4 реакций соединения химия. Реакция соединения. Примеры реакции соединения. Вещества, формулы которых KNO3 FeCl2, Na2SO4, называют

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 –I

2Fe – 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 –I

1 10

2 20

P 4 – 20e – = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I

P 4 – 20e – = 4P +V 10Cl 2 + 20e – = 20Cl –I

Полученные 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 +IV	Всего 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 +IV	Всего 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 метана

СН 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 углем 2CuO (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 реакции CaCO 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?

«Физика Термоядерные реакции» - Термоядерная реакция. Проблема: трудно удержать плазму. Управляемая термоядерная реакция - энергетически выгодная реакция. Подробно о реакции. Презентация по физике на тему: Самоподдерживающиеся термоядерные реакции происходят в звездах. Что такое термоядерная реакция? ТОКАМАК (тороидальная магнитная камера с током).

«Типы химических реакций» - Все реакции сопровождаются тепловыми эффектами. Обратимые реакции -химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном) Например: 3H2 + N2 ? 2NH3 Лабораторная работа. Как мы можем назвать процесс, который протекает? Химические реакции происходят: при смешении или физическом контакте реагентов самопроизвольно при нагревании при участии катализаторов действии света электрического тока механического воздействия и т. п.

«Классификация реакций» - Эндотермические реакции: Р (красный) <=> Р (белый). S (ромбическая) <=> S (пластическая). Классификация реакций. Таких реакций подавляющее большинство. Разложение перманганата калия при нагревании: Реакция горения лития: Аллотропия фосфора: Реакция горения кальция на воздухе: Интересные реакции.

«Ядерные реакции» - Радиоактивные излучения губительным образом действуют на живые клетки. Ядерные реакции сопровождаются энергетическими превращениями. Биологическое действие. Биологическое действие радиоактивных излучений. Действие излучений на человека. Термоядерные реакции. Применение ядерных реакций. Ядерный реактор.

«Реакции кислот» - BaCL2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCL Ba2+ + SO42- = BaSO4. Кислоты. Ответы. Классификация кислот. Проверь себя. Обобщение. Типичные реакции кислот.

Химическая реакция – это «превращение» одного или нескольких веществ в другое вещество, с иным строением и химическим составом. Получившееся вещество или вещества называют «продуктами реакции». При химических реакциях ядра и электроны образуют новые соединения (перераспределяются), но их количество, не изменяется и изотопный состав химических элементов остаётся прежним.

Все химические реакции делятся на простые и сложные.

По числу и составу исходных и полученных веществ простые химические реакции можно подразделить на несколько основных типов.

Реакции разложения – это такие реакции, при которых из одного сложного вещества получается несколько других веществ. При этом, образованные вещества могут быть и простыми, и сложными. Как правило, протекания химической реакции разложения, необходимо нагревание (это эндотермический процесс, поглощение теплоты).

Например, при нагревании порошка малахита образуются три новых вещества: оксид меди, вода и углекислый газ:

Cu 2 CH 2 O 5 = 2CuO + H 2 O + CO 2

малахит → оксид меди + вода + углекислый газ

Если бы в природе происходили только реакции разложения, то все сложные вещества, которые могут разлагаться, разложились бы и химические явления не смогли бы больше осуществляться. Но существуют и другие реакции.

При реакциях соединения из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Получается, что реакции соединения являются обратными реакциям разложения.

Например, при нагревании меди на воздухе, она покрывается чёрным налётом. Медь превращается в оксид меди:

2Cu + O 2 = 2CuO

медь + кислород → оксид меди

Химические реакции между простым и сложным веществами, при которых атомы, составляющие простое вещество, замещают атомы одного из элементов сложного вещества, называются реакциями замещения.

Например, если опустить в раствор хлорида меди (CuCl 2) железный гвоздь, он (гвоздь) начнёт покрываться выделяющийся на его поверхности медью. А раствор к концу реакции из голубого становится зеленоватым: вместо хлорида меди в нём теперь содержится хлорид железа:

Fe + CuCl 2 = Cu + FeCl 2

Железо + хлорид меди → медь + хлорид железа

Атомы меди в хлориде меди заместились атомами железа.

Реакция обмена – это реакция, при которой два сложных вещества обмениваются составными частями. Чаще всего такие реакции протекают в водных растворах.

При реакциях оксидов металлов с кислотами два сложных вещества – оксид и кислота – обмениваются своими составными частями: атомы кислорода – на кислотные остатки, а атомы водорода – на атомы металла.

Например, если оксид меди (CuO) соединить с серной кислотой H 2 SO 4 и нагреть, получится раствор, из которого можно выделить сульфат меди:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

оксид меди + серная кислота → сульфат меди + вода

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Во время химических реакций из одних веществ получаются другие (не путать с ядерными реакциями, в которых один химический элемент превращается в другой).

Любая химическая реакция описывается химическим уравнением :

Реагенты → Продукты реакции

Стрелка указывает направление протекания реакции.

