называется химической реакцией
Прежде всего стоит дать общее определение этому явлению. Под рассматриваемым словосочетанием подразумеваются различные реакции веществ разной сложности, в результате которых образуются отличные от исходных продукты. Участвующие в этом процессе вещества именуются "реагенты".
На письме химическая реакция органических соединений (и неорганических) записывается при помощи специализированных уравнений. Внешне они немного напоминают математические примеры по сложению. Однако вместо знака равно ("=") используются стрелки ("→" или "⇆"). Помимо этого в правой части уравнения иногда может быть больше веществ, нежели в левой. Все, что находится до стрелки, - это вещества до начала реакции (левая часть формулы). Все, что после нее (правая часть), - соединения, образовавшиеся в результате произошедшего химического процесса.
В качестве примера химического уравнения можно рассмотреть воды на водород и кислород под действием электрического тока: 2Н 2 О → 2Н 2 + О 2 . Вода - это исходный реагент, а кислород с водородом - продукты.
В качестве еще одного, но уже более сложного примера химической реакции соединений можно рассмотреть явление, знакомое каждой хозяйке, хоть раз выпекавшей сладости. Речь идет о гашении пищевой соды с помощью столового уксуса. Происходящее действие иллюстрируется при помощи такого уравнения: NaHCO 3 +2 СН 3 СООН → 2CH 3 COONa + СО 2 + Н 2 О. Из него ясно, что в процессе взаимодействия гидрокарбоната натрия и уксуса образуется натриевая соль уксусной кислоты, вода и углекислый газ.
По свой природе занимает промежуточное место между физическими и ядерными.
В отличие от первых, участвующие в химических реакциях соединения способны менять свой состав. То есть из атомов одного вещества можно образовать несколько других, как в вышеупомянутом уравнении разложения воды.
В отличие от ядерных реакций химические не затрагивает ядра атомов взаимодействующих веществ.
Какие бывают виды химических процессов
Распределение реакций соединений по видам происходит по разным критериям:
- Обратимость/необратимость.
- Наличие/отсутствие катализирующих веществ и процессов.
- По поглощению/выделению тепла (эндотермическая/экзотермическая реакции).
- По количеству фаз: гомогенные/гетерогенные и две гибридные их разновидности.
- По изменению степеней окисления взаимодействующих веществ.
Виды химических процессов в по способу взаимодействия
Этот критерий является особым. С его помощью выделяют четыре разновидности реакций: соединение, замещение, разложение (расщепление) и обмен.
Название каждой из них соответствует процессу, который она описывает. То есть в объединяются, в замещении - меняются на другие группы, в разложении из одного реагента образуется несколько, а в обмене участники реакции меняются между собой атомами.
Виды процессов по способу взаимодействия в органической химии
Несмотря на большую сложность, реакции органических соединений происходят по тому же принципу, что и неорганические. Однако они имеют несколько отличные названия.
Так, реакции соединения и разложения именуются «присоединение», а также «отщепление» (элимирование) и непосредственно органическое разложение (в этом разделе химии присутствуют два типа процессов расщепления).
Другие реакции органических соединений - это замещение (название не меняется), перегруппировка (обмен) и окислительно-восстановительные процессы. Несмотря на схожесть механизмов их протекания, в органике они более многогранны.
Химическая реакция соединения
Рассмотрев различные виды процессов, в которые вступают вещества в органической и неорганической химии, стоит остановиться более подробно именно на соединении.
Данная реакция отличается от всех остальных тем, что, независимо от количества реагентов в ее начале, в финале они все соединяются в одно.
В качестве примера можно вспомнить процесс гашения извести: СаО + Н 2 О → Са(ОН) 2 . В данном случае происходит реакция соединения оксида кальция (негашеной извести) с оксидом гидрогена (водой). В результате образуется гидроксид кальция (гашеная известь) и выделяется теплый пар. Кстати, это означает, что данный процесс действительно экзотермический.
Уравнение реакции соединения
Схематически рассматриваемый процесс можно изобразить следующим образом: А+БВ → АБВ. В данной формуле АБВ - это новообразованное А - простой реагент, а БВ - вариант сложного соединения.
Стоит отметить, что эта формула характерна и для процесса присоединения и соединения.
Примеры реакции рассматриваемой - это взаимодействие оксида натрия и углекислого газа (NaO 2 + СО 2 (t 450-550 °С) → Na 2 CO 3), а также оксида серы с кислородом (2SO 2 + O 2 → 2SO 3).
Также между собой способны реагировать несколько сложных соединений: АБ + ВГ → АБВГ. Например, все тот же оксид натрия и оксид гидрогена: NaO 2 +Н 2 О → 2NaOH.
Условия протекания реакции в неорганических соединениях
Как было показано в предыдущем уравнении, в рассматриваемое взаимодействие способны вступать вещества разной степени сложности.
При этом для простых реагентов неорганического происхождения возможны окислительно-восстановительные реакции соединения (А + В → АБ).
В качестве примера можно рассмотреть процесс получения трехвалентного Для этого проводится реакция соединения между хлором и ферумом (железом): 3Cl 2 + 2Fe → 2FeCl 3.
В случае если речь идет о взаимодействии сложных неорганических веществ (АБ + ВГ → АБВГ), процессы в них способны происходить, как влияя, так и не влияя на их валентность.
Как иллюстрацию к этому стоит рассмотреть пример образования гидрокарбоната кальция из углекислого газа, оксида гидрогена (воды) и белого пищевого красителя Е170 (карбоната кальция): СО 2 + Н 2 О +СаСО 3 → Са(СО 3) 2. В данном случае имеет место классическая реакция соединения. При ее осуществлении валентность реагентов не меняется.
Чуть более совершенное (нежели первое) химическое уравнение 2FeCl 2 + Cl 2 → 2FeCl 3 является примером окислительно-восстановительного процесса при взаимодействии простого и сложного неорганических реагентов: газа (хлора) и соли (хлорида железа).
Виды реакций присоединения в органической химии
Как уже было указано в четвертом пункте, в веществах органического происхождения рассматриваемая реакция именуется «присоединением». Как правило, в ней принимают участие сложные вещества с двойной (или тройной) связью.
