Ühenduse reaktsioon. Näited liitreaktsioonidest. Keemiliste reaktsioonide tüübid

Kui ühend reageerib mitmest suhteliselt lihtsa koostisega reageerivast ainest, saadakse üks keerulisema koostisega aine:

Reeglina kaasneb nende reaktsioonidega soojuse eraldumine, s.t. põhjustada stabiilsemate ja vähem energiarikaste ühendite moodustumist.

Lihtainete ühendite reaktsioonid on oma olemuselt alati redoksreaktsioonid. Keeruliste ainete vahel toimuvad ühendireaktsioonid võivad toimuda valentsi muutmata:

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

ja klassifitseeritakse ka redoksiks:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.

2. Lagunemisreaktsioonid

Lagunemisreaktsioonid põhjustavad ühest kompleksainest mitme ühendi moodustumist:

A = B + C + D.

Keerulise aine lagunemissaadused võivad olla nii liht- kui ka kompleksained.

Valentsusolekuid muutmata toimuvatest lagunemisreaktsioonidest väärib tähelepanu kristalsete hüdraatide, aluste, hapete ja hapnikku sisaldavate hapete soolade lagunemine:

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.

Redoks-lagunemisreaktsioonid on eriti iseloomulikud lämmastikhappe sooladele.

Lagunemisreaktsioone orgaanilises keemias nimetatakse pragunemiseks:

C18H38 = C9H18 + C9H20,

või dehüdrogeenimine

C4H10 = C4H6 + 2H2.

3. Asendusreaktsioonid

Asendusreaktsioonides reageerib tavaliselt lihtne aine keerulisega, moodustades teise lihtaine ja teise kompleksse aine:

A + BC = AB + C.

Need reaktsioonid kuuluvad valdavalt redoksreaktsioonide hulka:

2Al + Fe 2 O 3 = 2 Fe + Al 2 O 3,

Zn + 2HCl = ZnСl2 + H2,

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,

2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2.

Näiteid asendusreaktsioonidest, millega ei kaasne aatomite valentsusoleku muutusi, on äärmiselt vähe. Tuleb märkida ränidioksiidi reaktsiooni hapnikku sisaldavate hapete sooladega, mis vastavad gaasilistele või lenduvatele anhüdriididele:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2,

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3СаSiO 3 + P 2 O 5,

Mõnikord peetakse neid reaktsioone vahetusreaktsioonideks:

CH4 + Cl2 = CH3CI + HCl.

4. Vahetage reaktsioone

Vahetusreaktsioonid on reaktsioonid kahe ühendi vahel, mis vahetavad oma koostisosi omavahel:

AB + CD = AD + CB.

Kui asendusreaktsioonide käigus toimuvad redoksprotsessid, siis vahetusreaktsioonid toimuvad alati ilma aatomite valentsolekut muutmata. See on kõige levinum reaktsioonide rühm keeruliste ainete - oksiidide, aluste, hapete ja soolade - vahel:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O,

AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,

CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 + ZNaCl.

Nende vahetusreaktsioonide erijuht on neutraliseerimisreaktsioon:

HCl + KOH = KCl + H2O.

Tavaliselt järgivad need reaktsioonid seadusi keemiline tasakaal ja voolavad suunas, kus vähemalt üks ainetest eemaldatakse reaktsioonisfäärist gaasilise, lenduva aine, sademe või vähedissotsieeruva (lahuste jaoks) ühendi kujul:

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2,

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O,

CH 3 COONa + H 3 PO 4 = CH 3 COOH + NaH 2 PO 4.

Reaktsioonide tüübid: Kõik keemilised reaktsioonid jagunevad lihtsateks ja keerukateks. Lihtsad keemilised reaktsioonid jagunevad omakorda tavaliselt nelja tüüpi: ühendusreaktsioonid, lagunemisreaktsioonid, asendusreaktsioonid Ja vahetusreaktsioonid.

D.I. Mendelejev määratles ühendi kui reaktsiooni, "milles toimub üks kahest ainest. Näide ühendi keemiline reaktsioon Raua- ja väävlipulbrite kuumutamine võib olla vahend raudsulfiidi moodustamiseks: Fe+S=FeS. Ühendreaktsioonid hõlmavad lihtsate ainete (väävel, fosfor, süsinik jne) põlemisprotsesse õhus. Näiteks süsinik põleb õhus C + O 2 = CO 2 (loomulikult toimub see reaktsioon järk-järgult, kõigepealt tekib süsinikmonooksiid CO). Põlemisreaktsioonidega kaasneb alati soojuse eraldumine – need on eksotermilised.

