Upoznajmo se s posljednjom vrstom reakcija na temelju "broja i sastava početnih supstanci i produkta reakcije".

U epruvetu za demonstraciju sipajte rastvor alkalije - natrijum hidroksida, a zatim joj dodajte rastvor soli - bakar (II) sulfat. Formiraće se gusti plavi talog bakar (II) hidroksida nerastvorljivog u vodi (Sl. 108). Ako se manji dio sadržaja iz epruvete u kojoj je nastao talog procijedi i nekoliko kapi nastalog rastvora ispari na satnom staklu, neće biti teško uočiti pojavu bijelih kristala soli koji nastaju tokom reakcija:

Rice. 108. Reakcija natrijum hidroksida sa bakar (II) sulfatom

Da bi se naglasilo da reakcija rezultira stvaranjem precipitata u vodi netopivog bakar (II) hidroksida, strelica usmjerena prema dolje ispisana je pored njegove formule u jednadžbi reakcije.

Bez sumnje, rezultirajuća sol može biti samo natrijum sulfat Na 2 SO 4:

Kao rezultat reakcije, dvije složene supstance jonske strukture - natrijum hidroksid i bakar (II) sulfat - izmijenile su svoje ione, odnosno došlo je do reakcije izmjene čija je jednadžba:

Slično, natrijum jodid i olovo (II) nitrat u rastvoru izmjenjuju jone kao rezultat reakcije izmjene. Kao rezultat, ispada žuti talog olovnog (II) jodida (slika 109):

Rice. 109. Reakcija natrijum jodida sa olovo (II) nitratom

Ulijte alkalnu otopinu u epruvetu za demonstraciju i dodajte joj nekoliko kapi fenolftaleina. Sadržaj epruvete će postati grimiz, što ukazuje na alkalni rastvor. Ako sada dodate malo rastvora kiseline u sadržaj epruvete, boja će nestati i rastvor će promeniti boju, što je znak hemijske reakcije (Sl. 110).

Rice. 110.
Interakcija između alkalnih i kiselih otopina

Ako se nekoliko kapi tekućine dobivene kao rezultat reakcije ispari na staklu sata, na njemu će se formirati kristali soli. Drugi proizvod reakcije je voda:

lužina + kiselina → sol + voda.

Imajte na umu da su dvije složene supstance u interakciji: alkalija, koja se sastoji od metalnih jona i hidroksidnih jona, i kiselina, molekularno jedinjenje koje formira ione vodika i kiseli ostatak u rastvoru. Kao rezultat, formiraju se dvije nove kompleksne tvari: ionsko jedinjenje - sol i molekularno jedinjenje - voda.

Svaka od dvije interakcijske otopine imala je svoje okruženje, alkalno, odnosno kiselo. Kao rezultat reakcije, okruženje je postalo neutralno. Stoga se reakcija izmjene između kiselina i lužina naziva reakcija neutralizacije.

Ulijte bistru, bezbojnu otopinu natrijevog karbonata u epruvetu za demonstraciju i dodajte joj malo otopine dušične kiseline. Znak hemijske reakcije bit će "ključanje" otopine zbog ugljičnog dioksida koji se oslobađa kao rezultat (slika 111):

Rice. 111.
Reakcija natrijevog karbonata sa dušičnom kiselinom

Odakle je došao ugljični dioksid? Vjerojatno ćete se sjetiti da je ugljična kiselina slabo jedinjenje koje se razlaže na ugljični dioksid i vodu:

stoga jednačinu reakcije treba napisati na sljedeći način:

Formulirajmo pravilo prema kojem se odvijaju reakcije izmjene između otopina tvari.

Ako se otopini kalijevog hidroksida doda otopini natrijevog klorida, tada se neće primijetiti nikakvi znakovi reakcije - reakcija se ne odvija, jer se kao rezultat toga ne stvara talog, plin ili voda:

Ključne riječi i fraze

1. Reakcije razmjene.
2. Reakcije neutralizacije.
3. Uslovi za završetak reakcija razmene u rastvorima.

Rad sa računarom

1. Pogledajte elektronsku aplikaciju. Proučite materijal lekcije i izvršite zadane zadatke.
2. Pronađite adrese e-pošte na Internetu koje mogu poslužiti kao dodatni izvori koji otkrivaju sadržaj ključnih riječi i fraza u odlomku. Ponudite svoju pomoć nastavniku u pripremi nove lekcije – napravite izvještaj o ključnim riječima i frazama sljedećeg pasusa.