Например:

В данной реакции метан (СН 4) реагирует с кислородом (О 2), в результате чего образуется диоксид углерода (СО 2) и вода (Н 2 О), а точнее - водяной пар. Именно такая реакция происходит на вашей кухне, когда вы поджигаете газовую конфорку. Читать уравнение следует так: одна молекула газообразного метана вступает в реакцию с двумя молекулами газообразного кислорода, в результате получается одна молекула диоксида углерода и две молекулы воды (водяного пара).

Числа, расположенные перед компонентами химической реакции, называются коэффициентами реакции .

Химические реакции бывают эндотермическими (с поглощением энергии) и экзотермические (с выделением энергии). Горение метана - типичный пример экзотермической реакции.

Существует несколько видов химических реакций. Самые распространенные:

• реакции соединения;
• реакции разложения;
• реакции одинарного замещения;
• реакции двойного замещения;
• реакции окисления;
• окислительно-восстановительные реакции.

Реакции соединения

В реакциях соединения хотя бы два элемента образуют один продукт:

2Na (т) + Cl 2 (г) → 2NaCl (т) - образование поваренной соли.

Следует обратить внимание на существенный нюанс реакций соединения: в зависимости от условий протекания реакции или пропорций реагентов, вступающих в реакцию, - ее результатом могут быть разные продукты. Например, при нормальных условиях сгорания каменного угля получается углекислый газ:
C (т) + O 2 (г) → CO 2 (г)

Если же количество кислорода недостаточно, то образуется смертельно опасный угарный газ:
2C (т) + O 2 (г) → 2CO (г)

Реакции разложения

Эти реакции являются, как бы, противоположными по сути, реакциям соединения. В результате реакции разложения вещество распадается на два (3, 4...) более простых элемента (соединения):

• 2H 2 O (ж) → 2H 2 (г) + O 2 (г) - разложение воды
• 2H 2 O 2 (ж) → 2H 2 (г) O + O 2 (г) - разложение перекиси водорда

Реакции одинарного замещения

В результате реакций одинарного замещения, более активный элемент замещает в соединении менее активный:

Zn (т) + CuSO 4 (р-р) → ZnSO 4 (р-р) + Cu (т)

Цинк в растворе сульфата меди вытесняет менее активную медь, в результате чего образуется раствор сульфата цинка.

Степень активности металлов по возрастанию активности:

• Наиболее активными являются щелочные и щелочноземельные металлы

Ионное уравнение вышеприведенной реакции будет иметь вид:

Zn (т) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (т)

Ионная связь CuSO 4 при растворении в воде распадается на катион меди (заряд 2+) и анион сульфата (заряд 2-). В результате реакции замещения образуется катион цинка (который имеет такой же заряд, как и катион меди: 2-). Обратите внимание, что анион сульфата присутствует в обеих частях уравнения, т.е., по всем правилам математики его можно сократить. В итоге получится ионно-молекулярное уравнение:

Zn (т) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (т)

Реакции двойного замещения

В реакциях двойного замещения происходит замещение уже двух электронов. Такие реакции еще называют реакциями обмена . Такие реакции проходят в растворе с образованием:

• нерастворимого твердого вещества (реакции осаждения);
• воды (реакции нейтрализации).

Реакции осаждения

При смешивании раствора нитрата серебра (соль) с раствором хлорида натрия образуется хлорид серебра:

Молекулярное уравнение: KCl (р-р) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (т) + KNO 3 (p-p)

Ионное уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (т) + K + + NO 3 -

Молекулярно-ионное уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (т)

Если соединение растворимое, оно будет находиться в растворе в ионном виде. Если соединение нерастворимое, оно будет осаждаться, образовывая твердое вещество.

Реакции нейтрализации

Это реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются молекулы воды.

Например, реакция смешивания раствора серной кислоты и раствора гидроксида натрия (щелока):

Молекулярное уравнение: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (ж)

Ионное уравнение: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (ж)

Молекулярно-ионное уравнение:2H + + 2OH - → 2H 2 O (ж) или H + + OH - → H 2 O (ж)

Реакции окисления

Это реакции взаимодействия веществ с газообразным кислородом, находящимся в воздухе, при которых, как правило, выделяется большое количество энергии в виде тепла и света. Типичная реакция окисления - это горение. В самом начале данной страницы приведена реакция взаимодействия метана с кислородом:

CH 4 (г) + 2O 2 (г) → CO 2 (г) + 2H 2 O (г)

Метан относится к углеводородам (соединения из углерода и водорода). При реакции углеводорода с кислородом выделяется много тепловой энергии.

Окислительно-восстановительные реакции

Это реакции при которых происходит обмен электронами между атомами реагентов. Рассмотренные выше реакции, также являются окислительно-восстановительными реакциями:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакция соединения
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакция окисления
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - реакция одинарного замещения

Максимально подробно окислительно-восстановительные реакции с большим количеством примеров решения уравнений методом электронного баланса и методом полуреакций описаны в разделе