Например, реакция между дибромом и этиленом, ведущая к образованию 1,2-дибромэтана: (С 2 Н 4) СН 2 = СН 2 + Br 2 → (C₂H₄Br₂) BrCH 2 - CH 2 Br. Кстати, знаки похожие на равно и минус ("=" и "-"), в данном уравнении показывают связи между атомами сложного вещества. Это особенность записи формул органических веществ.
В зависимости от того, какие из соединений выступают в роли реагентов, выделяются несколько разновидностей рассматриваемого процесса присоединения:
- Гидрирование (добавляются молекулы гидрогена Н по кратной связи).
- Гидрогалогенирование (присоединяется галогеноводород).
- Галогенирование (добавление галогенов Br 2 , Cl 2 и подобных).
- Полимеризация (образование из нескольких низкомолекулярных соединений веществ с высокой молекулярной массой).
Примеры реакции присоединения (соединения)
После перечисления разновидностей рассматриваемого процесса стоит узнать на практике некоторые примеры реакции соединения.
В качестве иллюстрации гидрирования можно обратить внимание на уравнение взаимодействия пропена с водородом, в результате которого возникнет пропан: (С 3 Н 6 ) СН 3 —СН=СН 2 + Н 2 → (С 3 Н 8 ) СН 3 —СН 2 —СН 3 .
В органической химии реакция соединения (присоединения) может происходить между соляной кислотой (неорганическое вещество) и этиленом с формированием хлорэтана: (С 2 Н 4 ) СН 2 = СН 2 + HCl → CH 3 — CH 2 —Cl (C 2 H 5 Cl). Представленное уравнение является примером гидрогалогенирования.
Что касается галогенирования, то его можно иллюстрировать реакцией между дихлором и этиленом, ведущей к образованию 1,2-дихлорэтана: (С 2 Н 4 ) СН 2 = СН 2 + Cl 2 → (C₂H₄Cl₂) ClCH 2 -CH 2 Cl.
Множество полезных веществ образовывается благодаря органической химии. Реакция соединения (присоединения) молекул этилена с радикальным инициатором полимеризации под воздействием ультрафиолета - тому подтверждение: n СН 2 = СН 2 (R и УФ-свет) → (-СН 2 -СН 2 -)n. Образованное таким способом вещество хорошо известно каждому человеку под именем полиэтилена.
Из этого материала изготавливаются различные виды упаковок, пакеты, посуда, трубы, утепляющие вещества и многое другое. Особенностью данного вещества является и возможность его вторичной переработки. Своей популярностью полиэтилен обязан тому, что не разлагается, из-за чего экологи негативно относятся к нему. Однако в последние годы был найден способ безопасной утилизации изделий из полиэтилена. Для этого материал обрабатывается азотной кислотой (HNO 3). После чего отдельные виды бактерий способны разлагать это вещество на безопасные составляющие.
Реакция соединения (присоединения) играет важную роль в природе и жизни человека. Помимо этого, она часто используется учеными в лабораториях, чтобы синтезировать новые вещества для различных важных исследований.
Химические реакции следует отличать от ядерных реакций. В результате химических реакций общее число атомов каждого химического элемента и его изотопный состав не меняются. Иное дело ядерные реакции - процессы превращения атомных ядер в результате их взаимодействия с другими ядрами или элементарными частицами, например превращение алюминия в магний:
27 13 Аl + 1 1 Н = 24 12 Мg + 4 2 Не
Классификация химических реакций многопланова, то есть в ее основу могут быть положены различные признаки. Но под любой из таких признаков могут быть отнесены реакции как между неорганическими, так и между органическими веществами.
Рассмотрим классификацию химических реакций по различным признакам.
I. По числу и составу реагирующих веществ
Реакции, идущие без изменения состава веществ.
В неорганической химии к таким реакциям можно отнести процессы получения аллотропных модификаций одного химического элемента, например:
С (графит) ↔ С (алмаз)
S (ромбическая) ↔ S (моноклинная)
Р (белый) ↔ Р (красный)
Sn (белое олово) ↔ Sn (серое олово)
3O 2 (кислород) ↔ 2O 3 (озон)
В органической химии к этому типу реакций могут быть отнесены реакции изомеризации, которые идут без изменения не только качественного, но и количественного состава молекул веществ, например:
1. Изомеризация алканов.
Реакция изомеризации алканов имеет большое практическое значение, так как углеводороды изостроения обладают меньшей способностью к детонации.
2. Изомеризация алкенов.
3. Изомеризация алкинов (реакция А. Е. Фаворского).
CH 3 - CH 2 - С= - СН ↔ СН 3 - С= - С- СН 3
этилацетилен диметнлацетилен
4. Изомеризация галогеналканов (А. Е. Фаворский, 1907 г.).
5. Изомеризация цианита аммония при нагревании.
Впервые мочевина была синтезирована Ф. Велером в 1828 г. изомеризацией цианата аммония при нагревании.
Реакции, идущие с изменением состава вещества
Можно выделить четыре типа таких реакций: соединения, разложения, замещения и обмена.
1. Реакции соединения - это такие реакции, при которых из двух и более веществ образуется одно сложное вещество
В неорганической химии все многообразие реакций соединения можно рассмотреть, например, на примере реакций получения серной кислоты из серы:
1. Получение оксида серы (IV):
S + O 2 = SO - из двух простых веществ образуется одно сложное.
2. Получение оксида серы (VI):
SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - из простого и сложного веществ образуется одно сложное.
3. Получение серной кислоты:
SO 3 + Н 2 O = Н 2 SO 4 - из двух сложных веществ образуется одно сложное.
Примером реакции соединения, при которой одно сложное вещество образуется из более чем двух исходных, может служить заключительная стадия получения азотной кислоты:
4NО 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4НNO 3
В органической химии реакции соединения принято называть «реакциями присоединения». Все многообразие таких реакций можно рассмотреть на примере блока реакций, характеризующих свойства непредельных веществ, например этилена:
1. Реакция гидрирования - присоединения водорода:
CH 2 =CH 2 + Н 2 → Н 3 -СН 3
этен → этан
2. Реакция гидратации - присоединения воды.
