Простые реакции сложные реакции: Простые и сложные реакции — Студопедия

Поняти простой и сложной реакции.(пример). Молекулярность реакции. (пример). Механизм реакции.(пример). Понятие лимитирующее стадии.

Совокупность стадий, через которые протекает химическая реакция называется механизмом реакции.Синтез HI включает две стадии:

1.Образование АК. При этом затрачивается энергия. ∆Е = 198 кДж/моль.

2. Распад АК на две молекулы HI . При этом выделяется энергия. ∆Е = -171 кДж/моль.

Первая стадия менее выгодна по энергии, значит менее вероятна и идет с меньшей скоростью. Скорость сложного процесса будет определяться самой медленной стадией, которая называется лимитирующей. Поэтому подбирают такие способы получения вещества, чтобы их скорость была максимальна. Одним из таких способов является использование катализаторов.

Все реакции можно подразделить на простые и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию и называются одностадийными. Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно—параллельно. В свою очередь, в каждой стадии реакции может участвовать одна мо­лекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимо­лекулярные реакции) и три молекулы (тримолекулярные реакции).

Число молекул реагента, принимающих участие в про­стейшей (элементарной) стадии, называется ее молекулярностью.

Одностадийные реакции. Относительно небольшое число реак­ций протекает в одну стадию. К одностадийным реакциям, например,

относятся:

реакции диссоциации

Н₂ 2Н, С1₂ 2С1, 2HI Н₂ +l_2.

взаимодействие иода и водорода

I + Н₂ 2HI

взаимодействие моноксида азота с водородом и озоном

2NO + Н₂ N₂0 + Н₂0

NO + O₃ = N0 + 0

Сложные реакции. К сложным относятся реакции, протекающие последовательно через несколько стадий, или параллельно. Большин­ство реакций являются многостадийными.

Если одна из этих стадий протекает значительно медленнее других, то эта стадия будет определять скорость всего процесса, и ее называют лимитирующей стадией.

Обычно лимитирующая стадия записывается как необратимая реакция, а другие стадии как обра­тимые реакции. Например:

N2O2 ↔NO2 + NO3 (быстрая реакция)

NO2 + NO3 → NO2 + NO + O2 (медленная реакция)

NO + NO3 ↔ 2NO2 (быстрая стадия)

Лимитирующая вторая стадия.

8) Катализом называется явление изменения скорости реакции под действием некоторых веществ (катализаторами) и не входящими в стехиометрическое уравнение реакции, которые участвуют в процессе, но к концу реакции остаются неизменными. Катализ называется положительным, если скорость реакции увеличивается и отрицательным, если уменьшается, при добавлении катализатора. В присутствии катализатора образуется другой АК (активированный комплекс) с меньшей ЕА ( энергия активации реакции) и реакция ускоряется.

Св-ва катализатора:

-Катализатор ускоряет только термодинамически возможные реакции

-Катализатор в ходе реакции сохраняет количество и химический состав, но не физическое состояние

-В равной степени ускоряет прямую и обратную реакции, следовательно не смещает равновесие

-Разные катализаторы с одним и теми же исходными веществами образуют разные АК, значит могут образовывать разные продукты реакции, это свойство называется- селективностью катализатора.

9). При гомогенном катализе молекулы реагирующих веществ и катализатора находятся в одной фазе (жидкой или газооб.), в которой образуют АК.

10). При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

Реакции сложные простые — Справочник химика 21

    Заметное каталитическое воздействие на реакцию определенных металлов (Си» , Ре , осмиевая кислота) заставляет предположить, что происходящая на самом деле реакция сложнее простой реакции между рибофлавином и перекисью водорода. Наличие следовых количеств примесей в рибофлавине может очень значительно изменить ход реакции. [c.171]

    Несмотря на значительный объем опубликованных исследований наши знания о реакциях окисления простейших углеводородов остаются пока далеко неудовлетворительными. Фактически жидкофазное окисление таких относительно сложных соединений, как кумол или высшие олефины, изучено лучше, чем окисление этана или пропана. Критические способности заинтересованного исследователя редко подвергаются таким испытаниям, как при изучении всей обширной литературы по окислению углеводородов. Сильно выраженное влияние характера поверхности и незначительных количеств примесей на скорость реакции, а такн е часто наблюдаемое полное изменение природы продуктов и кинетики процесса при изменении температуры и соотношения участвующих реагентов являются причиной значительных разногласий между исследователями. Очень часто не удавалось составить удовлетворительный материальный баланс опыта, поскольку методы анализа сложных смесей жидких и газообразных продуктов реакции были разработаны лишь недавно. Значительные неясности вызываются реакциями, происходящими между конденсированными продуктами окисления и не имеющими отношения к первичным реакциям окисления. [c.318]

    Химические реакции можно разделить на простые и сложные. Простая реакция протекает в одном направлении и в один этап, что соответствует схеме [c.11]

    На первом этапе кроме циклогексанола и циклогексанона образуется много других соединений спиртов, альдегидов, кетонов и кислот с меньшим, чем в сырье, числом атомов углерода окси- и кетокислот, сложных, простых эфиров и продуктов поликонденсации карбонильных производных. Содержание их в продуктах реакций может сильно изменяться при сравнительно небольших изменениях [c.159]

    Если реакция не простая, а сложная, то возникает проблема связи различных химических потенциалов (точнее, их изменений) между собой. Для этого необходимо построить новое характеристическое уравнение по независимым переменным. Используем то обстоятельство, что, например, свободная энергия Гиббса есть, во-первых, однородная функция первого порядка но отношению к n , и, во-вторых, что она является величиной экстенсивной. Тогда сразу можно записать [c.38]

    Рассмотрим задачу обработки экспериментальных данных при разработке математических моделей реакций, описываемых простейшими кинетическими схемами- Фактически под этим понимаются достаточно простые методы определения порядков единичной реакции и констант ее скорости, не требующие применения вычислительной техники. Такие методы могут оказаться полезными не только для простых, но и для сложных реакций, когда исследуется брутто-реакция превращения исходного вещества или интересным является формальная кинетика образования целевого продукта. Поэтому для целостности изложения напомним эти методы, хотя некоторые из них достаточно подробно описаны в ряде монографий, например 151. [c.424]

    Сложные реакции. Такие реакции представляют собой систему параллельных, смешанных и других реакций. В этом случае нельзя определить общую скорость реакции и рассчитывают скорости превращения реагентов или образования продуктов каждой из составляющих реакций. Реагенты и продукты в этом случае могут быть участниками всех реакций или только одной из них. Параллельные реакции. Наиболее простой случай  [c.22]

    По механизму реакции делят на простые и сложные. Простые реакции протекают в одном направлении, включая один химиче- [c.371]

    Поскольку межмолекуляр ный обмен карбоксилатными группами чрезвычайно сложный и многостадийный, то сравнительная количественная оценка реакционной способности калиевых солей бензолкарбоновых кислот осуществлялась с помощью метода начальных скоростей реакций. Это позволяло вести исследования в области малых степеней превращения исследуемых веществ, где состав продуктов реакции сравнительно прост. Продукты реакции анализировались гравиметрическим и спектрофотометрическим методами [6, стр. П7—1251. Начальные скорости вычислялись по формулам численного дифференцирования функций, заданных таблично в четырех или пяти узлах соответственно [7, стр. 2321  [c.160]

