Klasifikácia chemických reakcií. Klasifikácia chemických reakcií Aké sú typy chemických reakcií?

DEFINÍCIA

Chemická reakcia sa nazývajú premeny látok, pri ktorých dochádza k zmene ich zloženia a (alebo) štruktúry.

Chemickými reakciami sa najčastejšie rozumie proces premeny východiskových látok (činidiel) na konečné látky (produkty).

Chemické reakcie sa zapisujú 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. Typicky sú vzorce východiskových látok napísané na ľavej strane rovnice a vzorce produktov na pravej strane. Rovnosť počtu atómov každého prvku na ľavej a pravej strane rovnice sa dosiahne umiestnením celočíselných stechiometrických koeficientov pred vzorce látok.

Chemické rovnice môžu obsahovať ďalšie informácie o charakteristikách reakcie: teplota, tlak, žiarenie atď., čo je označené zodpovedajúcim symbolom nad (alebo „pod“) rovnítkom.

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 spojenia, rozkladu, substitúcie a výmeny.

Ako výsledok zložené reakcie z dvoch alebo viacerých (zložitých alebo jednoduchých) látok vzniká jedna nová látka. Vo všeobecnosti bude rovnica pre takúto chemickú reakciu vyzerať takto:

Napríklad:

CaC03 + C02 + H20 = Ca(HC03)2

S03 + H20 = H2S04

2Mg + 02 = 2MgO.

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

Reakcie zlúčeniny sú vo väčšine prípadov exotermické, t.j. pokračujte s uvoľňovaním tepla. Ak sa reakcie zúčastňujú jednoduché látky, tak takéto reakcie sú najčastejšie redoxné reakcie (ORR), t.j. sa vyskytujú pri zmenách oxidačných stavov prvkov. Nedá sa jednoznačne povedať, či bude reakcia zlúčeniny medzi komplexnými látkami klasifikovaná ako ORR.

Reakcie, ktorých výsledkom je vytvorenie niekoľkých ďalších nových látok (komplexných alebo jednoduchých) z jednej komplexnej látky, sa klasifikujú ako rozkladné reakcie. Vo všeobecnosti bude rovnica pre chemickú reakciu rozkladu vyzerať takto:

Napríklad:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H20 = 2H2 + 02 (2)

CuS04 x 5H20 = CuS04 + 5H20 (3)

Cu(OH)2 = CuO + H20 (4)

H2Si03 = Si02 + H20 (5)

2S03 = 2S02 + O2 (6)

(NH4)2Cr207 = Cr203 + N2 + 4H20 (7)

Väčšina rozkladných reakcií prebieha pri zahrievaní (1,4,5). Možný rozklad pod vplyvom elektrického prúdu (2). K rozkladu kryštalických hydrátov, kyselín, zásad a solí kyselín s obsahom kyslíka (1, 3, 4, 5, 7) dochádza bez zmeny oxidačných stavov prvkov, t.j. tieto reakcie nesúvisia s ODD. Rozkladné reakcie ORR zahŕňajú rozklad oxidov, kyselín a solí tvorených prvkami vo vyšších oxidačných stupňoch (6).

Rozkladné reakcie sa vyskytujú aj v organickej chémii, ale pod inými názvami - krakovanie (8), dehydrogenácia (9):

C18H38 = C9H18 + C9H20 (8)

C4H10 = C4H6 + 2H2 (9)

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

Napríklad:

2Al + Fe203 = 2Fe + Al203 (1)

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (2)

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2 (3)

2KlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2 (4)

CaC03 + Si02 = CaSi03 + CO2 (5)

Ca3(P04)2 + 3Si02 = 3СаSi03 + P205 (6)

CH4 + Cl2 = CH3CI + HCl (7)

Väčšina substitučných reakcií je redoxných (1 – 4, 7). Príkladov rozkladných reakcií, pri ktorých nedochádza k zmene oxidačných stavov, je málo (5, 6).

