Приведите пример уравнения реакции соединения

Приведите пример уравнения реакции 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:

Примеры реакций разложения:

2Ag₂O 4Ag + O_2­ ; (4)
CaCO₃ CaO + CO_2­ ; (5)
(NH₄)₂Cr₂O₇ N_2­ + Cr₂O₃ + 4H₂O­ . (6)

Примеры реакций замещения:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu ; (7)
2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂; (8)
CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO 2­ . (9)

Примеры реакций обмена:

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2H₂O; (10)
HCl + KNO₂ = KCl + HNO₂; (11)
AgNO₃ + NaCl = AgCl + NaNO₃. (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 + O₂(t); б) Li₂O + SO₂ Li₂SO₃; в) Cu(OH)₂ CuO + H₂O (t);
г) Al + I₂ AlI₃; д) CuCl₂ + Fe FeCl₂ + Cu; е) Mg + H₃PO₄ Мg₃(PO₄)₂ + H₂;
ж) Al + O₂ Al₂O₃ (t); и) KClO₃ + P P₂O₅ + KCl (t); к) CuSO₄ + Al Al₂(SO₄)₃ + Cu;
л) Fe + Cl₂ FeCl₃ (t); м) NH₃ + O₂ N₂ + H₂O (t); н) H₂SO₄ + CuO CuSO₄ + H₂O.
Укажите традиционный тип реакции. Отметьте окислительно-восстановительные и кислотно-основные реакции. В окислительно-восстановительных реакциях укажите, атомы каких элементов меняют свои степени окисления.

Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:

Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции

+III –II

+II –II

+IV –IIFe₂O₃+

3CO=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: HNO₃ (N +V ), KMnO₄ (Mn +VII ), CrO₃ (Cr +VI ), KClO₃ (Cl +V ), KClO₄ (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 – H₂S и сульфиды (S –II ), SO₂ и сульфиты (S +IV ), йодиды (I –I ), CO (C +II ), NH₃ (N –III ) и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например:
SO₂ + Cl₂ = S + Cl₂O₂ (SO₂ – сильный восстановитель);
SO₂ + C = S + CO₂ (t) (SO₂ – слабый окислитель);
C + O₂ = CO₂(t) (C – восстановитель);
C + 2Ca = Ca₂C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа.

+III -II

+II -II

+IV -IIFe₂O₃+

3CO=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 CO₂ 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 + Cl₂ FeCl₃.

Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:

+III –I

FeCl₃.

Атомы железа отдают электроны, а молекулы хлора их принимают. Выразим эти процессы электронными уравнениями:
Fe – 3e – = Fe +III ,
Cl₂ + 2e – = 2Cl –I .

Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:

2
3Fe – 3e – = Fe +III ,
Cl₂ + 2e – = 2Cl –I 2Fe – 6e – = 2Fe +III ,
3Cl₂ + 6e – = 6Cl –I .

Введя коэффициенты 2 и 3 в схему реакции, получаем уравнение реакции:
2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):

0+V –IP₄+Cl₂PCl₅.

Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):

P4 – 20e – = 4P +V Cl2 + 2e – = 2Cl –I

1 10

2 20

P4 – 20e – = 4P +V Cl2 + 2e – = 2Cl –I

P4 – 20e – = 4P +V 10Cl2 + 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:

Пример 3. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.

+II –II

0+III –II+IV –II

FeS+O₂

Fe₂O₃+

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:

Пример 4. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.

0+III –II+IV –II

FeS₂+O₂

Fe₂O₃+

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:

4Fe +III – e – = Fe +III
2S –I – 10e – = 2S +IVВсего отдают 11е –

11O₂ + 4e – = 2O –II

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 + I₂ NaI;
б) Na + O₂ Na₂O₂;
в) Na₂O₂ + Na Na₂O;
г) Al + Br₂ AlBr₃;
д) Fe + O₂ Fe₃O₄ (t);
е) Fe₃O₄ + H₂ FeO + H₂O (t);
ж) FeO + O₂ Fe₂O₃ (t);
и) Fe₂O₃ + CO Fe + CO₂ (t);
к) Cr + O₂ Cr₂O₃ (t);
л) CrO₃ + NH₃ Cr₂O₃ + H₂O + N₂ (t);
м) Mn₂O₇ + NH₃ MnO₂ + N₂ + H₂O;
н) MnO₂ + H₂ Mn + H₂O (t);
п) MnS + O₂ MnO₂ + SO₂ (t)
р) PbO₂ + CO Pb + CO₂ (t);
с) Cu₂O + Cu₂S Cu + SO₂ (t);
т) CuS + O₂ Cu₂O +SO₂ (t);
у) Pb₃O₄ + H₂ Pb + H₂O (t).