    Результаты вычислений (табл. 47) показывают, что в реакциях замещения Н и СНз-радикалов с непредельными углеводородами (кроме реакции СНз с этиленом) равновесие при температурах термического крекинга сдвинуто в сторону продуктов реакции. Таким образом, в условиях крекинга реакции замещения простейших радикалов более сложными, т. е. реакции образования (синтеза) сложных радикалов, являются термодинамически преимущественными. [c.256]

    Хемилюминесцентный метод изучения кинетики химических реакций аппаратурно прост и не осложняет течение процесса какими-либо внешними воздействиями. При современной чувствительности фотоумножителей, регистрирующих излучение, возможно изучение многочисленных реакций со слабым свечением. Однако хемилюминесценция является сложным явлением, связанным как с химической реакцией, так и с физическими процессами возбуждения и передачи энергии, и использовать ее для изучения кинетики и механизма реакции можно только в сочетании с другими независимыми методами исследования. [c.120]

    Однако уравнение первого порядка описывает не только скорости мономолекулярных реакций. Многие простые и сложные реакции протекают по первому порядку. Так, например, скорости реакции гидролиза этилацетата в водной среде [c.537]

    Как же влияет температура на сложные реакции Для простых обратимых, автокаталитических и самотормозящихся реакций повышение температуры приводит только к увеличению их скорости. Для эндотермического направления обратимой реакции повышение температуры может уменьшить равновесный выход и поэтому оказаться невыгодным. Оптимальные условия в этих случаях легко предсказать, зная зависимость константы равновесия от температуры. [c.254]

    Ме. анизмы реакций, даже простых, могут быть очень сложными. и по мере развития экспериментальной техники

Кинетические различия между простой и сложной реакциями

Одна из задач, которая возникает при кинетическом исследовании, заключается в выяснении, является реакция простой или сложной. Ниже перечислены кинетические признаки, по которым можно отличить простую реакцию от сложной. Следует иметь ввиду, что для признания реакции сложной достаточно проявления у нее хотя бы одного из нижеперечисленных признаков.

Таблица 3.1 — Кинетические признаки простых и сложных реакций

Простая реакция	Сложная реакция
Состав продуктов сравнительно прост и не зависит от условий ее протекания (температуры, исходных концентраций и так далее)	Состав продуктов может изменяться в зависимости от исходных концентраций, длительности опыта, температуры и так далее)
Порядок реакции может быть только целочисленным (n = 1, 2, 3)	Порядок реакции может быть целочисленным, дробным и даже отрицательным. Зависимость скорости реакции от концентрации может описываться более сложной формулой. Формальный порядок может оказаться переменным. Например, скорость реакции Н2 + Br2 2HBr описывается формулой υ = k[Н2][Вr2]1/2∙(1 +K´[HBr]/[Br2]-1.
Порядок по данному веществу и стехиометрический коэффициент всегда совпадают. Например, для реакции Cl∙ + H2 →HCl + Н∙ νCl = nCl = 1 νH2 = n H2 = 1	Порядок и стехиометрический коэффициент могут различаться
Добавки веществ, практически не меняющих свойств среды (диэлектрической постоянной, давления, ионной силы и так далее) не влияют на скорость реакции	Небольшие добавки соединений могут ускорить (катализаторы, инициаторы) или замедлить (ингибиторы) протекание реакции
Скорость реакции не зависит от материала и размеров реакционного сосуда	Материал и размеры сосуда могут влиять на скорость реакции (катализ, инициирование, обрыв цепей на стенке сосуда)
Энергия активации всегда положительна (Еa≥ 0)	Энергия активации может быть положительной, отрицательной и переменной (при измерении в широком интервале температур)
При изменении условий проведения реакции, таких как давление, концентрация, температура скорость реакции изменяется плавно (пропорционально xn, где х – параметр, n – не очень большая величина, то есть 0, 1, 2)	В некоторых случаях (для цепных, автокаталитических процессов) наблюдаются критические явления, когда при незначительном изменении условий проведения опыта скорость изменяется очень сильно (на несколько порядков) – процесс или переходит во взрыв, или, наоборот, останавливается

Примеры решения задач

Задача 1

Время половинного разложения уксусно-этилового эфира (С⁰ = 0,025 моль/л) щелочью (С⁰ = 0,050 моль/л) равно 6,81 мин. Определить время разложения эфира на 80 %. Реакция второго порядка.

Дано:

= 0,025 моль/л

= 0,050 моль/л

t_1/2 = 681 мин

β = 0,8

n = 2

Решение:

СН₃СООС₂Н₅ + NaOH → СН₃СООNa + С₂Н₅OH

t = 0 0,025 0,050

t_1/2 = 6,81 0,025-0,025∙1/2 0,050-0,025∙1/2

t = ? 0,025-0,025∙0,8 0,050-0,025∙0,8

При расчете текущей концентрации следует учесть, что по уравнению реакции исходные вещества реагируют в соотношении 1 : 1, поэтому в любой момент времени количество прореагировавших эфира и щелочи одинаково. Можно рассчитать константу равновесия из данных второй строчки, то есть через 6,81 минут от начала реакции.

По рассчитанному значению константы, из этого же уравнения находится время, в течение которого прореагирует 80 % эфира, то есть (данные третьей строки).

Задача 2

При 310 ⁰С AsH₃ (газ) разлагается с образованием твердого мышьяка и водорода. Во время реакции давление в системе изменяется следующим образом:

Показать, что реакция является реакцией первого порядка и вычислить константу скорости.

Решение:

Для подтверждения первого порядка используем графический метод, по которому зависимость lnP от t должна быть линейной. Под логарифмом стоит текущее давление исходного компонента AsH₃. В то же время в таблице дано давление в системе, то есть общее давление, состоящее из исходного AsH₃ и образующегося Н₂, поэтому следует из общего давления выделить давление AsH₃.

2AsH₃ → 2As + 3 Н₂

газ тв газ

t = 0 P⁰ 0

t P⁰-x 3/2x

Отсюда текущее давление AsH₃:

Р⁰ =733 мм.рт.ст. при t = 0.

Данные текущего давления заносим в таблицу, строим график lnP = f (t).

t, час		2,5	5,5	6,5	8,0
, м.рт.ст.
	6,597	6,500	6,357	6,333	6,271

Константу скорости можно найти из графика, поскольку .

Задача 3

Определить порядок реакции: 2СО → СО₂ + С, если при постоянной температуре в одном опыте начальное давление СО упало с 787 до 688 мм.рт.ст. за 10 минут, а в другом с 535 до 468 мм.рт.ст. за это же время.

Дано:

= 787 мм.рт.ст.

P₁ = 688 мм.рт.ст.

∆t₁ = ∆t₂ = 10 мин

=535 мм.рт.ст.

P₂ = 468 мм.рт.ст.

n = ?

Решение:

В данном случае порядок можно определить методом начальных скоростей:

,

,

,

.

Задача 4

При изучении реакции 2NO + 2H₂ → N₂ + 2H₂O при начальных давлениях NO и H₂ равных 4,72∙10⁴ Па в первом опыте и 2,69∙10⁴ Па во втором половина вещества прореагировала за 81 с и 239 с соответственно. Определить порядок реакции.