Keemilised lagunemisreaktsioonid Mendelejevi sõnul "on juhud, mis on vastupidised kombinatsioonile, st need, kus üks aine annab kaks või üldiselt teatud arvu aineid - neist suurema arvu. Piirde lagunemisreaktsiooni näide on kriidi (või lubjakivi) lagunemise keemiline reaktsioon temperatuuri mõjul: CaCO 3 → CaO + CO 2. Lagunemisreaktsiooni toimumiseks on tavaliselt vaja soojust. Sellised protsessid on endotermilised, st need toimuvad soojuse neeldumisel.

Ülejäänud kahes reaktsioonitüübis võrdub reagentide arv produktide arvuga. Kui lihtaine ja kompleksaine interakteeruvad, nimetatakse seda keemilist reaktsiooni keemiline asendusreaktsioon: Näiteks terasnaela kastmine lahusesse vasksulfaat saame raudsulfaadi (siin on raud oma soolast asendanud vase) Fe+CuSO 4 → FeSO 4 +Cu.

Kahe keerulise aine vahelisi reaktsioone, mille käigus nad vahetavad oma osi, nimetatakse keemilised vahetusreaktsioonid. Suur osa neist esineb vesilahustes. Keemilise vahetusreaktsiooni näide on happe neutraliseerimine leelisega: NaOH + HCl → NaCl + H 2 O. Siin vahetatakse reagentides (vasakul olevad ained) vesinikuioon HCl ühendist naatriumioon NaOH ühendist, mille tulemusena moodustub lahus lauasool vees

Reaktsioonide tüübid ja nende mehhanismid on toodud tabelis:

Paljud reaktsioonid ei sobi aga ülaltooduga lihtne diagramm. Näiteks kaaliumpermanganaadi (kaaliumpermanganaadi) ja naatriumjodiidi vahelist keemilist reaktsiooni ei saa liigitada nende liikide hulka. Selliseid reaktsioone nimetatakse tavaliselt redoksreaktsioonid, Näiteks:

2KMnO4+10NaI+8H2SO4 → 2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+5I2+8H2O.

Keemiliste reaktsioonide märgid

Keemiliste reaktsioonide märgid. Nende abil saab otsustada, kas reaktiivide vahel toimus keemiline reaktsioon või mitte. Need märgid hõlmavad järgmist:

Värvuse muutus (näiteks hele raud kattub niiske õhuga pruuni raudoksiidi kattega - raua ja hapniku vastasmõju keemiline reaktsioon).
- Sade (näiteks kui süsinikdioksiid lastakse läbi lubjalahuse (kaltsiumhüdroksiidi lahus), tekib valge lahustumatu kaltsiumkarbonaadi sade).
- Gaasi vabastamine (näiteks kui kukute sidrunhape söögisoodaga eraldub süsihappegaas).
- Nõrgalt dissotsieerunud ainete teke (näiteks reaktsioonid, mille üheks reaktsiooniproduktiks on vesi).
- Lahuse sära.
Lahuse hõõgumise näide on reaktsioon, milles kasutatakse reaktiivi, näiteks luminoolilahust (luminool on keeruline keemiline aine, mis võib keemiliste reaktsioonide käigus valgust kiirata).

Redoksreaktsioonid

Redoksreaktsioonid- moodustavad keemiliste reaktsioonide eriklassi. Nende iseloomulik tunnus on vähemalt paari aatomipaari oksüdatsiooniastme muutus: ühe oksüdatsioon (elektronide kadu) ja teise redutseerimine (elektronide juurdekasv).

Keerulised ained, mis vähendavad nende oksüdatsiooniastet - oksüdeerivad ained ja oksüdatsiooniastme tõstmine - redutseerivad ained. Näiteks:

2Na + Cl2 → 2NaCl,
- siin on oksüdeerijaks kloor (saab juurde elektrone) ja redutseerijaks naatrium (loobub elektrone).