Výmenné reakcie sú reakcie, ktoré prebiehajú medzi zložitými látkami, pri ktorých si vymieňajú svoje zložky. Typicky 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 = CuCl2 + H20 (1)

NaOH + HCl = NaCl + H20 (2)

NaHC03 + HCl = NaCl + H20 + CO2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

CrCl3 + ZNaON = Cr(OH)3 ↓+ ZNaCl (5)

Výmenné reakcie nie sú redoxné. Špeciálnym prípadom týchto výmenných reakcií je neutralizačná reakcia (reakcia 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 zle disociujúcej zlúčeniny, najčastejšie vody (1, 2). ).

Klasifikácia chemických reakcií podľa zmien oxidačných stavov

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

2Mg + CO2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (redukčné činidlo)

C 4+ + 4e = C 0 (oxidačné činidlo)

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

Fe 2+ -e = Fe 3+ (redukčné činidlo)

N5+ +3e = N2+ (oxidačné činidlo)

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH)2 + H2S04 = CaS04↓ + H20 (4)

Klasifikácia chemických reakcií podľa tepelného účinku

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

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

2Mg + O2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Klasifikácia chemických reakcií podľa smeru reakcie

Na základe smeru reakcie sa rozlišujú reverzibilné (chemické procesy, ktorých produkty sú schopné vzájomne reagovať za rovnakých podmienok, v akých boli získané 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 COOC 2 H 5 + H 2 O

Príklady ireverzibilných reakcií zahŕňajú nasledujúce reakcie:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2

C6H1206 + 602 → 6CO2 + 6H20

Dôkazom nevratnosti reakcie môže byť uvoľnenie plynnej látky, zrazeniny alebo zle disociujúcej zlúčeniny, najčastejšie vody, ako produktov reakcie.

Klasifikácia chemických reakcií podľa prítomnosti katalyzátora

Z tohto hľadiska sa rozlišujú katalytické a nekatalytické reakcie.

Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje priebeh chemickej reakcie. Reakcie, ktoré prebiehajú za účasti katalyzátorov, sa nazývajú katalytické. Niektoré reakcie nemôžu vôbec prebehnúť bez prítomnosti katalyzátora:

2H202 = 2H20 + O2 (katalyzátor Mn02)

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

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

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

9.1. Aké sú chemické reakcie?

Pamätajme, že akékoľvek chemické javy v prírode nazývame chemickými reakciami. Počas chemickej reakcie sa niektoré chemické väzby prerušia a iné sa vytvoria. V dôsledku reakcie sa z niektorých chemických látok získavajú ďalšie látky (pozri kapitolu 1).

Pri domácej úlohe k § 2.5 ste sa zoznámili s tradičným výberom štyroch hlavných typov reakcií z celého súboru chemických premien a následne ste navrhli aj ich názvy: reakcie kombinácie, rozkladu, substitúcie a výmeny.

Príklady reakcií zlúčenín:

C + 02 = C02; (1)
Na20 + C02 = Na2C03; (2)
NH3 + C02 + H20 = NH4HC03. (3)

Príklady rozkladných reakcií:

2Ag20 4Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)

Príklady substitučných reakcií:

CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02. (9)

Príklady výmenných reakcií:

Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KN02 = KCI + HN02; (jedenásť)
AgN03 + NaCl = AgCl + NaN03. (12)

Tradičná klasifikácia chemických reakcií nepokrýva celú ich rozmanitosť – okrem štyroch hlavných typov reakcií existuje aj mnoho zložitejších reakcií.
Identifikácia dvoch ďalších typov chemických reakcií je založená na účasti dvoch dôležitých nechemických častíc: elektrónu a protónu.
Počas niektorých reakcií dochádza k úplnému alebo čiastočnému prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. V tomto prípade sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria východiskové látky; z uvedených príkladov sú to reakcie 1, 4, 6, 7 a 8. Tieto reakcie sa nazývajú redox.

V inej skupine reakcií prechádza vodíkový ión (H +), teda protón, z jednej reagujúcej častice na druhú. Takéto reakcie sú tzv acidobázické reakcie alebo reakcie prenosu protónov.