3. Реакция полимеризации.
2. Реакции разложения - это такие реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.
В неорганической химии все многообразие таких реакций можно рассмотреть на блоке реакций получения кислорода лабораторными способами:
1. Разложение оксида ртути(II) - из одного сложного вещества образуются два простых.
2. Разложение нитрата калия - из одного сложного вещества образуются одно простое и одно сложное.
3. Разложение перманганата калия - из одного сложного вещества образуются два сложных и одно простое, то есть три новых вещества.
В органической химии реакции разложения можно рассмотреть на блоке реакций получения этилена в лаборатории и в промышленности:
1. Реакция дегидратации (отщепления воды) этанола:
С 2 H 5 OH → CH 2 =CH 2 + H 2 O
2. Реакция дегидрирования (отщепление водорода) этана:
CH 3 -CH 3 → CH 2 =CH 2 + H 2
или СН 3 -СН 3 → 2С + ЗН 2
3. Реакция крекинга (расщепления) пропана:
CH 3 -СН 2 -СН 3 → СН 2 =СН 2 + СН 4
3. Реакции замещения - это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе.
В неорганической химии примером таких процессов может служить блок реакций, характеризующих свойства, например, металлов:
1. Взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов с водой:
2Na + 2Н 2 O = 2NаОН + Н 2
2. Взаимодействие металлов с кислотами в растворе:
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2
3. Взаимодействие металлов с солями в растворе:
Fе + СuSO 4 = FеSO 4 + Сu
4. Металлотермия:
2Аl + Сr 2 O 3 → Аl 2 O 3 + 2Сr
Предметом изучения органической химии являются не простые вещества, а только соединения. Поэтому как пример реакции замещения приведем наиболее характерное свойство предельных соединений, в частности метана, - способность его атомов водорода замещаться на атомы галогена. Другой пример - бромирование ароматического соединения (бензола, толуола, анилина).
С 6 Н 6 + Вr 2 → С 6 Н 5 Вr + НВr
бензол → бромбензол
Обратим внимание на особенность реакции замещения у органических веществ: в результате таких реакций образуются не простое и сложное вещество, как в неорганической химии, а два сложных вещества.
В органической химии к реакциям замещения относят и некоторые реакции между двумя сложными веществами, например нитрование бензола. Она формально является реакцией обмена. То, что это реакция замещения, становится понятным только при рассмотрении ее механизма.
4. Реакции обмена - это такие реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями
Эти реакции характеризуют свойства электролитов и в растворах протекают по правилу Бертолле, то есть только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (например, Н 2 O).
В неорганической химии это может быть блок реакций, характеризующих, например, свойства щелочей:
1. Реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды.
2. Реакция между щелочью и солью, идущая с образованием газа.
3. Реакция между щелочью и солью, идущая с образованием осадка:
СuSO 4 + 2КОН = Сu(ОН) 2 + К 2 SO 4
или в ионном виде:
Сu 2+ + 2OН - = Сu(ОН) 2
В органической химии можно рассмотреть блок реакций, характеризующих, например, свойства уксусной кислоты:
1. Реакция, идущая с образованием слабого электролита - Н 2 O:
СН 3 СООН + NаОН → Nа(СН3СОО) + Н 2 O
2. Реакция, идущая с образованием газа:
2СН 3 СООН + СаСO 3 → 2СН 3 СОО + Са 2+ + СO 2 + Н 2 O
3. Реакция, идущая с образованием осадка:
2СН 3 СООН + К 2 SO 3 → 2К(СН 3 СОО) + Н 2 SO 3
2СН 3 СООН +SiO → 2СН 3 СОО + Н 2 SiO 3
II. По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества
По этому признаку различают следующие реакции:
1. Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов, или окислительно-восстановительные реакции.
К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, например:
1. Mg 0 + H + 2 SO 4 = Mg +2 SO 4 + H 2
2. 2Mg 0 + O 0 2 = Mg +2 O -2
Сложные окислительно-восстановительные реакции составляются с помощью метода электронного баланса.
2KMn +7 O 4 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O
В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов.
1. Они восстанавливаются в соответствующие спирты:
Альдекиды окисляются в соответствующие кислоты:
2. Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов.
К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, многие реакции разложения, реакции этерификации:
НСООН + CHgOH = НСООСН 3 + H 2 O
III. По тепловому эффекту
По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.
1. Экзотермические реакции протекают с выделением энергии.
К ним относятся почти все реакции соединения. Редкое исключение составляют эндотермические реакции синтеза оксида азота(II) из азота и кислорода и реакция газообразного водорода с твердым иодом.
Экзотермические реакции, которые протекают с выделением света, относят к реакциям горения. Гидрирование этилена - пример экзотермической реакции. Она идет при комнатной температуре.
2. Эндотермические реакции протекают с поглощением энергии.
Очевидно, что к ним будут относиться почти все реакции разложения, например:
1. Обжиг известняка
2. Крекинг бутана
Количество выделенной или поглощенной в результате реакции энергии называют тепловым эффектом реакции, а уравнение химической реакции с указанием этого эффекта называют термохимическим уравнением:
Н 2(г) + С 12(г) = 2НС 1(г) + 92,3 кДж
N 2(г) + O 2(г) = 2NO(г) - 90,4 кДж
IV. По агрегатному состоянию реагирующих веществ (фазовому составу)
По агрегатному состоянию реагирующих веществ различают:
1. Гетерогенные реакции - реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях (в разных фазах).
2. Гомогенные реакции - реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (в одной фазе).
V. По участию катализатора
По участию катализатора различают:
1. Некаталитические реакции, идущие без участия катализатора.
2. Каталитические реакции, идущие с участием катализатора. Так как все биохимические реакции, протекающие в клетках живых организмов, идут с участием особых биологических катализаторов белковой природы - ферментов, все они относятся к каталитическим или, точнее, ферментативным. Следует отметить, что более 70% химических производств используют катализаторы.
VI. По направлению
По направлению различают:
1. Необратимые реакции протекают в данных условиях только в одном направлении. К ним можно отнести все реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (воды) и все реакции горения.
2. Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях. Таких реакций подавляющее большинство.
В органической химии признак обратимости отражают названия - антонимы процессов:
Гидрирование - дегидрирование,
Гидратация - дегидратация,
Полимеризация - деполимеризация.
Обратимы все реакции этерификации (противоположный процесс, как вы знаете, носит название гидролиза) и гидролиза белков, сложных эфиров, углеводов, полинуклеотидов. Обратимость этих процессов лежит в основе важнейшего свойства живого организма - обмена веществ.
VII. По механизму протекания различают:
1. Радикальные реакции идут между образующимися в ходе реакции радикалами и молекулами.
Как вы уже знаете, при всех реакциях происходит разрыв старых и образование новых химических связей. Способ разрыва связи в молекулах исходного вещества определяет механизм (путь) реакции. Если вещество образовано за счет ковалентной связи, то могут быть два способа разрыва этой связи: гемолитический и гетеролитический. Например, для молекул Сl 2 , СН 4 и т. д. реализуется гемолитический разрыв связей, он приведет к образованию частиц с неспаренными электронами, то есть свободных радикалов.
Радикалы чаще всего образуются, когда разрываются связи, при которых общие электронные пары распределены между атомами примерно одинаково (неполярная ковалентная связь), однако многие полярные связи также могут разрываться подобным же образом, в частности тогда, когда реакция проходит в газовой фазе и под действием света, как, например, в случае рассмотренных выше процессов - взаимодействия С 12 и СН 4 - . Радикалы очень реакционноспособны, так как стремятся завершить свой электронный слой, забрав электрон у другого атома или молекулы. Например, когда радикал хлора сталкивается с молекулой водорода, то он вызывает разрыв общей электронной пары, связывающей атомы водорода, и образует ковалентную связь с одним из атомов водорода. Второй атом водорода, став радикалом, образует общую электронную пару с неспаренным электроном атома хлора из разрушающейся молекулы Сl 2 , в результате чего возникает радикал хлора, который атакует новую молекулу водорода и т. д
Реакции, представляющие собой цепь последовательных превращений, называют цепными реакциями.
За разработку теории цепных реакций два выдающихся химика - наш соотечественник Н. Н. Семенов и англичанин С. А. Хиншелвуд были удостоены Нобелевской премии.
Аналогично протекает и реакция замещения между хлором и метаном:
По радикальному механизму протекают большинство реакций горения органических и неорганических веществ, синтез воды, аммиака, полимеризация этилена, винилхлорида и др.
2. Ионные реакции идут между уже имеющимися или образующимися в ходе реакции ионами.
Типичные ионные реакции - это взаимодействие между электролитами в растворе. Ионы образуются не только при диссоциации электролитов в растворах, но и под действием электрических разрядов, нагревания или излучений. γ-Лучи, например, превращают молекулы воды и метана в молекулярные ионы.
По другому ионному механизму происходят реакции присоединения к алкенам галогеноводородов, водорода, галогенов, окисление и дегидратация спиртов, замещение спиртового гидроксила на галоген; реакции, характеризующие свойства альдегидов и кислот. Ионы в этом случае образуются при гетеролитическом разрыве ковалентных полярных связей.
VIII. По виду энергии,
инициирующей реакцию, различают:
1. Фотохимические реакции. Их инициирует световая энергия. Кроме рассмотренных выше фотохимических процессов синтеза НСl или реакции метана с хлором, к ним можно отнести получение озона в тропосфере как вторичного загрязнителя атмосферы. В роли первичного в этом случае выступает оксид азота(IV), который под действием света образует радикалы кислорода. Эти радикалы взаимодействуют с молекулами кислорода, в результате чего получается озон.
Образование озона идет все время, пока достаточно света, так как NO может взаимодействовать с молекулами кислорода с образованием того же NO 2 . Накопление озона и других вторичных загрязнителей атмосферы может привести к появлению фотохимического смога.
К этому виду реакций принадлежит и важнейший процесс, протекающий в растительных клетках, - фотосинтез, название которого говорит само за себя.
2. Радиационные реакции. Они инициируются излучениями большой энергии - рентгеновскими лучами, ядерными излучениями (γ-лучами, а-частицами - Не 2+ и др.). С помощью радиационных реакций проводят очень быструю радиополимеризацию, радиолиз (радиационное разложение) и т. д.
Например, вместо двухстадийного получения фенола из бензола его можно получать взаимодействием бензола с водой под действием радиационных излучений. При этом из молекул воды образуются радикалы [ OН] и [ H ], с которыми и реагирует бензол с образованием фенола:
С 6 Н 6 + 2[ОН] → С 6 Н 5 ОН + Н 2 O
Вулканизация каучука может быть проведена без серы с использованием радиовулканизации, и полученная резина будет ничуть не хуже традиционной.
3. Электрохимические реакции. Их инициирует электрический ток. Помимо хорошо известных вам реакций электролиза укажем также реакции электросинтеза, например, реакции промышленного получения неорганических окислителей
4. Термохимические реакции. Их инициирует тепловая энергия. К ним относятся все эндотермические реакции и множество экзотермических реакций, для начала которых необходима первоначальная подача теплоты, то есть инициирование процесса.
Рассмотренная выше классификация химических реакций отражена на схеме.
Классификация химических реакций, как и все другие классификации, условна. Ученые договорились разделить реакции на определенные типы по выделенным ими признакам. Но большинство химических превращений можно отнести к разным типам. Например, составим характеристику процесса синтеза аммиака.
Это реакция соединения, окислительно-восстановительная, экзотермическая, обратимая, каталитическая, гетерогенная (точнее, гетерогенно-каталитическая), протекающая с уменьшением давления в системе. Для успешного управления процессом необходимо учитывать все приведенные сведения. Конкретная химическая реакция всегда многокачественна, ее характеризуют разные признаки.
При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:
Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.
Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,
так и относиться к числу окислительно-восстановительных:
2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .
2. Реакции разложения
Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:
А = В + С + D.
Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.
Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:
|
CuSO 4 + 5H 2 O |
|
2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O. |
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 , (NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.