Дано:

а₁ = а₂ = 1/2

n = ?

Решение:

Поскольку в обоих опытах доля непрореагировавшего вещества одинакова, то порядок определим по уравнению:

.

В данном случае получен общий порядок реакции, так как исходные давления взяты в стехиометрическом соотношении.

Задача 5

Для обратимой газофазной реакции

K₁

А В

K₂

начальные давления А и В соответственно равны 1,33∙10⁴ Па и 0. Через 10 минут после начала реакции Р_А = 5,3∙10³ Па. Определить значение Р_А и Р_В через 40 минут после начала реакции, если = 3. Найти К₁ и К₂.

Дано:

= 1,33∙10⁴ Па

= 0

t₁ = 10 мин

Р_1А = 5,3∙10³ Па

t₂ = 20 мин

= 3

Р_2(А)=? Р_2(В)=? К₁=? К₂=?

Решение

Представим данные задачи следующим образом:

K₁

А В

K₂

t = 0 0

t₁ = 10 мин — x₁ x₁

t₂ = 20 мин — x₂ x₂

t = ∞ (равновесие) — x_равн. x_равн.

Для нахождения констант скоростей прямой и обратной реакций используем систему уравнений (3.19) и (3.20).

Первое из уравнений может быть отнесено к 10 минутам от начала реакции. По условию

Р_1А= — x₁ =1,33∙10⁴ — x₁ = 5,3∙10³ , откуда

x₁ = 1,33∙10⁴ -0,53∙10⁴ = 0,80∙10⁴ Па.

x_равн. можно найти по закону действующих масс из константы равновесия, которая равна К_р = .

= = 3, откуда x_равн.= 1,00∙10⁴ Па

Составляем систему уравнений

К₁ = 0,12 мин^-1; К₂ = 0,04 мин^-1.

Давление А через 20 минут равно — x₂;

x₂ находим по уравнению (3.21)

1,00∙10⁴

Р_2(А)=1,33∙10⁴ -0,96∙10⁴ = 0,37∙10⁴ Па.

Вещества В образовалось столько же, сколько израсходовалось вещества А, то есть Р_2(В)=0,96∙10⁴ Па.

Задача 6

В условиях ацетолиза β-D-глюкопиранозы (А), наряду с пентаацетатом D-глюкопиранозы (В) образуется также некоторое количество продукта (С). Через 20 минут от начала реакции осталось от одного моля А 0,845 моль. При этом образовалось 0,012 моль вещества С. Рассчитать К₁и К₂.

Дано:

а = 1 моль

а – х =0,845 моль

t = 20 минут

х_с = 0,012 моль

К₁=? К₂=?

Решение

Реакция является параллельной

Для нахождения К₁ и К₂ надо решить систему уравнений

а – х = 0,845 х = а – 0,845 = 1 — 0,845 = 0,155 моль

х = х_С + х_В х_В = х — х_С = 0,155 — 0,012 = 0,143 моль.

К₁= 12 К₂

К₁ + К₂ = 13 К₂ = 8,42∙10^-3

К₂ = 0,65∙10^-3 мин^-1

К₁ = 7,77∙10^-3 мин^-1

Задача 7

Реакция термического крекинга нефти (Н) является последовательной, причем бензин (Б) является промежуточным продуктом, распадающимся на газообразные вещества (Г). Определить максимальное количество бензина и время его достижения при крекинге 1 тонны нефти, если при 673 К константа образования бензина равна 0,283 ч^-1, а распада – равна 0,102 ч^-1.

Дано:

m₀(H) = 1 т

К₁ = 0,283 ч^-1

К₂ = 0,102 ч^-1

t_max(Б) = ?

m_max(Б) = ?

Решение:

Реакция является последовательной, схематически может быть представлена так:

.

Количество образовавшегося бензина через 5,6 ч определяем по уравнению (3.22).

m(Б) = ( e^{—k1tmax— e—k2tmax)=} (e^{—0,283∙5,6} — e^{—0,102∙5,6})= 0,58 т

Задача 8

Получить выражение скорости реакции разложения гидрида силана

SiH₄ → Si + 2H₂, протекающей через стадии

SiH₄ SiH₂+ H₂;

SiH₂ Si + H₂;

SiH₂ + H₂ SiH_4.

Решение:

Запишем общее выражение для искомой скорости. Обозначим концентрацию веществ в виде С(А) ≡ [A].

Промежуточное вещество SiH₂ является неустойчивым и реакционно-активным, следовательно, можно применить к данному процессу метод стационарных концентраций.

. Откуда находим [SiH₂]:

[SiH₂] = .

Подставив это значение в выражение для скорости разложения SiH₄, найдем:

Вопросы для самоконтроля

1. Сформулировать и записать основной постулат химической кинетики.

2. Указать размерность констант скоростей нулевого, первого, второго порядков.

3. Изобразить линейные зависимости концентрации от времени для реакций нулевого, первого, второго порядков.

4. Сформулировать принцип независимости химических реакций.

5. Записать систему уравнений для расчета констант скоростей:

а) параллельных реакций; б) обратимых реакций.

6. Выразить скорость образования продукта Р, используя метод стационарных концентраций, учитывая, что вещество В – активное промежуточное соединение.

2 A 1/2В Р.

7. Каков физический смысл энергии активации? Как величина энергии активации влияет на величину скорости реакции?

8. Записать уравнение Аррениуса в дифференциальном и интегральном виде. Пояснить.

9. Перечислить методы определения порядка реакции.

10. Для реакций какого порядка время полураспада не зависит от начальной концентрации?

Литература

1 Стромберг, А. Г. Физическая химия [Текст] / А. Г. Стромберг, Д. П. Семченко. — М. : Высшая школа, 2006. — 527 с.

2 Романовский, Б. В. Основы химической кинетики [Текст] / Б. В. Романовский. — М. : «Экзамен» Москва, 2006. — 416 с.

3 Физическая химия [Текст] в 2 кн. / под ред. К. С. Краснова. — М.: Высшая школа, 2001. — Кн.1. — 512 с., Кн.2. — 319 с.

4 Дамаскин, Б. Б. Электрохимия [Текст] / Б. Б. Дамаскин, О. А. Петрий, Г. А. Цирлина. — М. : КолосС, 2006. — 672 с.

5 Краткий справочник физико-химических величин / под ред. А. А. Равделя, А. М. Пономаревой. – М.: изд-во Иван Федоров, 2009. — 232 с.

6 Рекомендации и номенклатурные правила ИЮПАК по химии: книга- справочник / сост. Б. Ф. Мясоедов, Ю. А. Золотов, В. М. Иванов [и др.] [Текст]. — М. : Наука, 2004. — 158 с.



Урок 13. Типы химических реакций – HIMI4KA

В уроке 13 «Типы химических реакций» из курса «Химия для чайников» мы узнаем о типах химических реакций; подробно рассмотрим каждый тип и научимся их различать.

Мир химических реакций весьма разнообразен. Самые различные химические реакции постоянно происходят в природе, осуществляются человеком. Можно ли классифицировать химические реакции? Что положить в основу их классификации? Сущность всякой химической реакции состоит в превращении веществ: разрушаются исходные вещества и образуются продукты реакций, меняется число и состав исходных веществ и продуктов реакции. Характер этих изменений и положен в основу классификации химических реакций.