Pitanja i zadaci

9.1. Koje su hemijske reakcije?

Podsjetimo da sve kemijske pojave u prirodi nazivamo kemijskim reakcijama. Tokom hemijske reakcije, neke hemijske veze se prekidaju, a druge formiraju. Kao rezultat reakcije, iz nekih hemijskih supstanci se dobijaju druge supstance (vidi Poglavlje 1).

Dok ste radili domaći zadatak za § 2.5, upoznali ste se sa tradicionalnim odabirom četiri glavna tipa reakcija iz čitavog skupa hemijskih transformacija, a zatim ste predložili i njihova imena: reakcije kombinacije, razlaganja, supstitucije i razmene.

Primjeri složenih reakcija:

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)

Primjeri reakcija razgradnje:

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)

Primjeri supstitucijskih reakcija:

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)

Primjeri reakcija razmjene:

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (jedanaest)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)

Tradicionalna klasifikacija kemijskih reakcija ne pokriva svu njihovu raznolikost - osim četiri glavne vrste reakcija, postoje i mnoge složenije reakcije.
Identifikacija dve druge vrste hemijskih reakcija zasniva se na učešću u njima dve važne nehemijske čestice: elektrona i protona.
U nekim reakcijama dolazi do potpunog ili djelomičnog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. U tom slučaju se mijenjaju oksidacijska stanja atoma elemenata koji čine polazne tvari; od navedenih primjera, to su reakcije 1, 4, 6, 7 i 8. Ove reakcije se nazivaju redoks.

U drugoj grupi reakcija, ion vodonika (H+), odnosno proton, prelazi s jedne reagirajuće čestice na drugu. Takve reakcije se nazivaju kiselo-bazne reakcije ili reakcije prijenosa protona.

Među navedenim primjerima, takve reakcije su reakcije 3, 10 i 11. Po analogiji sa ovim reakcijama, redoks reakcije se ponekad nazivaju reakcije prijenosa elektrona. Sa OVR ćete se upoznati u § 2, a sa KOR-om u narednim poglavljima.

REAKCIJE KOMPANIJA, REAKCIJE RASTAVLJANJA, REAKCIJE SUPSTITUCIJE, REAKCIJE IZMJENE, REDOX REAKCIJE, KISELO-BAZNE REAKCIJE.
Zapišite jednadžbe reakcija koje odgovaraju sljedećim shemama:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; e) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2 ;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Navedite tradicionalni tip reakcije. Označite redoks i acidobazne reakcije. U redoks reakcijama naznačite koji atomi elemenata mijenjaju svoja oksidacijska stanja.

Razmotrimo redoks reakciju koja se javlja u visokim pećima tokom industrijske proizvodnje željeza (tačnije, lijevanog željeza) iz željezne rude:

Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.

Odredimo oksidaciona stanja atoma koji čine i početne supstance i produkte reakcije

Kao što možete vidjeti, oksidacijsko stanje atoma ugljika se povećalo kao rezultat reakcije, oksidacijsko stanje atoma željeza se smanjilo, a oksidacijsko stanje atoma kisika ostalo je nepromijenjeno. Posljedično, atomi ugljika u ovoj reakciji su prošli oksidaciju, odnosno izgubili su elektrone ( oksidirano), a atomi gvožđa – redukcija, odnosno dodali su elektrone ( oporavio) (vidi § 7.16). Za karakterizaciju OVR-a koriste se koncepti oksidant I redukciono sredstvo.

Dakle, u našoj reakciji oksidirajući atomi su atomi željeza, a redukcijski atomi su atomi ugljika.