Реакции разложения в органической химии носят название крекинга:
С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 ,
или дегидрирования
C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 .
3. Реакции замещения
При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:
А + ВС = АВ + С.
Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:
2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 ,
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,
2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 ,
2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 .
Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:
СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 ,
Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 ,
Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена:
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl.
4. Реакции обмена
Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:
АВ + СD = АD + СВ.
Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами - оксидами, основаниями, кислотами и солями:
ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,
AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3 ,
СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.
Частный случай этих реакций обмена - реакции нейтрализации:
НСl + КОН = КСl + Н 2 О.
Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:
NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 ,
Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О,
СН 3 СООNа + Н 3 РО 4 = СН 3 СООН + NаН 2 РО 4 .
(фотохимические реакции), электрического тока (электродные процессы), ионизирующих излучений (радиационно-химические реакции), механического воздействия (механохимические реакции), в низкотемпературной плазме (плазмохимические реакции) и т. п. Взаимодействие молекул между собой происходит по цепному маршруту: ассоциация - электронная изомеризация - диссоциация , в котором активными частицами являются радикалы , ионы , координационно-ненасыщенные соединения. Скорость химической реакции определяется концентрацией активных частиц и разницей между энергиями связи разрываемой и образуемой.
Химические процессы, протекающие в веществе, отличаются и от физических процессов, и от ядерных превращений. В физических процессах каждое из участвующих веществ сохраняет неизменным свой состав (хотя вещества могут образовывать смеси), но могут изменять внешнюю форму или агрегатное состояние.
В химических процессах (химических реакциях) получаются новые вещества с отличными от реагентов свойствами, но никогда не образуются атомы новых элементов. В атомах же участвующих в реакции элементов обязательно происходят видоизменения электронной оболочки.
В ядерных реакциях происходят изменения в атомных ядрах всех участвующих элементов, что приводит к образованию атомов новых элементов.
Энциклопедичный YouTube
-
1 / 5
Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции.
1.По наличию границы раздела фаз все химические реакции подразделяются на гомогенные и гетерогенные
Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы , называется гомогенной химической реакцией . Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией . В многостадийной химической реакции некоторые стадии могут быть гомогенными, а другие - гетерогенными. Такие реакции называются гомогенно-гетерогенными .
В зависимости числа фаз, которые образуют исходные вещества и продукты реакции, химические процессы могут быть гомофазными (исходные вещества и продукты находятся в пределах одной фазы) и гетерофазными (исходные вещества и продукты образуют несколько фаз). Гомо- и гетерофазность реакции не связана с тем, является ли реакция гомо- или гетерогенной . Поэтому можно выделить четыре типа процессов:
- Гомогенные реакции (гомофазные) . В реакциях такого типа реакционная смесь является гомогенной, а реагенты и продукты принадлежат одной и той же фазе. Примером таких реакций могут служить реакции ионного обмена, например, нейтрализация раствора кислоты раствором щёлочи:
- Гетерогенные гомофазные реакции . Компоненты находятся в пределах одной фазы, однако реакция протекает на границе раздела фаз, например, на поверхности катализатора. Примером может быть гидрирование этилена на никелевом катализаторе:
- Гомогенные гетерофазные реакции . Реагенты и продукты в такой реакции существуют в пределах нескольких фаз, однако реакция протекает в одной фазе. Так может проходить окисление углеводородов в жидкой фазе газообразным кислородом.
- Гетерогенные гетерофазные реакции . В этом случае реагенты находятся в разном фазовом состоянии, продукты реакции также могут находиться в любом фазовом состоянии. Реакционный процесс протекает на границе раздела фаз. Примером может служить реакция солей угольной кислоты (карбонатов) с кислотами Бренстеда:
2.По изменению степеней окисления реагентов
В данном случае различают
- Окислительно-восстановительные реакции , в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются , то есть понижают свою степень окисления , а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются , то есть повышают свою степень окисления . Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции конпропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.
Пример окислительно-восстановительной реакции - горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды :
2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O {\displaystyle \mathrm {2H_{2}+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O} }Пример реакции конпропорционирования - реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем - азот (-3) катиона аммония:
N H 4 N O 3 → N 2 O + 2 H 2 O (< 250 ∘ C) {\displaystyle \mathrm {NH_{4}NO_{3}\rightarrow N_{2}O\uparrow +2H_{2}O\qquad (<250{}^{\circ }C)} }Не относятся к окислительно-восстановительным реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например:
B a C l 2 + N a 2 S O 4 → B a S O 4 ↓ + 2 N a C l {\displaystyle \mathrm {BaCl_{2}+Na_{2}SO_{4}\rightarrow BaSO_{4}\downarrow +2NaCl} }3.По тепловому эффекту реакции
Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия , которая в основном идёт на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить:
- экзотермические реакции , которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода
- эндотермические реакции в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.
Тепловой эффект реакции (энтальпию реакции, Δ r H), часто имеющий очень важное значение, можно вычислить по закону Гесса , если известны энтальпии образования реагентов и продуктов. Когда сумма энтальпий продуктов меньше суммы энтальпий реагентов (Δ r H < 0) наблюдается выделение тепла , в противном случае (Δ r H > 0) - поглощение .
4.По типу превращений реагирующих частиц
Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами: поглощением или выделением энергии , изменением окраски реакционной смеси и др. Именно по этим физическим эффектам часто судят о протекании химических реакций.
Реакция соединения -химическая реакция, в результате которой из двух или большего числа исходных веществ образуется только одно новое.В такие реакции могут вступать как простые, так и сложные вещества.
Реакция разложения -химическая реакция, в результате которой из одного вещества образуется несколько новых веществ. В реакции данного типа вступают только сложные соединения, а их продуктами могут быть как сложные, так и простые вещества
Реакция замещения -химическая реакция,в результате которой атомы одного элемента, входящие в состав простого вещества, замещают атомы другого элемента в его сложном соединении. Как следует из определения, в таких реакциях одно из исходных веществ должно быть простым, а другое сложным.