Реакции соединения

Рассмотрим уравнения следующих реакций (рис. 62):

Чем сходны данные реакции между собой? Тем, что в результате взаимодействия двух веществ получается только одно вещество. Такие реакции получили название реакций соединения.

Реакции соединения — это реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое сложное вещество.

В одних случаях из двух простых веществ получается одно сложное, в других — соединяются два и более простых или сложных веществ:

Реакции разложения

Рассмотрим уравнения следующих реакций:

Можно заметить, что из одного сложного вещества получается два или более новых веществ. Это реакции разложения. В них могут образовываться как простые, так и сложные вещества.

Реакции разложения — это реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.

Для начала реакции разложения обычно необходимо нагреть исходные вещества. Например, негашеную известь CaO в промышленности получают нагреванием известняка CaCO₃, реакция разложения происходит при температуре около 1000 °С. К такому типу реакций относится и реакция разложения метана CH₄ (рис. 64) — составной части природного газа:

Реакции замещения

А могут ли взаимодействовать между собой два вещества: одно простое и одно сложное? Проверим это на опыте. В раствор медного купороса опустим небольшой кусочек железа — кнопку, гвоздь, канцелярскую скрепку с хорошо очищенной поверхностью. Через 2—3 мин извлечем железо из раствора и увидим, что на его поверхности образовался темно-красный налет меди. В химическую реакцию вступили простое (Fe) и сложное (CuSO₄) вещества, и образовались новое простое (Cu) и новое сложное (FeSO₄) вещества:

Из опыта и уравнения химической реакции хорошо видно, что атомы железа заместили атомы меди в сложном веществе (рис. 65). Такие химические реакции относятся к реакциям замещения.

Реакции замещения — это реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.

Для протекания таких реакций необходимо соблюдать некоторые особые условия. Не все простые вещества обязательно должны взаимодействовать со сложными веществами. В дальнейшем при изучении химии вы познакомитесь с этими условиями, а также с другими типами химических реакций.

Краткие выводы урока:

1. Реакции соединения — это реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое сложное вещество.
2. Реакции разложения — это реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.
3. Реакции замещения — это реакции, в которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.

Надеюсь урок 13 «Типы химических реакций» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.

Химические реакции: типы, свойства, уравнения

Характеристика химических реакций

Характеристика химических реакций

Химические реакции, их свойства, типы, условия протекания и прочая, являются одним из краеугольных столпов интересной науки под названием химия. Попробуем же разобрать что такое химическая реакция, и какова ее роль. Итак, химической реакцией в химии принято считать превращение одного либо нескольких веществ, в другие вещества. При этом ядра атомов у них не меняются (в отличие от реакций ядерных), зато происходит перераспределение электронов и ядер, и, разумеется, появляются новые химические элементы.

Химические реакции в природе и быту

Мы с вами окружены химическими реакциями, более того мы сами их регулярно осуществляем различными бытовыми действиями, когда например, зажигаем спичку. Особенно много химических реакций сами того не подозревая (а может и подозревая) делают повара, когда готовят еду.

Разумеется, и в природных условиях проходит множество химических реакций: извержение вулкана, фотосинтез листвы и деревьев, да что там говорить, практически любой биологический процесс можно отнести к примерам химических реакций.

Типы химических реакций

Все химические реакции можно условно разделить на простые и сложные. Простые химические реакции, в свою очередь, разделяются на:

• реакции соединения,
• реакции разложения,
• реакции замещения,
• реакции обмена.

Далее мы подробно остановимся на каждом из этих видов химических реакций, известных химии.

Химическая реакция соединения

По весьма меткому определению великого химика Д. И. Менделеева реакция соединения имеет место быть когда «их двух веществ происходит одно». Примером химической реакции соединения может быть нагревание порошков железа и серы, при которой из них образуется сульфид железа – Fe+S=FeS. Другим ярким примеров этой реакции является горение простых веществ, таких как сера или фосфор на воздухе (пожалуй, подобную реакцию можно также назвать тепловой химической реакцией).

Химическая реакция разложения

Тут все просто, реакция разложения является противоположностью реакции соединения. При ней из одного вещества получается два или более веществ. Простым примером химической реакции разложения может быть реакция разложение мела, в ходе которой из собственно мела образуется негашеная известь и углекислый газ.

Химическая реакция замещения

Реакция замещения осуществляется при взаимодействии простого вещества со сложным. Приведем пример химической реакции замещения: если опустить стальной гвоздь в раствор с медным купоросом, то в ходе этого простого химического опыта мы получим железный купорос (железо вытеснит медь из соли). Уравнение такой химической реакции будет выглядеть так:

Fe+CuSO₄→ FeSO₄+Cu

Химическая реакция обмена

Реакции обмена проходят исключительно между сложными химическими веществами, в ходе которых они меняются своими частями. Очень много таких реакций имеют место быть в различных растворах. Нейтрализация кислоты желчью – вот хороший пример химической реакции обмена.

NaOH+HCl→ NaCl+Н₂О

Так выглядит химическое уравнение этой реакции, при ней ион водорода из соединения HCl обменивается ионом натрия из соединения NaOH. Следствием этой химической реакции является образование раствора поваренной соли.

Признаки химических реакций

По признакам протекания химических реакций можно судить прошла ли химическая реакция между реагентами или нет. Приведем примеры признаков химических реакций:

• Изменение цвета (светлое железо, к примеру, во влажном воздухе покрывается бурым налетом, как результат химической реакции взаимодействия железа и кислорода).
• Выпадение осадка (если вдруг через известковый раствор пропустить углекислый газ, то получим выпадение белого нерастворимого осадка карбоната кальция).
• Выделение газа (если Вы капнете на пищевую соду лимонной кислотой, то получите выделение углекислого газа).
• Образование слабодиссоциированных веществ (все реакции, в результате которых образуется вода).
• Свечение раствора (примером тут могут служить реакции, происходящие с раствором люминола, излучающего при химических реакциях свет).

В целом, трудно выделить какие признаки химических реакций являются основными, для разных веществ и разных реакций характерны свои признаки.

Как определить признак химической реакции

Определить признак химической реакции можно визуально (при изменении цвета, свечении), или по результатам этой самой реакции.

Скорость химической реакции

Под скоростью химической реакции обычно понимают изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени. Притом, скорость химической реакции всегда положительная величина. В 1865 году химиком Н. Н. Бекетовым был сформулирован закон действия масс гласящий, что «скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам».

К факторам скорости химической реакции можно отнести:

• природу реагирующих веществ,
• наличие катализатора,
• температуру,
• давление,
• площадь поверхности реагирующих веществ.

Все они имеют самое прямое влияние на скорость протекания химической реакции.

Равновесие химической реакции

Химическим равновесием называют такое состояние химической системы, при котором протекает несколько химических реакций и скорости в каждой паре прямой и обратной реакции равны между собой. Таким образом, выделяется константа равновесия химической реакции – это та величина, которая определяет для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия. Зная константу равновесия можно определить направление протекания химической реакции.