Redoksreaktsioonidele viitab ka asendusreaktsioon NaBr -1 + Cl 2 0 → 2NaCl -1 + Br 2 0 (iseloomulik halogeenidele). Siin on kloor oksüdeeriv aine (aktsepteerib 1 elektroni) ja naatriumbromiid (NaBr) on redutseerija (broomiaatom loovutab elektroni).

Ammooniumdikromaadi ((NH 4) 2 Cr 2 O 7) lagunemisreaktsioon viitab ka redoksreaktsioonidele:

(N -3 H 4) 2 Cr 2 + 6 O 7 → N 2 0 + Cr 2 + 3 O 3 + 4 H 2 O

Teine levinud keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon on nende jagunemine termilise efekti järgi. On endotermilised reaktsioonid ja eksotermilised reaktsioonid. Endotermilised reaktsioonid on keemilised reaktsioonid, millega kaasneb ümbritseva soojuse neeldumine (mõelge jahutussegudele). Eksotermiline (vastupidi) - keemilised reaktsioonid, millega kaasneb soojuse eraldumine (näiteks põlemine).

Ohtlikud keemilised reaktsioonid :"POMM KRAPPUS" - naljakas või mitte nii naljakas?!

Mõned keemilised reaktsioonid tekivad spontaanselt reagentide segamisel. Nii tekivad üsna ohtlikud segud, mis võivad plahvatada, süttida või mürgitada. Siin on üks neist!
Mõnes Ameerika ja Inglismaa kliinikus on täheldatud kummalisi nähtusi. Aeg-ajalt kostis kraanikaussidest püstolilaske meenutavaid helisid ning ühel juhul plahvatas ootamatult äravoolutoru. Õnneks keegi viga ei saanud. Uurimine näitas, et selles kõiges oli süüdi väga nõrk (0,01%) naatriumasiidi NaN 3 lahus, mida kasutati soolalahuste säilitusainena.

Üleliigset asiidilahust valati kraanikaussidesse mitu kuud, isegi aastaid – mõnikord kuni 2 liitrit päevas.

Naatriumasiid – hüdroasiidhappe HN 3 sool – iseenesest ei plahvata. Raskmetallide asiidid (vask, hõbe, elavhõbe, plii jne) on aga väga ebastabiilsed kristalsed ühendid, mis plahvatavad hõõrdumise, löögi, kuumutamise või valguse käes. Plahvatus võib toimuda isegi veekihi all! Initsieeriva lõhkeainena kasutatakse pliasiidi Pb(N 3) 2, mille abil lõhatakse põhiosa lõhkeainest. Selleks piisab vaid kahest kümnest milligrammist Pb(N 3) 2. See ühend on plahvatusohtlikum kui nitroglütseriin ja detonatsioonikiirus (plahvatusliku laine levimine) plahvatuse ajal ulatub 45 km/s - 10 korda kõrgem kui TNT.

Aga kust võiksid kliinikutes tulla raskemetalliasiidid? Selgus, et kõigil juhtudel olid valamute all olevad äravoolutorud valmistatud vasest või messingist (sellised torud painduvad kergesti, eriti pärast kuumutamist, mistõttu on neid mugav äravoolusüsteemi paigaldada). Valamutesse valatud naatriumasiidi lahus, mis voolas läbi selliste torude, reageeris järk-järgult nende pinnaga, moodustades vasesiidi. Pidin torud plastikust vastu vahetama. Kui ühes kliinikus selline asendus läbi viidi, selgus, et eemaldatud vasktorud olid tahke ainega tugevalt ummistunud. "Demineerimisega" tegelenud spetsialistid lasid need torud kohapeal õhku, asetades need 1 tonni kaaluvasse metallpaaki. Plahvatus oli nii tugev, et nihutas tanki mitu sentimeetrit!

Lõhkeainete tekkeni viivate keemiliste reaktsioonide olemus arste eriti ei huvitanud. Ka keemiaalasest kirjandusest ei õnnestunud selle protsessi kirjeldust leida. Kuid HN 3 tugevate oksüdeerivate omaduste põhjal võib oletada, et toimus järgmine reaktsioon: N-3 anioon, oksüdeeriv vask, moodustas ühe N2 molekuli ja lämmastikuaatomi, millest sai osa ammoniaagist. See vastab reaktsioonivõrrandile: 3NaN 3 +Cu+3H 2 O → Cu(N 3) 2 +3NaOH+N 2 +NH 3.