U našoj reakciji, oksidant je željezo(III) oksid, a redukcijski agens je ugljik(II) monoksid.
U slučajevima kada su oksidirajući atomi i redukcijski atomi dio iste supstance (primjer: reakcija 6 iz prethodnog stava), pojmovi „oksidirajuća tvar“ i „reducirajuća tvar“ se ne koriste.
Dakle, tipični oksidanti su supstance koje sadrže atome koji imaju tendenciju da dobiju elektrone (u celini ili delimično), smanjujući njihovo oksidaciono stanje. Od jednostavnih supstanci to su prvenstveno halogeni i kisik, a u manjoj mjeri sumpor i dušik. Od složenih supstanci - supstance koje sadrže atome u višim oksidacionim stanjima koji nisu skloni formiranju jednostavnih jona u ovim oksidacionim stanjima: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) itd.
Tipični redukcioni agensi su tvari koje sadrže atome koji imaju tendenciju da potpuno ili djelomično doniraju elektrone, povećavajući njihovo oksidacijsko stanje. Jednostavne supstance uključuju vodonik, alkalne i zemnoalkalne metale i aluminijum. Od složenih supstanci - H 2 S i sulfidi (S –II), SO 2 i sulfiti (S +IV), jodidi (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) itd.
Općenito, gotovo sve složene i mnoge jednostavne tvari mogu pokazati i oksidirajuća i redukcijska svojstva. Na primjer:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 je jako redukciono sredstvo);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 je slabo oksidaciono sredstvo);
C + O 2 = CO 2 (t) (C je redukcijski agens);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oksidant).
Vratimo se na reakciju o kojoj smo govorili na početku ovog odjeljka.

Imajte na umu da su se kao rezultat reakcije oksidacijski atomi (Fe + III) pretvorili u reducirajuće atome (Fe 0), a redukcijski atomi (C + II) su se pretvorili u oksidirajuće atome (C + IV). Ali CO 2 je vrlo slabo oksidaciono sredstvo u svim uslovima, a gvožđe, iako je redukciono sredstvo, je pod tim uslovima mnogo slabije od CO. Dakle, produkti reakcije ne reagiraju jedni s drugima i ne dolazi do obrnute reakcije. Navedeni primjer je ilustracija općeg principa koji određuje smjer toka OVR-a:

Redoks reakcije se odvijaju u pravcu stvaranja slabijeg oksidanta i slabijeg redukcionog sredstva.

Redox svojstva supstanci mogu se porediti samo pod identičnim uslovima. U nekim slučajevima, ovo poređenje se može izvršiti kvantitativno.
Dok ste radili domaći zadatak za prvi paragraf ovog poglavlja, uvjerili ste se da je prilično teško odabrati koeficijente u nekim jednadžbama reakcija (posebno ORR). Da bi se ovaj zadatak pojednostavio u slučaju redoks reakcija, koriste se sljedeće dvije metode:
A) metoda elektronske ravnoteže I
b) metoda ravnoteže elektrona i jona.
Metodu ravnoteže elektrona sada ćete naučiti, a metoda ravnoteže elektrona i jona se obično proučava na visokoškolskim ustanovama.
Obje ove metode temelje se na činjenici da elektroni u kemijskim reakcijama niti nestaju niti se igdje pojavljuju, odnosno da je broj elektrona prihvaćenih od strane atoma jednak broju elektrona koje su predali drugi atomi.
Broj datih i prihvaćenih elektrona u metodi ravnoteže elektrona određen je promjenom oksidacijskog stanja atoma. Prilikom korištenja ove metode potrebno je poznavati sastav i polaznih supstanci i produkta reakcije.
Pogledajmo primjenu metode elektronske ravnoteže na primjerima.

Primjer 1. Napravimo jednačinu za reakciju gvožđa sa hlorom. Poznato je da je proizvod ove reakcije željezo(III) hlorid. Zapišimo shemu reakcije:

Fe + Cl 2 FeCl 3 .

Odredimo oksidaciona stanja atoma svih elemenata koji čine tvari koje sudjeluju u reakciji:

Atomi gvožđa daju elektrone, a molekuli hlora ih prihvataju. Hajde da izrazimo ove procese elektronske jednačine:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.