Реакции обмена - реакция, в результате которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями
5.По признаку направления протекания химические реакции делятся на необратимые и обратимые
Необратимыми называют химические реакции, протекающие лишь в одном направлении("слева направо "), в результате чего исходные вещества превращаются в продукты реакции. О таких химических процессах говорят, что они протекают "до конца".К ним относят реакции горения , а также реакции, сопровождающиеся образованием малорастворимых или газообразных веществ Обратимыми называются химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях("слева направо" и "справа налево").В уравнениях таких реакций знак равенства заменяется двумя противоположно направленными стрелками.Среди двух одновременно протекающих реакций различают прямую(протекает "слева направо") и обратную (протекает "справа налево").Поскольку в ходе обратимой реакции исходные вещества одновременно и расходуются и образуются, они не полностью превращаются в продукты реакции.Поэтому об обратимых реакциях говорят, что они протекают "не до конца". В результате всегда образуется смесь исходных веществ и продуктов взаимодействия.
6. По признаку участия катализаторов химические реакции делятся на каталитические и некаталитические
Каталитическими называют реакции, протекающие в присутствии катализаторов.В уравнениях таких реакций химическую формулу катализатора указывают над знаком равенства или обратимости, иногда вместе с обозначением условий протекания(температура t, давление p).К реакциям данного типа относятся многие реакции разложения и соединения.
9.1. Какие бывают химические реакции
Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества (см. гл. 1).
Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы познакомились с традиционным выделением из всего множества химических превращений реакций четырех основных типов, тогда же вы предложили и их названия: реакции соединения, разложения, замещения и обмена.
Примеры реакций соединения:
C + O 2 = CO 2 ; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3 . (3)Примеры реакций разложения:
2Ag 2 O 4Ag + O 2 ; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2 ; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O . (6)Примеры реакций замещения:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu ; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2 ; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 . (9)Реакции обмена – химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями. Примеры реакций обмена:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2 ; (11)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3 . (12)Традиционная классификация химических реакций не охватывает все их разнообразие – кроме реакций четырех основных типов существует еще и множество более сложных реакций.
Выделение двух других типов химических реакций основано на участии в них двух важнейших нехимических частиц: электрона и протона.
При протекании некоторых реакций происходит полная или частичная передача электронов от одних атомов к другим. При этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав исходных веществ, изменяются; из приведенных примеров это реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными .В другой группе реакций от одной реагирующей частицы к другой переходит ион водорода (Н +), то есть протон. Такие реакции называют кислотно-основными реакциями или реакциями с передачей протона .
Среди приведенных примеров такими реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с этими реакциями окислительно-восстановительные реакции иногда называют реакциями с передачей электрона . С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР – в следующих главах.
РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ, РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ, КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ.
Составьте уравнения реакций, соответствующих следующим схемам:
а) HgO Hg + O 2 (t ); б) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3 ; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O (t );
г) Al + I 2 AlI 3 ; д) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; е) Mg + H 3 PO 4 Мg 3 (PO 4) 2 + H 2 ;
ж) Al + O 2 Al 2 O 3 (t ); и) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl (t ); к) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
л) Fe + Cl 2 FeCl 3 (t ); м) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O (t ); н) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Укажите традиционный тип реакции. Отметьте окислительно-восстановительные и кислотно-основные реакции. В окислительно-восстановительных реакциях укажите, атомы каких элементов меняют свои степени окисления.9.2. Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 .
Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции
Fe 2 O 3 + = 2Fe + Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились ), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились ) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель .
Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.
В нашей реакции веществом-окислителем является оксид железа(III), а веществом-восстановителем – оксид углерода(II).
В тех случаях, когда атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего параграфа), понятия " вещество-окислитель" и " вещество-восстановитель" не используются.
Таким образом, типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из простых веществ это прежде всего галогены и кислород, в меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Из простых веществ это водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Из сложных веществ – H 2 S и сульфиды (S –II), SO 2 и сульфиты (S +IV), йодиды (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 – сильный восстановитель);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 – слабый окислитель);
C + O 2 = CO 2 (t) (C – восстановитель);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа.Fe 2 O 3 + = 2Fe + Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe +III) превратились в атомы-восстановители (Fe 0), а атомы-восстановители (C +II) превратились в атомы-окислители (C +IV). Но CO 2 в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:
Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.
Окислительно-восстановительные свойства веществ можно сравнивать только в одинаковых условиях. В некоторых случаях это сравнение может быть проведено количественно.
Выполняя домашнее задание к первому параграфу этой главы, вы убедились, что подобрать коэффициенты в некоторых уравнениях реакций (особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения этой задачи в случае окислительно-восстановительных реакций используют следующие два метода:
а) метод электронного баланса и
б) метод электронно-ионного баланса .
Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а метод электронно-ионного баланса обычно изучается в высших учебных заведениях.
Оба эти метода основаны на том, что электроны в химических реакциях никуда не исчезают и ниоткуда не появляются, то есть число принятых атомами электронов равно числу электронов, отданных другими атомами.
Число отданных и принятых электронов в методе электронного баланса определяется по изменению степени окисления атомов. При использовании этого метода необходимо знать состав как исходных веществ, так и продуктов реакции.
Рассмотрим применение метода электронного баланса на примерах.Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:
Атомы железа отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Выразим эти процессы электронными уравнениями :
Fe – 3e – = Fe +III ,
Cl 2 + 2e – = 2Cl –I .Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:
Fe – 3e – = Fe +III ,
Cl 2 + 2e – = 2Cl –I2Fe – 6e – = 2Fe +III ,
3Cl 2 + 6e – = 6Cl –I .Введя коэффициенты 2 и 3 в схему реакции, получаем уравнение реакции:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):
+V –I P 4 + Cl 2 PCl 5 . Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):
P 4 – 20e – = 4P +V
Cl 2 + 2e – = 2Cl –I1
102
20P 4 – 20e – = 4P +V
Cl 2 + 2e – = 2Cl –IP 4 – 20e – = 4P +V
10Cl 2 + 20e – = 20Cl –IПолученные первоначально множители (2 и 20) имели общий делитель, на который (как будущие коэффициенты в уравнении реакции) и были разделены. Уравнение реакции:
P 4 + 10Cl 2 = 4PCl 5 .