Kõik, kes tegelevad lahustuvate metalliasiididega, sealhulgas keemikud, peavad arvestama pommi tekkimise ohuga kraanikausis, kuna asiide kasutatakse eriti puhta lämmastiku saamiseks orgaanilises sünteesis puhumisainena (vahuainena gaasiga täidetud materjalid: vahtplastid, poorne kumm jne). Kõigil sellistel juhtudel on vaja tagada, et äravoolutorud oleksid plastikust.

Viimasel ajal on asiidid leidnud autotööstuses uusi rakendusi. 1989. aastal ilmusid mõnedele Ameerika automudelitele turvapadjad. See naatriumasiidi sisaldav padi on kokkuvoldituna peaaegu nähtamatu. Laupkokkupõrke korral põhjustab elektriline kaitsme asiidi väga kiire lagunemise: 2NaN 3 = 2Na + 3N 2. 100 g pulbrist eraldub umbes 60 liitrit lämmastikku, mis täitub umbes 0,04 sekundiga juhi rindkere ees oleva turvapadjaga, päästes sellega tema elu.

Keemilised reaktsioonid ( keemilised nähtused) - need on protsessid, mille tulemusena mõnest ainest moodustuvad teised, mis erinevad koostise või struktuuri poolest algsetest. Kui toimuvad keemilised reaktsioonid, ei muutu konkreetse elemendi aatomite arv ega isotoopide omavaheline muundamine.

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon on mitmetahuline, see võib põhineda erinevatel tunnustel: reaktiivide ja reaktsioonisaaduste arv ja koostis, termiline efekt, pöörduvus jne.

I. Reaktsioonide klassifikatsioon reagentide arvu ja koostise järgi

A. Reaktsioonid, mis toimuvad aine kvalitatiivset koostist muutmata . Need on lihtsate ainete arvukad allotroopsed muundumised (näiteks hapnik ↔ osoon (3O 2 ↔2O 3), valge tina ↔ hall tina); üleminek, kui mõne tahke aine temperatuur muutub ühest kristalsest olekust teise - polümorfsed teisendused(näiteks elavhõbe(II)jodiidi punased kristallid muutuvad kuumutamisel sama koostisega kollaseks aineks; jahutamisel toimub vastupidine protsess); isomerisatsioonireaktsioonid (näiteks NH 4 OCN ↔ (NH 2) 2 CO) jne.

B. Reaktsioonid, mis tekivad koos reageerivate ainete koostise muutumisega.

Liitreaktsioonid- Need on reaktsioonid, mille käigus kahest või enamast lähteainest moodustub üks uus kompleksaine. Lähteained võivad olla kas lihtsad või keerulised, näiteks:

4P + 5O2 = 2P2O5; 4NO2 + O2 + 2H20 = 4HNO3; CaO+ H2O =Ca(OH)2.

Lagunemisreaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus ühest algsest kompleksainest moodustub kaks või enam uut ainet. Seda tüüpi reaktsioonides tekkivad ained võivad olla kas lihtsad või keerulised, näiteks:

2HI = H2 + I2; CaCO3 =CaO+CO2; (CuOH) 2 CO 3 = CuO + H 2 O + CO 2.

Asendusreaktsioonid- need on protsessid, mille käigus lihtaine aatomid asendavad mõne elemendi aatomeid keerulises aines. Kuna asendusreaktsioonid hõlmavad ühe reagendina tingimata lihtsat ainet, on peaaegu kõik seda tüüpi transformatsioonid redoksreaktsioonid, näiteks:

Zn + H2SO4 = H2 + ZnSO4; 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3; H2S + Br2 = 2HBr + S.

Vahetusreaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus kaks keerulist ainet vahetavad oma koostisosi. Vahetusreaktsioonid võivad toimuda otse kahe reagendi vahel ilma lahusti osaluseta, näiteks: H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O (tahke) + 4HF (g) = SiF 4 + 2H 2; O.