Da bi broj datih elektrona bio jednak broju primljenih elektrona, prva elektronska jednačina se mora pomnožiti sa dva, a druga sa tri:

Uvođenjem koeficijenata 2 i 3 u reakcijsku shemu dobijamo jednačinu reakcije:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.

Primjer 2. Hajde da napravimo jednadžbu za reakciju sagorevanja belog fosfora u višku hlora. Poznato je da fosfor(V) hlorid nastaje pod ovim uslovima:

Molekule bijelog fosfora daju elektrone (oksidiraju), a molekule klora ih prihvataju (reduciraju):

Prvobitno dobijeni faktori (2 i 20) imali su zajednički djelitelj kojim su (kao i budući koeficijenti u jednačini reakcije) podijeljeni. Jednačina reakcije:

P4 + 10Cl2 = 4PCl5.

Primjer 3. Napravimo jednadžbu za reakciju koja se javlja kada se gvožđe(II) sulfid prži u kiseoniku.

Shema reakcije:

U ovom slučaju oksidiraju se i atomi željeza(II) i sumpora(–II). Sastav gvožđe(II) sulfida sadrži atome ovih elemenata u omjeru 1:1 (vidi indekse u najjednostavnijoj formuli).
Elektronska ravnoteža:

Jednačina reakcije: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Primjer 4. Napravimo jednadžbu za reakciju koja se javlja kada se gvožđe(II) disulfid (pirit) prži u kiseoniku.

Shema reakcije:

Kao iu prethodnom primjeru, i ovdje su oksidirani i atomi željeza(II) i atomi sumpora, ali sa oksidacijskim stanjem I. Atomi ovih elemenata uključeni su u sastav pirita u omjeru 1:2 (vidi indeksi u najjednostavnijoj formuli). U tom smislu reaguju atomi željeza i sumpora, što se uzima u obzir pri sastavljanju elektronske ravnoteže:

Jednačina reakcije: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Postoje i složeniji slučajevi ODD-a, s nekima ćete se upoznati dok radite domaći zadatak.

AKSIDIRAJUĆI ATOM, REDUKCIJUĆI ATOM, OKSIDIRAJUĆA SUPSTANCA, REDUKCIJUĆA SUPSTANCA, METODA ELEKTRONSKOG RAVNOTEŽE, ELEKTRONSKE JEDNAČINE.
1. Sastavite elektronsku vagu za svaku OVR jednačinu datu u tekstu § 1 ovog poglavlja.
2. Napravite jednačine za ORR koje ste otkrili dok ste ispunjavali zadatak za § 1 ovog poglavlja. Ovaj put koristite metodu elektronskog balansa da postavite kvote. 3. Koristeći metodu ravnoteže elektrona, kreirajte jednačine reakcije koje odgovaraju sljedećim šemama: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br 2 AlBr 3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( 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) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( 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) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).

Zašto dolazi do hemijskih reakcija?
Da bismo odgovorili na ovo pitanje, prisjetimo se zašto se pojedinačni atomi spajaju u molekule, zašto se ionski kristal formira od izoliranih iona i zašto se primjenjuje princip najmanje energije kada se formira elektronska ljuska atoma. Odgovor na sva ova pitanja je isti: zato što je energetski blagotvoran. To znači da se tokom takvih procesa oslobađa energija. Čini se da bi se kemijske reakcije trebale dogoditi iz istog razloga. Zaista, mogu se izvesti mnoge reakcije tokom kojih se oslobađa energija. Energija se oslobađa, obično u obliku topline.

Ako tijekom egzotermne reakcije toplina nema vremena da se ukloni, tada se reakcioni sistem zagrijava.
Na primjer, u reakciji sagorijevanja metana

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

oslobađa se toliko toplote da se metan koristi kao gorivo.
Činjenica da ova reakcija oslobađa toplinu može se odraziti u jednadžbi reakcije:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.