Пример 3. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.
Схема реакции:
+III –II +IV –II + O 2 + В этом случае окисляются и атомы железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида железа(II) атомы этих элементов входят в отношении 1:1 (см. индексы в простейшей формуле).
Электронный баланс:4 Fe +II – e – = Fe +III
S –II – 6e – = S +IVВсего отдают 7е – 7 O 2 + 4e – = 2O –II Уравнение реакции: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .
Пример 4 . Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.
Схема реакции:
+III –II +IV –II + O 2 + Как и в предыдущем примере, здесь тоже окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со степенью окисления – I. В состав пирита атомы этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы в простейшей формуле). Именно в этом отношении атомы железа и серы вступают в реакцию, что и учитывается при составлении электронного баланса:
Fe +III – e – = Fe +III
2S –I – 10e – = 2S +IVВсего отдают 11е – O 2 + 4e – = 2O –II Уравнение реакции: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Встречаются и более сложные случаи ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь, выполняя домашнее задание.
АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ, АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.
1.Составьте электронный баланс к каждому уравнению ОВР, приведенному в тексте § 1 этой главы.
2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз для расстановки коэффициентов используйте метод электронного баланса. 3.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na + I 2 NaI;
б) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
в) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
г) Al + Br 2 AlBr 3 ;
д) Fe + O 2 Fe 3 O 4 (t );
е) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O (t );
ж) FeO + O 2 Fe 2 O 3 (t );
и) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 (t );
к) Cr + O 2 Cr 2 O 3 (t );
л) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 (t );
м) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
н) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O (t );
п) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 (t )
р) PbO 2 + CO Pb + CO 2 (t );
с) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 (t );
т) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 (t );
у) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O (t ).9.3. Экзотермические реакции. Энтальпия
Почему происходят химические реакции?
Для ответа на этот вопрос вспомним, почему отдельные атомы объединяются в молекулы, почему из изолированных ионов образуется ионный кристалл, почему при образовании электронной оболочки атома действует принцип наименьшей энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же: потому, что это энергетически выгодно. Это значит, что при протекании таких процессов выделяется энергия. Казалось бы, что и химические реакции должны протекать по этой же причине. Действительно, можно провести множество реакций, при протекании которых выделяется энергия. Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.Если при экзотермической реакции теплота не успевает отводиться, то реакционная система нагревается.
Например, в реакции горения метанаСН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г)
выделяется столько теплоты, что метан используется как топливо.
Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота, можно отразить в уравнении реакции:СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) + Q.
Это так называемое термохимическое уравнение . Здесь символ "+Q " означает, что при сжигании метана выделяется теплота. Эта теплота называется тепловым эффектом реакции .
Откуда же берется выделяющаяся теплота?
Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и образуются химические связи. В данном случае рвутся связи между атомами углерода и водорода в молекулах СН 4 , а также между атомами кислорода в молекулах О 2 . При этом образуются новые связи: между атомами углерода и кислорода в молекулах СО 2 и между атомами кислорода и водорода в молекулах Н 2 О. Для разрыва связей нужно затратить энергию (см. "энергия связи" , "энергия атомизации"), а при образовании связей энергия выделяется. Очевидно, что, если "новые" связи более прочные, чем "старые" , то энергии выделится больше, чем поглотится. Разность между выделившейся и поглощенной энергией и составляет тепловой эффект реакции.
Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется в килоджоулях, например:2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж.
Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара).
Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции .
От чего зависит тепловой эффект каждой конкретной реакции?
Тепловой эффект реакции зависит
а) от агрегатных состояний исходных веществ и продуктов реакции,
б) от температуры и
в) от того, происходит ли химическое превращение при постоянном объеме или при постоянном давлении.
Зависимость теплового эффекта реакции от агрегатного состояния веществ связана с тем, что процессы перехода из одного агрегатного состояния в другое (как и некоторые другие физические процессы) сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Это также может быть выражено термохимическим уравнением. Пример – термохимическое уравнение конденсации водяного пара:Н 2 О (г) = Н 2 О (ж) + Q.
В термохимических уравнениях, а при необходимости и в обычных химических уравнениях, агрегатные состояния веществ указываются с помощью буквенных индексов:
(г) – газ,
(ж) – жидкость,
(т) или (кр) – твердое или кристаллическое вещество.
Зависимость теплового эффекта от температуры связана с различиями в теплоемкостях исходных веществ и продуктов реакции.
Так как в результате экзотермической реакции при постоянном давлении всегда увеличивается объем системы, то часть энергии уходит на совершение работы по увеличению объема, и выделяющаяся теплота будет меньше, чем в случае протекания той же реакции при постоянном объеме.
Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают для реакций, протекающих при постоянном объеме при 25 ° С и обозначают символом Q o .
Если энергия выделяется только в виде теплоты, а химическая реакция протекает при постоянном объеме, то тепловой эффект реакции (Q V ) равен изменению внутренней энергии (D U ) веществ-участников реакции, но с противоположным знаком:Q V = – U .
Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, " запасенные" этим телом. Знак " – " обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть
U = – Q V .
Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться. На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае
U = – (Q P + A ) = –(Q P + P V ),
где Q p – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда
Q P = – U – P V .
Величина, равная U + P V получила название изменение энтальпии и обозначается D H .
H = U + P V .
Следовательно
Q P = – H .
Таким образом, при выделении теплоты энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое название этой величины: " теплосодержание" .
В отличие от теплового эффекта, изменение энтальпии характеризует реакцию независимо от того, протекает она при постоянном объеме или постоянном давлении. Термохимические уравнения, записанные с использованием изменения энтальпии, называются термохимическими уравнениями в термодинамической форме . При этом приводится значение изменения энтальпии в стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое H о . Например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) H о = – 484 кДж;
CaO (кр) + H 2 O (ж) = Сa(OH) 2(кр) H о = – 65 кДж.Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции (Q ) от теплового эффекта реакции (Q o) и количества вещества (n Б) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением:
Здесь Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении.
Задача
Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.
Решение
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж.