Elektrolüütide lahustes toimuvaid vahetusreaktsioone nimetatakse ioonivahetusreaktsioonid. Sellised reaktsioonid on võimalikud ainult siis, kui üks saadud ainetest on nõrk elektrolüüt ja vabaneb reaktsioonisfäärist gaasi või halvasti lahustuva aine kujul (Berthollet' reegel):

AgNO3 +HCl=AgCl↓ +HNO3 või Ag + +Cl - =AgCl↓;

NH4Cl+KOH =KCl+NH3+H2O või NH4++OH- =H20+NH3;

NaOH+HCl=NaCl+H2O või H + +OH- =H2O.

II. Reaktsioonide klassifitseerimine termilise efekti järgi

A. Reaktsioonid, mis tekivad soojusenergia vabanemisel –eksotermilised reaktsioonid (+ Q).

B. Reaktsioonid, mis tekivad soojuse neeldumisel –endotermilised reaktsioonid (– Q).

Termiline efekt reaktsioonid viitavad soojushulgale, mis eraldub või neeldub keemilise reaktsiooni tulemusena. Reaktsioonivõrrandit, mis näitab selle termilist efekti, nimetatakse termokeemiline. Reaktsiooni termilise efekti väärtus on mugav anda ühe reaktsioonis osaleja 1 mooli kohta, seetõttu võib termokeemilistes võrrandites sageli leida murdosa koefitsiente:

1/2N2 (g) + 3/2H2 (g) = NH3 (g) + 46,2 kJ/mol.

Kõik põlemisreaktsioonid ning valdav enamus oksüdatsiooni- ja liitreaktsioonidest on eksotermilised. Lagunemisreaktsioonid nõuavad tavaliselt energiat.

IN kaasaegne teadus eristada keemilisi ja tuumareaktsioone, mis tekivad lähteainete koosmõjul, mida tavaliselt nimetatakse reaktiivideks. Selle tulemusena muud keemilised ained, mida nimetatakse toodeteks. Kõik interaktsioonid toimuvad teatud tingimustes (temperatuur, kiirgus, katalüsaatorite olemasolu jne). Keemiliste reaktsioonide reagentide aatomite tuumad ei muutu. Tuumamuutustel tekivad uued tuumad ja osakesed. Keemiliste reaktsioonide tüübid määravad kindlaks mitmed erinevad märgid.

Klassifikatsioon võib põhineda lähte- ja saadud ainete arvul. Sel juhul jagunevad kõik keemilised reaktsioonid viide rühma:

1. Lagunemised (ühest ainest saadakse mitu uut), näiteks lagunemine kuumutamisel kaaliumkloriidiks ja hapnikuks: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
2. Ühendid (kaks või enam ühendit moodustavad ühe uue), veega interakteerudes muutub kaltsiumoksiid kaltsiumhüdroksiidiks: H2O + CaO → Ca(OH)2;
3. Asendamine (produktide arv võrdub lähteainete arvuga, milles üks komponent on asendatud teisega), raud vasksulfaadis, asendades vase, moodustab raudsulfaadi: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
4. Topeltvahetus (kahe aine molekulid vahetavad neist lahkuvaid osi), metallid sisse ja anioone vahetavad, moodustades sadestunud hõbejodiidi ja kaadiumnitraadi: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
5. Polümorfne muundumine (aine läheb üle ühest kristallilisest vormist teise), värvijodiid muutub kuumutamisel kollaseks elavhõbejodiidiks: HgI2 (punane) ↔ HgI2 (kollane).

Kui keemilisi muundumisi vaadeldakse elementide oksüdatsiooniastme muutuste põhjal reageerivates ainetes, võib keemiliste reaktsioonide tüübid jagada rühmadesse:

1. Oksüdatsiooniastme muutumisega - redoksreaktsioonid (ORR). Näitena võime vaadelda raua koostoimet vesinikkloriidhape: Fe + HCL → FeCl2 + H2, selle tulemusena muutus raua (elektrone loovutav redutseerija) oksüdatsiooniaste 0-lt -2-le ja vesiniku (elektrone vastuvõtva oksüdeerija) oksüdatsiooniaste +1-lt 0-le.
2. Oksüdatsiooniastet muutmata (st mitte ORR-i). Näiteks vesinikbromiidi happe-aluse reaktsioonil naatriumhüdroksiidiga: HBr + NaOH → NaBr + H2O, selliste reaktsioonide tulemusena moodustub sool ja vesi ning lähteainetes sisalduvate keemiliste elementide oksüdatsiooniastmed muutuvad. ei muutu.