Условия возникновения химических реакций

Чтобы положить начало химических реакций, необходимо для этого создать соответствующие условия:

• приведение веществ в тесное соприкосновение.
• нагревание веществ до определенной температуры (температура химической реакции должна быть подходящей).

Тепловой эффект химической реакции

Так называют изменение внутренней энергии системы как результат протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реактантов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции при следующих условиях:

• единственно возможной работой при этом есть только лишь работа против внешнего давления.
• исходные вещества и продукты, полученные в результате химической реакции, имеют одинаковую температуру.

Химические реакции, видео

И в завершение интересно видео про самые удивительные химические реакции.

Автор: Павел Чайка, главный редактор журнала Познавайка

При написании статьи старался сделать ее максимально интересной, полезной и качественной. Буду благодарен за любую обратную связь и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Также Ваше пожелание/вопрос/предложение можете написать на мою почту [email protected] или в Фейсбук, с уважением автор.

Эта статья доступна на английском языке – Chemical Reactions.

Химические реакции, типы реакций, виды реакций, окислительно-восстановительные реакции

Виды реакций:Все химические реакции подразделяют на простые и сложные. Простые химические реакции, в свою очередь, обычно подразделяют на четыре типа: реакции соединения, реакции разложения, реакции замещения и реакции обмена.

Д. И. Менделеев определял соединение как реакцию, «при которой из двух веществ происходит одно. Примером химической реакции соединения может служить нагревание порошков железа и серы, — при этом образуется сульфид железа: Fe+S=FeS. К реакциям соединения относят процессы горения простых веществ (серы, фосфора, углерода,…) на воздухе. Например, углерод горит на воздухе С+О₂=СО₂ (конечно эта реакция протекает постепенно, сначала образуется угарный газ СО). Реакции горения всегда сопровождаются выделением тепла — являются экзотермическими.

Химические реакции разложения, по Менделееву, «составляют случаи, обратные соединению, то есть такие, при которых одно вещество даёт два, или, вообще, данное число веществ — большее их число. Примером реакции разложение меже служить химическая реакция разложения мела (или известняка под воздействием температуры): СаСО₃→ СаО+СО₂. Для проведения реакции разложения, как правило, требуется нагревание. Такие процессы — эндотермические, т. е. протекают с поглощением теплоты.

В реакциях двух других типов число реагентов равно числу продуктов. Если взаимодействуют простое вещество и сложное —то эта химическая реакция называется химической реакцией замещения: Например опустив стальной гвоздь в раствор медного купороса получаем железный купорос (здесь железо вытеснило медь из её соли) Fe+CuSO₄→ FeSO₄+Cu.

Реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими частями, относят к химическим реакциям обмена. Большое их число протекает в водных растворах. Примером химической реакции обмена может служить нейтрализация кислоты щёлочью: NaOH+HCl→ NaCl+Н₂О.
Здесь в реагентах (веществах, стоящих слева) ион водорода из соединения HCl обменивается с ионом натрия из соединения NaOH, в результате чего образуется раствор поваренной соли в воде

Типы реакций и их механизмы приведены в таблице:

Однако очень многие реакции не укладываются в приведённую простую схему. Например, химическая реакция между перманганатом калия (марганцовкой) и иодидом натрия не может быть отнесена ни к одному из указанных типов. Такие реакции, обычно, называют окислительно — восстановительные реакции, например:

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

Признаки химических реакций. По ним можно судить, прошла ли химическая реакция между реагентами или нет. К таким признакам принято относить следующие:

— Изменение цвета (например, светлое железо покрывается во влажном воздухе бурым налётом оксида железа — химическая реакция взаимодействия железа с кислородом).

— Выпадение осадка (например, если через известковый раствор (раствор гидроксида кальция) пропустить углекислый газ, выпадет белый нерастворимый осадок карбоната кальция).

— Выделение газа (например, если капнуть лимонной кислотой на пищевую соду, то выделится углекислый газ).

— Образование слабодиссоциированных веществ (например, реакции, при которых одним из продуктов реакции является вода).

— Свечение раствора.

Примером свечения раствора может служить реакция с использованием такого реагента как раствор люминола (люминол- это сложное химическое вещество, которое может излучать свет при химических реакциях).

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции — составляют особый класс химических реакций. Их характерной особенностью является изменение степени окисления, по крайней мере, пары атомов: окисление одного (потеря электронов) и восстановление другого (присоединение электронов).

Сложные вещества, понижающие свою степень окисления — окислители, а повышающие степень окисления — восстановители. Например:

2Na + Cl₂→ 2NaCl,
— здесь окислитель — хлор (он присоединяет к себе электроны), а восстановитель — натрий (он отдаёт электроны).

Реакция замещения NaBr^-1+ Cl₂⁰→ 2NaCl^-1 + Br₂⁰ (характерна для галогенов) тоже относится к окислительно -восстановительным реакциям. Здесь хлор — окислитель (принимает 1 электрон), а бромид натрия (NaBr) — восстановитель (атом брома отдаёт электрон).

Реакция разложения дихромата аммония ((NH₄)₂Cr₂O₇) тоже относится к окислительно-восстановительным реакциям:

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇→ N₂⁰ + Cr₂⁺³O₃ + 4H₂O

Ещё одна из распространённых классификаций химических реакций — это их разделение по тепловому эффекту.
Разделяют эндотермические реакции и экзотермические реакции.
Эндотермические реакции — химические реакции, сопровождающиеся поглощением окружающего тепла (вспомните охлаждающие смеси). Экзотермические (наоборот) — химические реакции, сопровождающиеся выделением тепла (например — горение).

Опасные химические реакции :»БОМБА В РАКОВИНЕ»- забавно или не очень?!

Существуют некоторые химические реакции, которые протекают спонтанно при смешивании реагентов. При этом образуются достаточно опасные смеси, которые могут взрываться, воспламеняться или отравлять. Вот одна и них!

В некоторых американских и английских клиниках наблюдались странные явления. Время от времени из раковин раздавались звуки, напоминающие пистолетные выстрелы, а в одном случае неожиданно взорвалась сливная трубка. К счастью, никто не пострадал. Расследование показало, что виновником всего этого был очень слабый (0,01%) раствор азида натрия NaN₃, который использовали в качестве консерванта физиологических растворов.

Азид свинца

Излишки раствора азида в течение многих месяцев, а то и лет сливали в раковины — иногда до 2 л в день.

Сам по себе азид натрия — соль азидоводородной кислоты HN₃ — не взрывается. Однако азиды тяжёлых металлов (меди, серебра, ртути, свинца и др.) — весьма неустойчивые кристаллические соединения, которые взрываются при трении, ударе, нагревании, действии света. Взрыв может произойти даже под слоем воды! Азид свинца Pb(N₃)₂ используется как инициирующее взрывчатое вещество, с помощью которого подрывают основную массу взрывчатки. Для этого достаточно всего двух десятков миллиграммов Pb(N₃)₂. Это соединение более взрывчато, чем нитроглицерин, а скорость детонации (распространения взрывной волны) при взрыве достигает 45 км/с — в 10 раз больше, чем у тротила.