Medzi uvedenými príkladmi sú takými reakciami reakcie 3, 10 a 11. Analogicky s týmito reakciami sa redoxné reakcie niekedy nazývajú reakcie prenosu elektrónov. S OVR sa zoznámite v § 2 a s KOR v nasledujúcich kapitolách.

ZLOŽENÉ REAKCIE, ROZKLADNÉ REAKCIE, SUBSTITUČNÉ REAKCIE, VÝMENNÉ REAKCIE, REDOXNÉ REAKCIE, KYSELO-BÁZICKÉ REAKCIE.
Napíšte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + S02Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H20 ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3(P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO3 + PP205 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2(S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + 02N2 + H20 ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H20.
Označte tradičný typ reakcie. Označte redoxné a acidobázické reakcie. Pri redoxných reakciách uveďte, ktoré atómy prvkov menia svoje oxidačné stavy.

Zoberme si redoxnú reakciu, ktorá sa vyskytuje vo vysokých peciach pri priemyselnej výrobe železa (presnejšie liatiny) zo železnej rudy:

Fe203 + 3CO = 2Fe + 3C02.

Stanovme oxidačné stavy atómov, ktoré tvoria východiskové látky aj reakčné produkty

Ako vidíte, oxidačný stav atómov uhlíka sa v dôsledku reakcie zvýšil, oxidačný stav atómov železa sa znížil a oxidačný stav atómov kyslíka zostal nezmenený. V dôsledku toho atómy uhlíka v tejto reakcii prešli oxidáciou, to znamená, že stratili elektróny ( oxidované), a atómy železa – redukcia, to znamená, že pridali elektróny ( zotavil) (pozri § 7.16). Na charakterizáciu OVR sa používajú pojmy okysličovadlo A redukčné činidlo.

V našej reakcii sú teda oxidačné atómy atómy železa a redukujúce atómy sú atómy uhlíka.

V našej reakcii je oxidačným činidlom oxid železitý a redukčným činidlom je oxid uhoľnatý.
V prípadoch, keď sú oxidujúce atómy a redukujúce atómy súčasťou tej istej látky (príklad: reakcia 6 z predchádzajúceho odseku), pojmy „oxidačná látka“ a „redukujúca látka“ sa nepoužívajú.
Typické oxidačné činidlá sú teda látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu získavať elektróny (úplne alebo čiastočne), čím sa znižuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to predovšetkým halogény a kyslík, v menšej miere síra a dusík. Z komplexných látok - látky, ktoré obsahujú atómy vo vyšších oxidačných stupňoch, ktoré nemajú sklon tvoriť jednoduché ióny v týchto oxidačných stupňoch: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl + V), KCl04 (Cl + VII) atď.
Typické redukčné činidlá sú látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu úplne alebo čiastočne darovať elektróny, čím sa zvyšuje ich oxidačný stav. Jednoduché látky zahŕňajú vodík, alkalické kovy a kovy alkalických zemín a hliník. Z komplexných látok - H 2 S a sulfidy (S –II), SO 2 a siričitany (S +IV), jodidy (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) atď.
Vo všeobecnosti takmer všetky zložité a mnohé jednoduché látky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Napríklad:
S02 + Cl2 = S + Cl202 (S02 je silné redukčné činidlo);
S02 + C = S + C02 (t) (S02 je slabé oxidačné činidlo);
C + 02 = C02 (t) (C je redukčné činidlo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oxidačné činidlo).
Vráťme sa k reakcii, o ktorej sme hovorili na začiatku tejto časti.

Upozorňujeme, že v dôsledku reakcie sa oxidujúce atómy (Fe + III) zmenili na redukujúce atómy (Fe 0) a redukujúce atómy (C + II) sa zmenili na oxidujúce atómy (C + IV). Ale CO2 je veľmi slabé oxidačné činidlo za akýchkoľvek podmienok a železo, hoci je redukčným činidlom, je za týchto podmienok oveľa slabšie ako CO. Preto produkty reakcie navzájom nereagujú a nedochádza k spätnej reakcii. Uvedený príklad je ilustráciou všeobecného princípu, ktorý určuje smer toku OVR:

Redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla.