Kui arvestada voolukiirust edasi- ja tagasisuunas, võib kõik keemilised reaktsioonid jagada kahte rühma:

1. Pööratavad - need, mis voolavad samaaegselt kahes suunas. Enamik reaktsioone on pöörduvad. Näitena võib tuua süsihappegaasi lahustumise vees ebastabiilse süsihappe moodustumisega, mis laguneb lähteaineteks: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
2. Pöördumatu - voolab ainult edasisuunas, pärast ühe lähteaine täielikku tarbimist lõpetatakse need, pärast mida ainult tooted ja lähtematerjalüle võetud. Tavaliselt on üks saadustest kas sadestunud lahustumatu aine või vabanenud gaas. Näiteks väävelhappe ja baariumkloriidi koosmõjul: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, lahustumatu sade

Orgaanilise keemia keemiliste reaktsioonide tüübid võib jagada nelja rühma:

1. Asendamine (üks aatom või aatomirühmad asendatakse teistega), näiteks kloroetaani reageerimisel naatriumhüdroksiidiga tekivad etanool ja naatriumkloriid: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl ehk klooriaatom asendub vesinikuga. aatom.
2. Lisamine (kaks molekuli reageerivad ja moodustavad ühe), näiteks broom lisab etüleeni molekulis kaksiksideme katkemise kohas: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
3. Eliminatsioon (molekul laguneb kaheks või enamaks molekuliks), näiteks etanool laguneb teatud tingimustel etüleeniks ja veeks: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
4. Ümberkorraldamine (isomerisatsioon, kui üks molekul muutub teiseks, kuid selles olevate aatomite kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis ei muutu), näiteks 3-klororuteen-1 (C4H7CL) muutub 1 klorobuteen-2-ks (C4H7CL). ). Siin läks klooriaatom süsivesiniku ahela kolmandast süsinikuaatomist esimeseni ning kaksikside ühendas esimese ja teise süsinikuaatomi ning hakkas seejärel ühendama teist ja kolmandat aatomit.

Tuntud on ka muud tüüpi keemilisi reaktsioone:

1. Need tekivad neeldumisel (endotermiline) või soojuse vabanemisel (eksotermiline).
2. Interakteeruvate reaktiivide või moodustunud toodete tüübi järgi. Koostoime veega - hüdrolüüs, vesinikuga - hüdrogeenimine, hapnikuga - oksüdatsioon või põlemine. Vee eemaldamine on dehüdratsioon, vesiniku eemaldamine dehüdrogeenimine jne.
3. Vastavalt interaktsiooni tingimustele: juuresolekul mõjul madala või kõrge temperatuur, rõhu muutumisel, valguses jne.
4. Reaktsioonimehhanismi järgi: ioon-, radikaal- või ahelreaktsioonid.

Lagunemisreaktsioonid mängivad planeedi elus suurt rolli. Lõppude lõpuks aitavad nad kaasa kõigi bioloogiliste organismide jäätmete hävitamisele. Lisaks aitab see protsess inimkehal omastada erinevaid keerulised ühendused jagades need lihtsateks (katabolism). Lisaks kõigele eelnevale aitab see reaktsioon kaasa lihtsate orgaaniliste ja anorgaanilised ained kompleksist. Tutvume selle protsessiga lähemalt ja vaatame ka praktilisi näiteid keemilise lagunemisreaktsiooni kohta.

Kuidas nimetatakse reaktsioone keemias, mis tüüpi neid on ja millest need sõltuvad?

Enne lagunemise tundmaõppimist tasub seda üldiselt õppida. See nimetus viitab mõne aine molekulide võimele suhelda teistega ja moodustada sel viisil uusi ühendeid.

Näiteks kui hapnik ja kaks omavahel suhtlevad, on tulemuseks kaks vesinikoksiidi molekuli, mida me kõik tunneme veena. Selle protsessi saab kirjutada järgmise keemilise võrrandi abil: 2H 2 + O 2 → 2H 2 O.

Kuigi keemiliste reaktsioonide eristamisel on erinevad kriteeriumid (termiline efekt, katalüsaatorid, faasipiiride olemasolu/puudumine, reagentide oksüdatsiooniastmete muutused, pöörduvus/pöördumatus), klassifitseeritakse need enamasti interakteeruvate ainete muundumise tüübi järgi. .