Но откуда в клиниках могли взяться азиды тяжёлых металлов? Оказалось, во всех случаях сливные трубки под раковинами были изготовлены из меди или латуни (такие трубки легко гнутся, особенно после нагревания, поэтому их удобно устанавливать в сливной системе). Выливаемый в раковины раствор азида натрия, протекая по таким трубкам, постепенно реагировал с их поверхностью, образуя азид меди. Пришлось менять трубки на пластмассовые. Когда в одной из клиник проводили такую замену, оказалось, что снятые медные трубки сильно забиты твёрдым веществом. Специалисты, которые занимались «разминированием», чтобы не рисковать, подорвали эти трубки на месте, сложив их в металлический бак массой 1 т. Взрыв был настолько силён, что сдвинул бак на несколько сантиметров!

Медиков не очень интересовала сущность химических реакций, приводящих к образованию взрывчатки. В химической литературе также не удалось найти описания этого процесса. Но можно предположить, исходя из сильных окислительных свойств HN₃, что имела место такая реакция: анион N-3, окисляя медь, образовал одну молекулу N2 и атом азота, который вошёл в состав аммиака. Это соответствует уравнению реакции: 3NaN₃+Cu+3Н₂О→ Cu(N₃)₂+3NaOH+N₂+NH₃.

С опасностью образования бомбы в раковине приходится считаться всем, кто имеет дело с растворимыми азидами металлов, в том числе и химикам, поскольку азиды используются для получения особо чистого азота, в органическом синтезе, в качестве порообразователя (вспенивающего агента для производства газонаполненных материалов: пенопластов, пористой резины и т. п.). Во всех подобных случаях надо проследить, чтобы сливные трубки были пластмассовыми.

Сравнительно недавно азиды нашли новое применение в автомобилестроении. В 1989 г. в некоторых моделях американских автомобилей появились надувные подушки безопасности. Такая подушка, содержащая азид натрия, в сложенном виде почти незаметна. При лобовом столкновении электрический запал приводит к очень быстрому разложению азида: 2NaN₃=2Na+3N₂. 100 г порошка выделяют около 60 л азота, который примерно за 0,04 с надувает подушку перед грудью водителя, спасая тем самым ему жизнь.

Основы химической кинетики. Формальная кинетика простых и сложных реакций. Реакции в открытых системах. Механизм элементарного химического превращения

Часть
II. Химическая кинетика

Глава 1. Основы химической кинетики

1.1. 
Основные понятия

Химическая кинетика — это наука о скоростях и механизмах
химических превращений. Вещества, принимающие участие в химическом превращении,
подразделяются на исходные, промежуточные и конечные
вещества. Такое разделение условно. В действительности все химические реакции
обратимы. Конечным состоянием химической системы является состояние равновесия,
в котором присутствуют как конечные продукты, так и исходные и промежуточные вещества
(хотя бы в малых количествах).

1.2. Стехиометрическое уравнение реакции

Пусть в реакцию вступают  молекул типа ,  молекул
типа , … ,  молекул
типа , и при этом продуктами реакции являются  молекул типа , молекул типа , … ,  молекул типа :

                                                 
(1.1)

Выражение (1.1)
называется стехиометрическим уравнением реакции, а числа  и  —
стехиометрическими коэффициентами.

1.3.
Простые (элементарные) и сложные химические процессы, механизм реакции

Реакция, описывающаяся стехиометрическим уравнением (1.1), называется простой
(элементарной), если она протекает в одну стадию, т.е.
при одновременном взаимодействии  молекул. В этом случае
стехиометрическое уравнение реакции уже является однозначным. Его следует
записывать так, как протекает химическая реакция.

Реакция, протекающая в несколько стадий, называется сложной.
Совокупность элементарных стадий сложной химической реакции называется ее механизмом.
Стехиометрическое уравнение сложной химической реакции стараются записать так,
чтобы стехиометрические коэффициенты были по возможности целочисленными и
небольшой величины.

1.4. Гомогенные и гетерогенные реакции

Химическая реакция называется гомогенной, если все ее
стадии протекают в пределах одной фазы. Реакция называется гетерогенной,
если  хотя бы одна ее стадия протекает на поверхности раздела фаз (например,
каталитические реакции).

1.5. Замкнутые и открытые системы

В замкнутых системах отсутствует материальный обмен с
окружающей средой. Система называется открытой, если возможен
обмен с окружающей средой.

1.6. Скорость химической реакции

Скорость реакции характеризует скорость изменения
концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции во времени. Если реакция
представлена стехиометрическим уравнением (1.1), то скорость реакции
определяется следующим образом:

                                                                                   
(1.2)

При постоянном
объеме (V = const)
скорость можно выразить через концентрации:

                                                                                            
(1.3)

Для элементарной реакции скорость реакции можно определить
как число элементарных актов реакции, происходящих в единице объема в единицу
времени. Для сложных химических реакций, описываемых стехиометрическим уравнением
типа (1.1) может быть введено понятие единой скорости процесса то формуле (1.2)
только тогда, когда концентрации промежуточных веществ пренебрежимо малы по
сравнению с концентрациями реагентов и продуктов реакции. В противном случае
понятие единой скорости введено быть не может и нужно рассматривать скорость
реакции по конкретному веществу.

1.7. Закон
действующих масс

Для элементарной реакции,
описываемой стехиометрическим уравнением (1.1), скорость реакции зависит от
концентраций реагентов следующим образом (закон действующих масс):

                                                                     
                         (1.4)

где коэффициент пропорциональности k
не зависит от концентраций реагентов, а зависит только от температуры, . Этот коэффициент называется константой
скорости реакции (1.1). Величина  называется порядком
реакции по -му реагенту, а  —
полным порядком реакции.

1.8.
Температурная зависимость константы скорости

Аррениус предложил следующую
эмпирическую формулу для температурной зависимости константы скорости (1889
г.):

                                                                                                                     
(1.5)

где E – энергия активации
реакции, A – предэкспонент.

1.9.
Аррениусовские координаты

Зависимость константы скорости от
температуры (1.5) спрямляется в координатах  и  (Аррениусовские координаты)
:

                                                                                                            
(1.6)

1.10. Закон
действующих масс с учетом микроскопических состояний

В случае, если нас интересует
скорость расходования и образования частиц в определенных квантовых состояниях,
можно обобщить закон действующих масс. Стехиометрическое уравнение реакции с
учетом микроскопических состояний:

           (1.7)

Скорость этого процесса:

                         (1.8)

1.11.
Тепловой эффект реакции. Эндоэргические, экзоэргические, Эндотермические и
экзотермические реакции

В ходе экзотермической
реакции выделяется тепло. В ходе эндотермической реакции тепло поглощается.
С другой стороны, если энергетический уровень основного состояния продуктов
лежит ниже уровня основного состояния исходных веществ, реакция называется экзоэргической,
в обратном случае – эндоэргической.

Электрохимическая реакция | химия | Британника

Электрохимическая реакция , любой процесс, вызванный или сопровождаемый прохождением электрического тока и включающий в большинстве случаев перенос электронов между двумя веществами — одним твердым телом, а другим жидкостью.

Британская викторина

Подводки к химии

Сколько электронов у атома натрия?