Redoxné vlastnosti látok možno porovnávať len za rovnakých podmienok. V niektorých prípadoch je možné toto porovnanie vykonať kvantitatívne.
Počas domácej úlohy pre prvý odsek tejto kapitoly ste sa presvedčili, že je dosť ťažké vybrať koeficienty v niektorých reakčných rovniciach (najmä ORR). Na zjednodušenie tejto úlohy v prípade redoxných reakcií sa používajú tieto dve metódy:
A) metóda elektronickej váhy A
b) metóda elektrón-iónovej rovnováhy.
Teraz sa naučíte metódu elektrónovej rovnováhy a metóda elektrónovej rovnováhy sa zvyčajne študuje na vysokých školách.
Obe tieto metódy sú založené na skutočnosti, že elektróny pri chemických reakciách ani nezmiznú, ani sa nikde neobjavia, to znamená, že počet elektrónov prijatých atómami sa rovná počtu elektrónov odovzdaných inými atómami.
Počet daných a prijatých elektrónov v metóde elektrónovej rovnováhy je určený zmenou oxidačného stavu atómov. Pri použití tejto metódy je potrebné poznať zloženie východiskových látok aj reakčných produktov.
Pozrime sa na aplikáciu metódy elektronickej váhy na príkladoch.

Príklad 1 Vytvorme rovnicu pre reakciu železa s chlórom. Je známe, že produktom tejto reakcie je chlorid železitý. Zapíšme si reakčnú schému:

Fe + Cl2 FeCl3.

Stanovme oxidačné stavy atómov všetkých prvkov, ktoré tvoria látky zúčastňujúce sa reakcie:

Atómy železa sa vzdávajú elektrónov a molekuly chlóru ich prijímajú. Vyjadrime tieto procesy elektronické rovnice:
Fe – 3 e– = Fe + III,
Cl2+2 e –= 2Cl-I.

Aby sa počet poskytnutých elektrónov rovnal počtu prijatých elektrónov, prvá elektronická rovnica sa musí vynásobiť dvoma a druhá tromi:

Zavedením koeficientov 2 a 3 do reakčnej schémy získame reakčnú rovnicu:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.

Príklad 2 Vytvorme rovnicu pre spaľovaciu reakciu bieleho fosforu v prebytku chlóru. Je známe, že chlorid fosforečný vzniká za týchto podmienok:

Molekuly bieleho fosforu sa vzdávajú elektrónov (oxidujú) a molekuly chlóru ich prijímajú (redukujú):

Pôvodne získané faktory (2 a 20) mali spoločného deliteľa, ktorým sa (podobne ako budúce koeficienty v reakčnej rovnici) delili. Reakčná rovnica:

P4 + 10C12 = 4PCI5.

Príklad 3 Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa sulfid železnatý praží v kyslíku.

Schéma reakcie:

V tomto prípade sa oxidujú atómy železa (II) aj síry (–II). Zloženie sulfidu železnatého obsahuje atómy týchto prvkov v pomere 1:1 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci).
Elektronická váha:

Reakčná rovnica: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.

Príklad 4. Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa disulfid železnatý (pyrit) praží v kyslíku.

Schéma reakcie:

Rovnako ako v predchádzajúcom príklade sú tu oxidované aj atómy železa (II) a atómy síry, ale s oxidačným stavom I. Atómy týchto prvkov sú zahrnuté v zložení pyritu v pomere 1:2 (viď. indexy v najjednoduchšom vzorci). V tomto ohľade reagujú atómy železa a síry, čo sa berie do úvahy pri zostavovaní elektronickej váhy:

Reakčná rovnica: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.

Existujú aj zložitejšie prípady ODD, s niektorými sa zoznámite pri robení domácich úloh.