Seega eristatakse nelja tüüpi keemilisi protsesse.

• Ühend.
• Lagunemine.
• Vahetada.
• Asendamine.

Kõik ülaltoodud reaktsioonid on võrrandite abil graafiliselt üles kirjutatud. Nende üldine skeem näeb välja selline: A → B.

Selle valemi vasakul küljel on lähtereaktiivid ja paremal reaktsiooni tulemusena tekkinud ained. Reeglina nõuab see selle käivitamiseks kokkupuudet temperatuuri, elektri või katalüütiliste lisandite kasutamisega. Nende olemasolu tuleb samuti märkida keemiline võrrand.

lagunemine (jagunemine)

Seda tüüpi keemilisi protsesse iseloomustab kahe või enama uue ühendi moodustumine ühe aine molekulidest.

Rääkides rohkem lihtsas keeles, võib lagunemisreaktsiooni võrrelda ehituskomplektist valmistatud majaga. Olles otsustanud ehitada auto ja paadi, võtab laps esialgse konstruktsiooni lahti ja konstrueerib selle osadest soovitud. Sel juhul ei muutu konstruktori elementide endi struktuur, nii nagu see juhtub lõhustumises osaleva aine aatomitega.

Kuidas näeb välja kõnealuse reaktsiooni võrrand?

Vaatamata asjaolule, et sadu ühendeid on võimalik eraldada lihtsamateks komponentideks, toimuvad kõik sellised protsessid sama põhimõtte kohaselt. Seda saab kujutada skemaatilise valemi abil: ABC → A+B+C.

Selles on ABC esialgne ühend, mis on läbinud lõhustumise. A, B ja C on ained, mis moodustuvad ABC aatomitest lagunemisreaktsiooni käigus.

Lõhustumisreaktsioonide tüübid

Nagu eespool mainitud, on keemilise protsessi käivitamiseks sageli vaja reaktiive teatud määral mõjutada. Sõltuvalt sellise stimulatsiooni tüübist eristatakse mitut tüüpi lagunemist:

Kaaliumpermanganaadi (KMnO4) lagunemisreaktsioon

Olles teooriast aru saanud, tasub kaaluda praktilisi näiteid ainete tükeldamise protsessist.

Esimene neist on KMnO 4 (tavaliselt nimetatakse kaaliumpermanganaadiks) lagunemine kuumutamise tõttu. Reaktsioonivõrrand näeb välja selline: 2KMnO 4 (t 200°C) → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 .

Esitatud keemilisest valemist on selge, et protsessi aktiveerimiseks on vaja algset reaktiivi kuumutada temperatuurini 200 kraadi Celsiuse järgi. Parema reaktsiooni tagamiseks asetatakse kaaliumpermanganaat vaakumnõusse. Sellest võime järeldada, et see protsess on pürolüüs.

Seda tehakse laborites ja tootmises puhta ja kontrollitud hapniku saamiseks.

Kaaliumkloraadi (KClO3) termolüüs

Berthollet' soola lagunemisreaktsioon on veel üks näide klassikalisest termolüüsist selle puhtal kujul.

Nimetatud protsess toimub kahes etapis ja näeb välja järgmine:

• 2 KClO 3 (t 400 °C) → 3KClO 4 + KCl.
• KClO 4 (t alates 550 °C) → KCl + 2O2

Kaaliumkloraadi termolüüsi saab läbi viia ka rohkem madalad temperatuurid(kuni 200 °C) ühes etapis, kuid selleks on vajalik, et reaktsioonis osaleksid katalüütilised ained - erinevate metallide oksiidid (kupp, ferum, mangaan jne).

Seda tüüpi võrrand näeb välja järgmine: 2KClO 3 (t 150 °C, MnO 2) → KCl + 2O 2.

Sarnaselt kaaliumpermanganaadiga kasutatakse Berthollet' soola laborites ja tööstuses puhta hapniku tootmiseks.