Ovo je tzv termohemijska jednačina. Ovdje je simbol "+ Q" znači da kada se sagori metan, oslobađa se toplota. Ova toplota se zove termički efekat reakcije.
Odakle dolazi toplota koja se oslobađa?
Znate da se hemijske reakcije raspadaju i formiraju hemijske veze. U tom slučaju se prekidaju veze između atoma ugljika i vodika u molekulama CH 4, kao i između atoma kisika u molekulima O 2. U tom slučaju nastaju nove veze: između atoma ugljika i kisika u molekulama CO 2 i između atoma kisika i vodika u molekulama H 2 O da biste raskinuli veze, potrebno je potrošiti energiju (pogledajte “energija veze”, “energija atomizacije”. ), a pri formiranju veza oslobađa se energija. Očigledno, ako su “nove” veze jače od “starih”, tada će se više energije osloboditi nego apsorbirati. Razlika između oslobođene i apsorbirane energije je toplinski učinak reakcije.
Toplotni efekat (količina toplote) se meri u kilodžulima, na primer:

2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ.

Ova notacija znači da će se osloboditi 484 kilodžula toplote ako dva mola vodika reaguju sa jednim molom kiseonika da bi se dobila dva mola gasovite vode (vodena para).

dakle, u termohemijskim jednadžbama, koeficijenti su numerički jednaki količinama tvari reaktanata i produkta reakcije.

Šta određuje termički efekat svake specifične reakcije?
Toplotni efekat reakcije zavisi
a) o agregatnim stanjima polaznih supstanci i produkta reakcije,
b) o temperaturi i
c) o tome da li se hemijska transformacija dešava pri konstantnoj zapremini ili pri konstantnom pritisku.
Ovisnost toplinskog efekta reakcije o stanju agregacije tvari posljedica je činjenice da su procesi prijelaza iz jednog agregacijskog stanja u drugo (kao i neki drugi fizički procesi) praćeni oslobađanjem ili apsorpcijom topline. Ovo se takođe može izraziti termohemijskom jednačinom. Primjer – termohemijska jednadžba za kondenzaciju vodene pare:

H 2 O (g) = H 2 O (l) + Q.

U termohemijskim jednačinama, a po potrebi i u običnim hemijskim jednačinama, agregatna stanja supstanci se označavaju pomoću slovnih indeksa:
(d) – gas,
(g) – tečnost,
(t) ili (cr) – čvrsta ili kristalna supstanca.
Ovisnost toplinskog efekta o temperaturi povezana je s razlikama u toplinskim kapacitetima početni materijali i produkti reakcije.
Budući da se volumen sistema uvijek povećava kao rezultat egzotermne reakcije pri konstantnom pritisku, dio energije se troši na rad za povećanje volumena, a oslobođena toplina bit će manja nego ako se ista reakcija odvija pri konstantnoj zapremini .
Toplotni efekti reakcija se obično izračunavaju za reakcije koje se odvijaju pri konstantnoj zapremini na 25 °C i označeni su simbolom Q o.
Ako se energija oslobađa samo u obliku topline, a kemijska reakcija teče u konstantnom volumenu, tada će toplinski učinak reakcije ( Q V) je jednako promjeni unutrašnja energija(D U) supstance koje učestvuju u reakciji, ali sa suprotnim predznakom:

Q V = – U.

Pod unutrašnjom energijom tijela podrazumijeva se ukupna energija međumolekularnih interakcija, kemijskih veza, energija jonizacije svih elektrona, energija veze nukleona u jezgrima i sve druge poznate i nepoznate vrste energije koje ovo tijelo „pohranjuje“. Znak "-" nastaje zbog činjenice da kada se toplina oslobodi, unutrašnja energija se smanjuje. To je

U= – Q V .

Ako se reakcija odvija pri konstantnom pritisku, tada se volumen sistema može promijeniti. Rad na povećanju volumena također oduzima dio unutrašnje energije. U ovom slučaju

U = –(QP+A) = –(QP+PV),

Gdje Qp– toplotni efekat reakcije koja se odvija pri konstantnom pritisku. Odavde

Q P = – U–PV .

Vrijednost jednaka U+PV dobio ime promjena entalpije i označeno sa D H.

H=U+PV.

Dakle

Q P = – H.