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

выделяется столько теплоты, что метан используется как топливо.
Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота, можно отразить в уравнении реакции:

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 СН₄, а также между атомами кислорода в молекулах О₂. При этом образуются новые связи: между атомами углерода и кислорода в молекулах СО₂ и между атомами кислорода и водорода в молекулах Н₂О. 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:

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:

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.

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) = 2Н₂О_(г) H_о = – 484 кДж;
CaO_(кр) + H₂O_(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) = 2Н₂О_(г) + 484 кДж.

(Н₂) = 2 моль,

Q_o = 484 кДж.

= 2 мольЧ (1694 кДж/484 кДж) = 7 моль.

ЭКЗОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ, ТЕРМОХИМИЧЕСКОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ.
1.Приведите примеры известных вам экзотермических реакций.
2.Как вы думаете, может ли реакционная система при протекании экзотермической реакции охлаждаться?
3.Какое количество теплоты выделится при сгорании 320 г серы в кислороде по реакции:

4.Какое количество теплоты выделится при сгорании 405 г алюминия в кислороде по реакции:

5.Определите объем водорода, прореагировавшего с кислородом (объему газов измерены при н. у.), если при этом выделилось 114,4 кДж теплоты.
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.

Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими.

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.

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

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

2 § 14 Химия Габриелян 11 класс — Что такое реакции соединения?

Что такое реакции соединения? С каким тепловым эф-
фектом они протекают? Приведите примеры уравнений
реакций соединения.

Реакции соединения — это реакции в результате кото-
рых из двух и более веществ образуется одно сложное веще-
ство. Многие реакции соединения протекают с выделением
теплоты. Известным исключением является реакция соедине-
ния азота с кислородом.
SO₃ + H₂O → H₂SO₄
Н2 + S → H₂S
2SO₂ + O₂ → 2SO₃

Реакция соединения. Примеры реакции соединения

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 реакцию разложения воды на водород и кислород под действием электрического тока: 2Н₂О → 2Н₂↑ + О₂↑. 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: NaHCO₃ +2 СН₃СООН → 2CH₃COONa + СО₂↑ + Н₂О. Из него ясно, что в процессе взаимодействия гидрокарбоната натрия и уксуса образуется натриевая соль уксусной кислоты, вода и углекислый газ.

По свой природе химические процессы 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 неорганической химии 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 соединении вещества 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 + Н₂О → 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 сложное вещество, 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 (NaO₂ + СО₂↑ (t 450-550 °С) → Na₂CO₃), а также оксида серы с кислородом (2SO₂ + O₂↑ → 2SO₃).

Также между собой способны реагировать несколько сложных соединений: АБ + ВГ → АБВГ. Например, все тот же оксид натрия и оксид гидрогена: NaO₂ +Н₂О → 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 хлорида железа. Для этого проводится реакция соединения между хлором и ферумом (железом): 3Cl₂↑ + 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): СО₂↑ + Н₂О +СаСО₃ → Са(СО₃)_2. В данном случае имеет место классическая реакция соединения. При ее осуществлении валентность реагентов не меняется.

Чуть более совершенное (нежели первое) химическое уравнение 2FeCl₂ + Cl₂↑ → 2FeCl₃ 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: (С₂Н₄) СН₂= СН₂ + Br₂ → (C₂H₄Br₂) BrCH₂ — CH₂Br. 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 Br₂, Cl₂↑ 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: (С₃Н₆↑) СН₃—СН=СН₂↑ + Н₂↑ → (С₃Н₈↑) СН₃—СН₂—СН₃↑_.

В органической химии реакция соединения (присоединения) может происходить между соляной кислотой (неорганическое вещество) и этиленом с формированием хлорэтана: (С₂Н₄↑) СН₂= СН₂↑ + HCl → CH₃— CH₂—Cl (C₂H₅Cl). Представленное уравнение является примером гидрогалогенирования.

Что касается галогенирования, то его можно иллюстрировать реакцией между дихлором и этиленом, ведущей к образованию 1,2-дихлорэтана: (С₂Н₄↑) СН₂= СН₂ + Cl₂↑ → (C₂H₄Cl₂) ClCH₂-CH₂Cl.

Множество полезных веществ образовывается благодаря органической химии. Реакция соединения (присоединения) молекул этилена с радикальным инициатором полимеризации под воздействием ультрафиолета – тому подтверждение: n СН₂ = СН₂ (R и УФ-свет) → (-СН₂-СН₂-)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 (HNO₃). 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.

источники:

http://class.rambler.ru/temy-himiya/2-14-himiya-gabrielyan-11-klass-chto-takoe-reakcii-soedineniya-6167.htm

http://fb.ru/article/332521/reaktsiya-soedineniya-primeryi-reaktsii-soedineniya