Q = 1694 кДж, 6.Тепловой эффект реакции взаимодействия кристаллического алюминия с газообразным хлором равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение этой реакции и определите массу алюминия, необходимого для получения 2816 кДж теплоты с использованием этой реакции.
7.Определите количество теплоты, выделяющейся при сгорании на воздухе 1 кг угля, содержащего 90 % графита, если тепловой эффект реакции горения графита в кислороде равна 394 кДж.9.4. Эндотермические реакции. Энтропия
Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими .
Тепловой эффект таких реакций отрицательный. Например:
CaCO 3(кр) = CaO (кр) +CO 2(г) – Q,
2HgO (кр) = 2Hg (ж) + O 2(г) – Q,
2AgBr (кр) = 2Ag (кр) + Br 2(г) – Q.Таким образом, энергия, выделяющаяся при образовании связей в продуктах этих и им подобных реакций, меньше, чем энергия, необходимая для разрыва связей в исходных веществах.
Что же является причиной протекания таких реакций, ведь энергетически они невыгодны?
Раз такие реакции возможны, значит существует какой-то неизвестный нам фактор, являющийся причиной их протекания. Попробуем его обнаружить.
Возьмем две колбы и заполним одну из них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и температура в колбах были одинаковыми. Известно, что эти вещества между собой не вступают в химическую реакцию. Герметично соединим колбы горлышками и установим их вертикально, так, чтобы колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу (рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что бурый диоксид азота постепенно распространяется в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска содержимого колб становится одинаковой.
Что же заставляет газы смешиваться?
Хаотическое тепловое движение молекул.
Приведенный опыт показывает, что самопроизвольно, без какого бы то ни было нашего (внешнего) воздействия может протекать процесс, тепловой эффект которого равен нулю. А он действительно равен нулю, потому что химического взаимодействия в данном случае нет (химические связи не рвутся и не образуются), а межмолекулярное взаимодействие в газах ничтожно и практически одинаково.
Наблюдаемое явление представляет собой частный случай проявления всеобщего закона Природы, в соответствии с которым системы, состоящие из большого числа частиц, всегда стремятся к наибольшей неупорядоченности.
Мерой такой неупорядоченности служит физическая величина, называемая энтропией .Таким образом,
чем БОЛЬШЕ ПОРЯДКА – тем МЕНЬШЕ ЭНТРОПИЯ,
чем МЕНЬШЕ ПОРЯДКА – тем БОЛЬШЕ ЭНТРОПИЯ.Уравнения связи между энтропией (S ) и другими величинами изучаются в курсах физики и физической химии. Единица измерений энтропии [S ] = 1 Дж/К.
Энтропия возрастает при нагревании вещества и уменьшается при его охлаждении. Особенно сильно она возрастает при переходе вещества из твердого в жидкое и из жидкого в газообразное состояние.
Что же произошло в нашем опыте?
При смешении двух разных газов степень неупорядоченности возросла. Следовательно, возросла энтропия системы. При нулевом тепловом эффекте это и послужило причиной самопроизвольного протекания процесса.
Если теперь мы захотим разделить смешавшиеся газы, то нам придется совершить работу, то есть затратить для этого энергию. Самопроизвольно (за счет теплового движения) смешавшиеся газы никогда не разделятся!
Итак, мы с вами обнаружили два фактора, определяющих возможность протекания многих процессов, в том числе и химических реакций:
1) стремление системы к минимуму энергии (энергетический фактор ) и
2) стремление системы к максимуму энтропии (энтропийный фактор ).
Посмотрим теперь, как влияют на возможность протекания химических реакций различные комбинации этих двух факторов.
1. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается меньше, чем энергия исходных веществ, а энтропия больше (" под гору к большему беспорядку"), то такая реакция может протекать и будет экзотермической.
2. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается больше, чем энергия исходных веществ, а энтропия меньше (" в гору к большему порядку"), то такая реакция не идет.
3. Если в предполагаемой реакции энергетический и энтропийный факторы действуют в разные стороны (" под гору, но к большему порядку" или " в гору, но к большему беспорядку"), то без специальных расчетов сказать что-либо о возможности протекания такой реакции нельзя (" кто перетянет"). Подумайте, к какому из этих случаев относятся эндотермические реакции.
Возможность протекания химической реакции можно оценить, рассчитав изменение в ходе реакции физической величины, зависящей как от изменения энтальпии, так и от изменения энтропии в этой реакции. Такая физическая величина называется энергией Гиббса (в честь американского физикохимика XIX в. Джозайя Уилларда Гиббса).G = H – T S
Условие самопроизвольного протекания реакции:
G < 0.
При низких температурах фактором, определяющим возможность протекания реакции в большей степени является энергетический фактор, а при высокой – энтропийный. Из приведенного уравнения, в частности, видно, почему не протекающие при комнатной температуре реакции разложения (энтропия увеличивается) начинают идти при повышенной температуре.
ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, ЭНТРОПИЯ, ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ФАКТОР, ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР, ЭНЕРГИЯ ГИББСА.
1.Приведите примеры известных вам эндотермических процессов.
2.Почему энтропия кристалла хлорида натрия меньше, чем энтропия расплава, полученного из этого кристалла?
3.Тепловой эффект реакции восстановления меди из ее оксида углем2CuO (кр) + C (графит) = 2Cu (кр) + CO 2(г)
составляет –46 кДж. Запишите термохимическое уравнение и рассчитайте, какую энергию нужно затратить для получения 1 кг меди по такой реакции.
4.При прокаливании карбоната кальция было затрачено 300 кДж теплоты. При этом по реакцииCaCO 3(кр) = CaO (кр) + CO 2(г) – 179кДж
образовалось 24,6 л углекислого газа. Определите, какое количество теплоты было израсходовано бесполезно. Сколько граммов оксида кальция при этом образовалось?
5.При прокаливании нитрата магния образуется оксид магния, газообразный диоксид азота и кислород. Тепловой эффект реакции равен –510 кДж. Составьте термохимическое уравнение и определите, какое количество теплоты поглотилось, если выделилось 4,48 л кислорода. Какова масса разложившегося нитрата магния?