OXIDUJÚCI ATÓM, REDUKČNÝ ATÓM, OXIDUJÚCA LÁTKA, REDUKČNÁ LÁTKA, METÓDA ELEKTRONICKEJ ROVNOVÁHY, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Zostavte elektronické váhy pre každú rovnicu OVR uvedenú v texte § 1 tejto kapitoly.
2. Vytvorte rovnice pre ORR, ktoré ste objavili pri plnení úlohy k § 1 tejto kapitoly. Tentoraz na nastavenie kurzov použite metódu elektronického vyvažovania. 3.Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+02Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe304 + H2FeO + H20 ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO3 + NH3Cr203 + H20 + N2 ( t);
1) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) Mn02 + H2Mn + H20 ( t);
n) MnS + 02 Mn02 + S02 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb304 + H2Pb + H20 ( t).

Prečo dochádza k chemickým reakciám?
Aby sme odpovedali na túto otázku, spomeňme si, prečo sa jednotlivé atómy spájajú do molekúl, prečo z izolovaných iónov vzniká iónový kryštál a prečo platí zásada najmenšej energie, keď sa tvorí elektrónový obal atómu. Odpoveď na všetky tieto otázky je rovnaká: pretože je to energeticky prospešné. To znamená, že pri takýchto procesoch sa uvoľňuje energia. Zdá sa, že chemické reakcie by mali prebiehať z rovnakého dôvodu. V skutočnosti je možné uskutočniť mnoho reakcií, počas ktorých sa uvoľňuje energia. Energia sa uvoľňuje, zvyčajne vo forme tepla.

Ak počas exotermickej reakcie teplo nemá čas na odstránenie, potom sa reakčný systém zahreje.
Napríklad pri reakcii spaľovania metánu

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)

sa uvoľňuje toľko tepla, že sa metán používa ako palivo.
Skutočnosť, že táto reakcia uvoľňuje teplo, sa môže prejaviť v reakčnej rovnici:

CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g) + Q.

Toto je tzv termochemická rovnica. Tu je symbol „+ Q“ znamená, že pri spaľovaní metánu sa uvoľňuje teplo. Toto teplo sa nazýva tepelný efekt reakcie.
Odkiaľ pochádza uvoľnené teplo?
Viete, že počas chemických reakcií dochádza k rozpadu a vzniku chemických väzieb. V tomto prípade sú prerušené väzby medzi atómami uhlíka a vodíka v molekulách CH 4, ako aj medzi atómami kyslíka v molekulách O 2 . V tomto prípade vznikajú nové väzby: medzi atómami uhlíka a kyslíka v molekulách CO 2 a medzi atómami kyslíka a vodíka v molekulách H 2 O. Na prerušenie väzieb je potrebné vynaložiť energiu (pozri „energia väzby“, „energia atomizácie“ ), a pri vytváraní väzieb sa uvoľňuje energia. Je zrejmé, že ak sú „nové“ väzby silnejšie ako tie „staré“, viac energie sa uvoľní, ako absorbuje. Rozdiel medzi uvoľnenou a absorbovanou energiou je tepelný účinok reakcie.
Tepelný efekt (množstvo tepla) sa meria v kilojouloch, napríklad:

2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.

Tento zápis znamená, že sa uvoľní 484 kilojoulov tepla, ak dva móly vodíka zreagujú s jedným mólom kyslíka za vzniku dvoch mólov plynnej vody (vodnej pary).

teda v termochemických rovniciach sa koeficienty numericky rovnajú látkovým množstvám reaktantov a reakčných produktov.

Čo určuje tepelný účinok každej konkrétnej reakcie?
Tepelný účinok reakcie závisí
a) o agregatívnom stave východiskových látok a reakčných produktov,
b) na teplote a
c) o tom, či k chemickej premene dochádza pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku.
Závislosť tepelného účinku reakcie od stavu agregácie látok je spôsobená skutočnosťou, že procesy prechodu z jedného stavu agregácie do druhého (ako niektoré iné fyzikálne procesy) sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou tepla. Dá sa to vyjadriť aj termochemickou rovnicou. Príklad – termochemická rovnica pre kondenzáciu vodnej pary:

H20 (g) = H20 (1)+ Q.