Dakle, kako se toplota oslobađa, entalpija sistema se smanjuje. Otuda i stari naziv za ovu količinu: „sadržaj toplote“.
Za razliku od termičkog efekta, promjena entalpije karakterizira reakciju bez obzira da li se događa pri konstantnom volumenu ili konstantnom pritisku. Termohemijske jednadžbe napisane promjenom entalpije nazivaju se termohemijske jednadžbe u termodinamičkom obliku. U ovom slučaju data je vrijednost promjene entalpije u standardnim uslovima (25 °C, 101,3 kPa), označena H o. Na primjer:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) H o= – 65 kJ.

Ovisnost količine topline oslobođene u reakciji ( Q) od termičkog efekta reakcije ( Q o) i količinu supstance ( n B) jedan od učesnika u reakciji (supstanca B - početna tvar ili produkt reakcije) izražava se jednadžbom:

Ovdje je B količina supstance B, određena koeficijentom ispred formule supstance B u termohemijskoj jednačini.

Zadatak

Odredite količinu vodonikove tvari koja je izgorjela u kisiku ako je oslobođeno 1694 kJ topline.

Rješenje

DEFINICIJA

Hemijska reakcija nazivaju se transformacije tvari u kojima dolazi do promjene njihovog sastava i (ili) strukture.

Najčešće se pod kemijskim reakcijama podrazumijeva proces pretvaranja polaznih tvari (reagensa) u finalne tvari (proizvode).

Hemijske reakcije se pišu pomoću hemijskih jednadžbi koje sadrže formule polaznih supstanci i produkta reakcije. Prema zakonu održanja mase, broj atoma svakog elementa na lijevoj i desnoj strani hemijske jednačine je isti. Obično su formule početnih supstanci napisane na lijevoj strani jednadžbe, a formule proizvoda na desnoj. Jednakost broja atoma svakog elementa na lijevoj i desnoj strani jednadžbe postiže se postavljanjem cjelobrojnih stehiometrijskih koeficijenata ispred formula supstanci.

Hemijske jednačine mogu sadržavati dodatne informacije o karakteristikama reakcije: temperatura, pritisak, zračenje, itd., što je označeno odgovarajućim simbolom iznad (ili „ispod“) znaka jednakosti.

Sve hemijske reakcije mogu se grupisati u nekoliko klasa, koje imaju određene karakteristike.

Klasifikacija hemijskih reakcija prema broju i sastavu polaznih i rezultirajućih supstanci

Prema ovoj klasifikaciji, hemijske reakcije se dele na reakcije povezivanja, razlaganja, supstitucije i razmene.

Kao rezultat složene reakcije od dvije ili više (složenih ili jednostavnih) supstanci nastaje jedna nova supstanca. Općenito, jednadžba za takvu hemijsku reakciju će izgledati ovako:

Na primjer:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Reakcije spoja su u većini slučajeva egzotermne, tj. nastaviti sa oslobađanjem toplote. Ako su u reakciji uključene jednostavne tvari, onda su takve reakcije najčešće redoks reakcije (ORR), tj. nastaju s promjenama u oksidacijskim stanjima elemenata. Nemoguće je jednoznačno reći hoće li se reakcija spoja između složenih supstanci klasificirati kao ORR.

Reakcije koje rezultiraju stvaranjem nekoliko drugih novih supstanci (složenih ili jednostavnih) iz jedne složene supstance klasifikuju se kao reakcije raspadanja. Općenito, jednadžba za hemijsku reakciju raspadanja će izgledati ovako:

Na primjer:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 = 2SO 2 + O 2 (6)

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

Većina reakcija raspadanja nastaje kada se zagrije (1,4,5). Moguće raspadanje pod uticajem električne struje (2). Razgradnja kristalnih hidrata, kiselina, baza i soli kiselina koje sadrže kiseonik (1, 3, 4, 5, 7) odvija se bez promene oksidacionih stanja elemenata, tj. ove reakcije nisu povezane sa ODD. ORR reakcije raspadanja uključuju razgradnju oksida, kiselina i soli koje formiraju elementi u višim oksidacijskim stanjima (6).