В обычных условиях протекание химической реакции сопровождается выделением или поглощением тепла, а не какой-либо другой формы энергии; но есть много химических реакций, которые, если им позволить протекать в контакте с двумя электронными проводниками, разделенными проводящими проводами, высвобождают то, что называется электрической энергией, и генерируется электрический ток.И наоборот, энергия электрического тока может использоваться для осуществления многих химических реакций, которые не происходят спонтанно. Процесс, связанный с прямым преобразованием химической энергии, при соответствующей организации представляет собой электрическую ячейку. Процесс, при котором электрическая энергия преобразуется непосредственно в химическую энергию, называется электролизом; т.е. электролитический процесс. Благодаря объединенной химической энергии продукты электролитического процесса имеют тенденцию самопроизвольно реагировать друг с другом, воспроизводя вещества, которые были реагентами и поэтому потреблялись во время электролиза.Если позволить этой обратной реакции происходить при надлежащих условиях, большая часть электроэнергии, используемой при электролизе, может быть регенерирована. Эта возможность используется в аккумуляторах или элементах хранения, наборы которых известны как аккумуляторные батареи. Зарядка аккумулятора — это процесс электролиза; химическое изменение вызывается прохождением через него электрического тока. При разрядке элемента происходит обратное химическое изменение, аккумулятор действует как элемент, вырабатывающий электрический ток.

Наконец, прохождение электричества через газы обычно вызывает химические изменения, и этот вид реакции образует отдельную отрасль электрохимии, которая здесь не рассматривается.

Общие принципы

Вещества, которые являются достаточно хорошими проводниками электричества, можно разделить на две группы: металлические или электронные проводники и электролитические проводники. Металлы и многие неметаллические вещества, такие как графит, диоксид марганца и сульфид свинца, обладают металлической проводимостью; прохождение через них электрического тока вызывает нагревание и магнитные эффекты, но без химических изменений.Электролитические проводники или электролиты содержат большинство кислот, оснований и солей либо в расплавленном состоянии, либо в растворе в воде или других растворителях. Пластины или стержни, состоящие из подходящего металлического проводника, погружаемого в жидкий электролит, используются для проведения тока в жидкость и из нее; т.е. действовать как электроды. Когда ток проходит между электродами через электролит, возникают не только нагревание и магнитные эффекты, но также происходят определенные химические изменения. В или поблизости от отрицательного электрода, называемого катодом, химическое изменение может быть осаждением металла или выделением водорода и образованием основного вещества или некоторым другим процессом химического восстановления; на положительном электроде или аноде это может быть растворение самого анода, высвобождение неметалла, образование кислорода и кислотного вещества или какой-либо другой процесс химического окисления.

Britannica Premium: удовлетворение растущих потребностей искателей знаний. Получите 30% подписки сегодня.
Подпишись сейчас

Электролит, полученный путем плавления подходящего вещества или его растворения в воде или другой жидкости, обязан своими характерными свойствами наличию в нем электрически заряженных атомов или групп атомов, образованных в результате спонтанного расщепления или диссоциации. молекул вещества. В растворах так называемых сильных электролитов большая часть исходного вещества или в некоторых растворах, возможно, все оно подверглось процессу электролитической диссоциации на заряженные частицы или ионы.Когда между электродами, погруженными в электролит, устанавливается разность электрических потенциалов (то есть разница в степени электризации), положительно заряженные ионы движутся к катоду, а ионы, несущие отрицательные заряды, движутся к аноду. Электрический ток проходит через электролит за счет миграции ионов. Когда ион достигает электрода противоположной полярности, его электрический заряд передается металлу или электрический заряд получается от металла. Тем самым ион превращается в обычный нейтральный атом или группу атомов.Именно этот разряд ионов вызывает один из видов химических изменений, происходящих на электродах.

История

Изучение электрохимии началось в 18 веке, процветало до начала 20 века, а затем исчезло из-за чрезмерного использования термодинамических принципов при анализе процессов, происходящих в точках системы, где различные части образуют границы раздела. Примерно с 1950 года электрохимия претерпела изменения. Изучению процессов в растворах уделялось меньше внимания, но изучение переноса электронов между металлами и раствором резко возросло.С этим новым акцентом электрохимия становится фундаментальной наукой. Он обещает стать важной частью основы экологически ориентированного общества будущего, потому что электричество не загрязняет окружающую среду. Однако необходимо уменьшить загрязнение, связанное с некоторыми методами производства электроэнергии.

Первые электрохимические реакции, изученные в 1796 году, происходили в ячейке из серебряных и цинковых пластинок с промокательной бумагой, смоченной водным раствором соли между ними; Эти элементы были сконструированы итальянским ученым Алессандро Вольта, в честь которого был назван термин вольт.Этот элемент был первым первичным аккумулятором, который использовался для производства электроэнергии.

Майкл Фарадей сформулировал законы электрохимической стехиометрии, которые касаются применения законов определенных пропорций и сохранения материи и энергии к химической активности. В них говорится, что кулон электричества, единица заряда, реагирует с фиксированными количествами вещества (например, с 1,11800 миллиграммами ионов серебра) или что 1 граммовый эквивалент любого вещества реагирует с 96 485 кулонами.Последнее число представляет собой фундаментальную величину, известную как один фарадей электричества. Взаимосвязь между химическим сродством реагентов в ячейке и напряжением ячейки, когда она работает, была точно определена химиком из США Джозайя Уиллардом Гиббсом в 1875 году, тогда как отношение этого сродства к потенциалу электрохимической ячейки первоначально было сформулирован немецким физико-химиком Вальтером Германом Нернстом в 1889 году.

Период с 1910 по 1950 год был периодом упадка электрохимии, пока она не стала ограничиваться в основном изучением растворов.Практически не было прогресса в понимании электрохимических реакций за пределами условий равновесия и обратимости, и их знание было неверно применено к реакциям, протекающим с чистой скоростью, то есть реакциям, не находящимся в равновесии и не полностью обратимым. Приблизительно с 1950 года изучение электрифицированных границ раздела с особым упором на изучение переноса электронов (называемое электродикой) приобрело важное значение и стало основным аспектом электрохимии. Примерно с 1960 года электродика начала развиваться как междисциплинарная область поиска решений таких проблем, как источник энергии в космических полетах из топливных элементов, стабильность металлов во влажных средах, электрохимические аспекты биологических функций, извлечение из смесей. и замена ископаемых видов топлива, таких как уголь, нефть и побочные продукты, электричеством, произведенным или хранящимся электрохимическим способом при транспортировке.

.

Eve-Calculator от SCONI | Реакция

Химические процессы, посредством которых соединения объединяются в сложные материалы

Если вы обнаружите ошибку или у вас есть какие-либо пожелания, сообщите мне об этом на странице hoernerice [a] gmx.de. Спасибо =)
База есть на версии игры crius-1.0-100038

исландских крон

исландских крон

исландских крон

исландских крон

1 = общая стоимость ресурсов, необходимых только для 1 продукта
2 = включает стоимость топлива.
Для расчета топлива используется половина этого количества http://eve.1019.net/pos/index.php?ct=06&mod=4545444404041R1R1R1R0C0C1212

.