V termochemických rovniciach, a ak je to potrebné, v bežných chemických rovniciach, sú agregačné stavy látok označené pomocou písmenových indexov:
d) – plyn,
g) – kvapalina,
(t) alebo (cr) – tuhá alebo kryštalická látka.
Závislosť tepelného účinku na teplote je spojená s rozdielmi v tepelných kapacitách východiskové látky a reakčné produkty.
Keďže objem systému sa vždy zväčšuje v dôsledku exotermickej reakcie pri konštantnom tlaku, časť energie sa vynakladá na prácu na zväčšenie objemu a uvoľnené teplo bude menšie, ako keby k rovnakej reakcii došlo pri konštantnom objeme. .
Tepelné účinky reakcií sa zvyčajne počítajú pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom objeme pri 25 °C a sú označené symbolom Q o.
Ak sa energia uvoľňuje iba vo forme tepla a chemická reakcia prebieha pri konštantnom objeme, potom tepelný účinok reakcie ( Q V) sa rovná zmene vnútornej energie(D U) látky zúčastňujúce sa reakcie, ale s opačným znamienkom:

Q V = – U.

Vnútornou energiou telesa sa rozumie celková energia medzimolekulových interakcií, chemických väzieb, ionizačná energia všetkých elektrónov, väzbová energia nukleónov v jadrách a všetky ostatné známe i neznáme druhy energie „uložené“ týmto telesom. Znak „–“ je spôsobený skutočnosťou, že pri uvoľňovaní tepla sa vnútorná energia znižuje. Teda

U= – Q V .

Ak k reakcii dôjde pri konštantnom tlaku, potom sa objem systému môže zmeniť. Práca na zväčšení objemu tiež vyžaduje časť vnútornej energie. V tomto prípade

U = –(QP+A) = –(QP + PV),

Kde Qp– tepelný účinok reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku. Odtiaľ

Q P = – U–PV .

Hodnota rovná U+PV dostal meno zmena entalpie a označené D H.

H=U+PV.

Preto

Q P = – H.

S uvoľňovaním tepla sa teda entalpia systému znižuje. Odtiaľ pochádza starý názov pre túto veličinu: „tepelný obsah“.
Na rozdiel od tepelného efektu, zmena entalpie charakterizuje reakciu bez ohľadu na to, či k nej dochádza pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Termochemické rovnice napísané pomocou zmeny entalpie sa nazývajú termochemické rovnice v termodynamickej forme. V tomto prípade je uvedená hodnota zmeny entalpie za štandardných podmienok (25 °C, 101,3 kPa) označovaná H o. Napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65 kJ.

Závislosť množstva tepla uvoľneného pri reakcii ( Q) z tepelného účinku reakcie ( Q o) a množstvo látky ( n B) jeden z účastníkov reakcie (látka B - východisková látka alebo produkt reakcie) je vyjadrený rovnicou:

Tu B je množstvo látky B určené koeficientom pred vzorcom látky B v termochemickej rovnici.

Úloha

Určte množstvo vodíkovej látky spálenej v kyslíku, ak by sa uvoľnilo 1694 kJ tepla.

Riešenie

Zoznámime sa s posledným typom reakcií založených na „počte a zložení východiskových látok a reakčných produktov“.

Do demonštračnej skúmavky nalejte roztok alkálie - hydroxidu sodného - a potom k nemu pridajte roztok soli - síranu meďnatého. Vytvorí sa hustá modrá zrazenina vo vode nerozpustného hydroxidu meďnatého (obr. 108). Ak sa malá časť obsahu zo skúmavky, v ktorej sa vytvorila zrazenina, prefiltruje a niekoľko kvapiek výsledného roztoku sa odparí na hodinovom sklíčku, potom nebude ťažké všimnúť si vzhľad bielych kryštálov soli vytvorených počas reakcia:

Ryža. 108. Reakcia hydroxidu sodného so síranom meďnatým

Aby sa zdôraznilo, že reakcia vedie k vytvoreniu zrazeniny vo vode nerozpustného hydroxidu meďnatého, je vedľa jeho vzorca v reakčnej rovnici napísaná šípka smerujúca nadol.