Vee elektrolüüs ja radiolüüs (H20)

Veel üks huvitav praktiline näide Kõnealune reaktsioon on vee lagunemine. Seda saab toota kahel viisil:

• Mõjutatud vesinikoksiidist elektrivool: H2O → H2 + O2. Vaadeldavat hapniku tootmise meetodit kasutavad allveelaevad oma allveelaevadel. Ka tulevikus kavatsevad nad seda kasutada vesiniku tootmiseks suured hulgad. Tänapäeval on selle peamiseks takistuseks reaktsiooni stimuleerimiseks vajalik tohutu energiakulu. Kui leitakse viis nende minimeerimiseks, saab vee elektrolüüsist peamine viis mitte ainult vesiniku, vaid ka hapniku tootmiseks.
• Vesi võib ka alfakiirgusega kokkupuutel lõheneda: H 2 O → H 2 O + + e - . Selle tulemusena kaotab vesinikoksiidi molekul ühe elektroni, muutudes ioniseerituks. Sellisel kujul reageerib H2O + uuesti teiste neutraalsete veemolekulidega, moodustades kõrge reaktsioonivõimega hüdroksiidradikaali: H2O + H2O + → H2O + OH. Kaotatud elektron reageerib omakorda paralleelselt ka neutraalsete vesinikoksiidi molekulidega, soodustades nende lagunemist H ja OH radikaalideks: H 2 O + e - → H + OH.

Alkaanide lõhustamine: metaan

Arvestades erinevaid viise keeruliste ainete eraldamine, tasub tähelepanu pöörata Erilist tähelepanu alkaanide lagunemisreaktsioonid.

See nimi peidab küllastunud süsivesinikke üldine valem C X H 2X+2. Vaadeldavate ainete molekulides on kõik süsinikuaatomid ühendatud üksiksidemetega.

Selle sarja esindajaid leidub looduses kõigis kolmes agregatsiooniseisundid(gaas, vedel, tahke).

Kõik alkaanid (selle seeria esindajate lagunemisreaktsioon on allpool) on veest kergemad ega lahustu selles. Pealegi on need ise suurepärased lahustid teiste ühendite jaoks.

Peamiste hulgas keemilised omadused sellised ained (põlemine, asendamine, halogeenimine, dehüdrogeenimine) - ja võime laguneda. Kuid see protsess võib toimuda kas täielikult või osaliselt.

Ülaltoodud omadust saab käsitleda metaani (alkaanide seeria esimese liikme) lagunemisreaktsiooni näitel. See termolüüs toimub temperatuuril 1000 °C: CH4 → C+2H2.

Kui aga teostate metaani lagunemisreaktsiooni kõrgemal temperatuuril (1500 ° C) ja seejärel seda järsult vähendate, ei lagune see gaas täielikult, moodustades etüleeni ja vesinikku: 2CH 4 → C 2 H 4 + 3H 2.

Etaani lagunemine

Vaadeldava alkaanide seeria teine ​​liige on C 2 H 4 (etaan). Selle lagunemisreaktsioon toimub ka kõrge temperatuuri (50 ° C) mõjul ja temperatuuril täielik puudumine hapnikku või muid oksüdeerivaid aineid. See näeb välja selline: C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2.

Ülaltoodud reaktsioonivõrrandit etaani lagunemiseks vesinikuks ja etüleeniks ei saa pidada pürolüüsiks selle puhtal kujul. Fakt on see, et see protsess toimub katalüsaatori (näiteks nikkelmetalli Ni või veeauru) juuresolekul ja see on vastuolus pürolüüsi määratlusega. Seetõttu on õige rääkida ülaltoodud lõhestamise näitest kui pürolüüsi käigus toimuvast lagunemisprotsessist.

Väärib märkimist, et vaadeldavat reaktsiooni kasutatakse laialdaselt tööstuses, et saada kõige rohkem toodetud orgaaniline ühend maailmas - etüleengaas. Kuid C 2 H 6 plahvatusohtlikkuse tõttu sünteesitakse seda lihtsaimat alkeeni sageli teistest ainetest.

Olles kaalunud definitsioone, võrrandit, tüüpe ja erinevaid näiteid lagunemisreaktsiooni, võime järeldada, et see mängib väga olulist rolli mitte ainult Inimkeha ja loodusele, aga ka tööstusele. Samuti on selle abil võimalik laborites sünteesida paljusid kasulikke aineid, mis aitab teadlastel läbi viia olulisi