Reakcije razgradnje nalaze se i u organskoj hemiji, ali pod drugim nazivima - kreking (8), dehidrogenacija (9):

C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

At supstitucijske reakcije jednostavna supstanca stupa u interakciju sa složenom supstancom, formirajući novu jednostavnu i novu složenu supstancu. Općenito, jednadžba za reakciju kemijske supstitucije će izgledati ovako:

Na primjer:

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnSl 2 + H 2 (2)

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2 (3)

2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Sl 2 (4)

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 (5)

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3SaSiO 3 + P 2 O 5 (6)

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

Većina reakcija supstitucije je redoks (1 – 4, 7). Malo je primjera reakcija raspadanja u kojima ne dolazi do promjene oksidacijskih stanja (5, 6).

Reakcije razmjene su reakcije koje se odvijaju između složenih supstanci u kojima one razmjenjuju svoje sastavne dijelove. Obično se ovaj izraz koristi za reakcije koje uključuju ione u vodenoj otopini. Općenito, jednadžba za reakciju kemijske izmjene će izgledati ovako:

AB + CD = AD + CB

Na primjer:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

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

Reakcije razmjene nisu redoks. Poseban slučaj ovih reakcija izmjene je reakcija neutralizacije (reakcija kiselina sa alkalijama) (2). Reakcije razmjene se odvijaju u smjeru gdje se barem jedna od supstanci uklanja iz reakcione sfere u obliku plinovite tvari (3), taloga (4, 5) ili slabo disocirajućeg spoja, najčešće vode (1, 2). ).

Klasifikacija hemijskih reakcija prema promenama oksidacionih stanja

U zavisnosti od promene oksidacionih stanja elemenata koji čine reagense i produkte reakcije, sve hemijske reakcije se dele na redoks reakcije (1, 2) i one koje se odvijaju bez promene oksidacionog stanja (3, 4).

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

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (reduktor)

C 4+ + 4e = C 0 (oksidant)

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

Fe 2+ -e = Fe 3+ (redukcioni agens)

N 5+ +3e = N 2+ (oksidant)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

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

Klasifikacija hemijskih reakcija prema termičkom efektu

U zavisnosti od toga da li se tokom reakcije oslobađa ili apsorbuje toplota (energija), sve hemijske reakcije se konvencionalno dele na egzotermne (1, 2) i endotermne (3), respektivno. Količina toplote (energije) koja se oslobađa ili apsorbuje tokom reakcije naziva se toplotnim efektom reakcije. Ako jednadžba pokazuje količinu topline koja se oslobađa ili apsorbira, tada se takve jednadžbe nazivaju termohemijske.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 kJ (1)

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

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Klasifikacija hemijskih reakcija prema smjeru reakcije

Na osnovu smjera reakcije razlikuju se reverzibilni (hemijski procesi čiji su proizvodi sposobni međusobno reagirati pod istim uvjetima u kojima su dobiveni da tvore polazne tvari) i ireverzibilni (hemijski procesi čiji proizvodi nisu sposobne da reaguju jedna na drugu i formiraju polazne supstance).

Za reverzibilne reakcije, jednadžba se u općem obliku obično piše na sljedeći način:

A + B ↔ AB

Na primjer:

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

Primjeri ireverzibilnih reakcija uključuju sljedeće reakcije:

2KlO 3 → 2Kl + ZO 2

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

Dokaz nepovratnosti reakcije može biti oslobađanje plinovite tvari, taloga ili slabo disocirajućeg spoja, najčešće vode, kao produkta reakcije.

Klasifikacija hemijskih reakcija prema prisustvu katalizatora

Sa ove tačke gledišta, razlikuju se katalitičke i nekatalitičke reakcije.

Katalizator je tvar koja ubrzava tok kemijske reakcije. Reakcije koje se javljaju uz učešće katalizatora nazivaju se katalitičkim. Neke reakcije se uopće ne mogu odvijati bez prisustva katalizatora:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalizator)

Često jedan od produkta reakcije služi kao katalizator koji ubrzava ovu reakciju (autokatalitičke reakcije):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, gdje je Me metal.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1