Výsledná soľ môže byť nepochybne iba síran sodný Na2S04:

V dôsledku reakcie si dve zložité látky iónovej štruktúry - hydroxid sodný a síran meďnatý - vymenili svoje ióny, t.j. došlo k výmennej reakcii, ktorej rovnica je:

Podobne jodid sodný a dusičnan olovnatý v roztoku vymieňajú ióny v dôsledku výmennej reakcie. V dôsledku toho vypadne žltá zrazenina jodidu olovnatého (obr. 109):

Ryža. 109. Reakcia jodidu sodného s dusičnanom olovnatým

Nalejte alkalický roztok do demonštračnej skúmavky a pridajte do nej niekoľko kvapiek fenolftaleínu. Obsah skúmavky sa zmení na karmínový, čo naznačuje alkalický roztok. Ak teraz do obsahu skúmavky pridáte trochu kyslého roztoku, farba zmizne a roztok sa zafarbí, čo je znakom chemickej reakcie (obr. 110).

Ryža. 110.
Interakcia medzi alkalickými a kyslými roztokmi

Ak sa pár kvapiek kvapaliny získanej v dôsledku reakcie odparí na hodinovom sklíčku, vytvoria sa na ňom kryštály soli. Ďalším produktom reakcie je voda:

zásada + kyselina → soľ + voda.

Upozorňujeme, že dve komplexné látky interagujú: zásada pozostávajúca z kovových iónov a hydroxidových iónov a kyselina, molekulárna zlúčenina, ktorá v roztoku vytvára vodíkové ióny a kyslý zvyšok. V dôsledku toho vznikajú dve nové komplexné látky: iónová zlúčenina - soľ a molekulárna zlúčenina - voda.

Každý z dvoch interagujúcich roztokov mal svoje vlastné prostredie, alkalické a kyslé. V dôsledku reakcie sa prostredie stalo neutrálnym. Preto sa výmenná reakcia medzi kyselinami a zásadami nazýva neutralizačná reakcia.

Nalejte číry, bezfarebný roztok uhličitanu sodného do demonštračnej skúmavky a pridajte doň trochu roztoku kyseliny dusičnej. Znakom chemickej reakcie bude „varenie“ roztoku v dôsledku uvoľneného oxidu uhličitého (obr. 111):

Ryža. 111.
Reakcia uhličitanu sodného s kyselinou dusičnou

Odkiaľ pochádzal oxid uhličitý? Pravdepodobne si pamätáte, že kyselina uhličitá je slabá zlúčenina, ktorá sa rozkladá na oxid uhličitý a vodu:

preto by mala byť reakčná rovnica napísaná takto:

Formulujme pravidlo, podľa ktorého dochádza k výmenným reakciám medzi roztokmi látok.

Ak sa do roztoku chloridu sodného pridá roztok hydroxidu draselného, ​​nebudú viditeľné žiadne známky reakcie - reakcia neprebehne, pretože v dôsledku toho nevzniká žiadna zrazenina, plyn alebo voda:

Kľúčové slová a frázy

1. Výmenné reakcie.
2. Neutralizačné reakcie.
3. Podmienky dokončenia výmenných reakcií v roztokoch.

Práca s počítačom

1. Pozrite si elektronickú prihlášku. Preštudujte si učebný materiál a dokončite zadané úlohy.
2. Nájdite na internete e-mailové adresy, ktoré môžu slúžiť ako dodatočné zdroje, ktoré odhalia obsah kľúčových slov a fráz v odseku. Ponúknite svoju pomoc učiteľovi pri príprave novej hodiny – urobte správu o kľúčových slovách a frázach v nasledujúcom odseku.

Otázky a úlohy