Разделение окислительно-восстановительных реакций на полуреакции

Химико-технологический факультет в Сплите

Простая окислительно-восстановительная реакция, в которой окисляется только один вид, а восстановлен только один, может быть легко разделена на полуреакции окисления и восстановления. Однако, когда дело доходит до сложных реакций, в которых присутствует несколько окислительно-восстановительных пар, мы должны объединить их таким образом, чтобы в результате мы получили две полураакции. Может показаться логичным собрать все атомы, которые были окислены в полуреакцию окисления, и все атомы, которые были восстановлены в полуреакцию восстановления, но это не всегда так.Например, если разновидность состоит из разных окислительно-восстановительных атомов, все окислительно-восстановительные пары, в которых она находится (независимо от окисления или восстановления), необходимо объединить в одно уравнение. Затем объединенное уравнение добавляется к парциальным реакциям окисления или восстановления, в зависимости от того, получает оно или дает электроны.

ГЛОССАРИЙ

Чтобы сделать текст более читаемым и понятным, мы выделили наиболее важные термины, которые мы использовали для описания состояния конкретного члена в реакции:

• Атом является участником реакции, определяемой его типом (элементом) и степенью окисления,
• окислительно-восстановительный атом представляет собой окисленный (присутствует в правой части уравнения с большей степенью окисления) или восстановленный (присутствует в правой части уравнения с более низкой степенью окисления),
• окислительно-восстановительная пара — сопряженная пара более высокой и более низкой (или более низкой и более высокой) степени окисления конкретного атома,
• без окислительно-восстановительного потенциала — это атом с одинаковой степенью окисления с обеих сторон уравнения,
• двойной атом — атом, который одновременно является окислительно-восстановительным и не окислительно-восстановительным атомом,
• редокс-частицы представляют собой частицы, состоящие из одного или нескольких окислительно-восстановительных атомов,
• не-окислительно-восстановительные частицы — это частицы, не состоящие из одного окислительно-восстановительного атома,
• простые окислительно-восстановительные частицы представляют собой разновидности, состоящие только из одного окислительно-восстановительного атома,
• частичная реакция окисления (восстановления) является синонимом полуреакции окисления (восстановления) при использовании в методе изменения числа окисления.Однако частичной реакцией является также любая реакция, производимая объединением окислительно-восстановительных пар, которые находятся на пути частичной реакции окисления (восстановления).
• объединение уравнений (окислительно-восстановительные пары) — это термин, который нам необходимо объяснить более подробно. При объединении уравнений мы различаем два случая: (1) все окислительно-восстановительные частицы из уравнений, которые мы объединяем, являются простыми окислительно-восстановительными видами, и (2) в уравнениях, которые мы объединяем, есть общие частицы с несколькими окислительно-восстановительными атомами.В первом случае комбинирование — это то же самое, что и суммирование уравнения, хотя во втором случае это уже неверно.

При объединении уравнений, которые имеют общие частицы с несколькими окислительно-восстановительными атомами, мы сначала должны убедиться, что стехиометрический фактор перед компонентами одинаков для обоих уравнений. Затем уравнения объединяются путем копирования общих видов и суммирования остальных. Например, объединив два уравнения окисления для реакции

мы получаем только одну молекулу Sb ₂ S ₃ вместо двух.Если вы внимательно посмотрите на приведенный ниже пример, то заметите, что это вполне логично, поскольку в первой реакции уравновешивается только сурьма, а во второй — только сера. Только в комбинированной реакции два окислительно-восстановительных атома из Sb ₂ S ₃ сбалансированы.

О:

Сб + 3 ₂ С-2 ₃
→
Сб + 5 ₂ О-2 ₅ + 4e ^—

(Сб)

Сб + 3 ₂ С-2 ₃
→
3H + 1S + 6O-2 ₄ ^— + 24e ^—

(С)

Sb ₂ S ₃ → Sb ₂ O ₅ + 3HSO ₄ ^— + 28e ^—

Вы можете комбинировать одно уравнение с несколькими другими.Если уравнение является единственным членом реакции окисления и после объединения необходимо присоединиться к реакциям восстановления, вы можете оставить копию нетронутой в реакции окисления. Естественно, то же самое и в обратном порядке.

В первой реакции из пяти окислительно-восстановительных пар три окислительно-восстановительных пары содержат частицы с несколькими окислительно-восстановительными атомами на правой стороне. Мы можем решить эту проблему, объединив восстановление азота с окислением углерода и восстановлением карбоната. Во втором уравнении диспропорционирование Na ₃ [Co (NO ₂ ) ₆ ] дает три окислительно-восстановительных пары, поэтому мы должны объединить восстановление CoCl ₂ с оставшимися двумя окислительно-восстановительными парами, чтобы гарантировать, что кобальт будет сбалансированы в обеих парциальных реакциях.

РУКОВОДСТВО ПО РАЗДЕЛЕНИЮ РЕДОКС-РЕАКЦИЙ

Независимо от того, балансируем ли мы окислительно-восстановительную реакцию с помощью ионно-электронного метода, метода изменения степени окисления или метода ARS, необходимо разделить ее на реакции окисления и восстановления. Поскольку в учебниках в основном используются простые окислительно-восстановительные реакции, мы подробно опишем и подкрепим примерами весь процесс разделения окислительно-восстановительных реакций на частичные.

1. Определить все пары окислительно-восстановительного потенциала
2. Удалить ненужные окислительно-восстановительные пары
3. Сбалансировать окислительно-восстановительные атомы, не входящие в окислительно-восстановительную пару
4. Сбалансировать не-окислительно-восстановительные атомы, которые присутствуют только в окислительно-восстановительных веществах
5. Объедините оставшиеся уравнения в две полуреакции

1.ИДЕНТИФИКАЦИЯ ВСЕХ ПАРОВ REDOX

Зная степени окисления всех атомов в уравнении, легко определить, какие атомы были окислены, а какие восстановлены:

• если степень окисления атома в правой части уравнения больше, чем в левой части, то атом был окислен,
• , если степень окисления атома в правой части уравнения ниже, чем в левой части, то атом понижен,
• атом, степень окисления которого не изменилась, не участвует в переносе электрона.

Если вы еще не определили степени окисления и не знаете, как это сделать, вы можете найти правила на странице калькулятора чисел окисления.

Запишите все возможные окислительно-восстановительные пары с указанными выше окислительно-восстановительными атомами. Редокс-пара состоит из двух различных степеней окисления (окисленная и восстановленная форма) одного и того же элемента, который находится по обе стороны уравнения.

Окисление: A _{Красный} = A _Ox + ne ^—

Редукция: B _Ox + ne ^— = B _{Красный}

Только небольшое количество окислительно-восстановительных реакций действительно переносит электроны от одной молекулы (или атома) к другой.В большинстве случаев «перенос электронов» применяется только к простому изменению степени окисления окислительно-восстановительного атома. Определение окисления как «увеличение степени окисления» применимо даже к органическим соединениям.

Редокс-реакции в органической химии

Если бы мы применили вышеупомянутые правила к органическим молекулам с большим количеством атомов углерода с разной степенью окисления, мы могли бы получить сотни окислительно-восстановительных пар. Мы оказывались в точке, где лес не был виден из-за деревьев.Таким образом, при работе с органическими соединениями мы можем: а) использовать молекулярные формулы и среднюю степень окисления вместо структурных формул; или б) использовать общую формулу органического соединения, заменяя все, что не меняется до первой связи C-C, аббревиатурой R.

a) Использование средних степеней окисления

Чтобы упростить задачу, мы временно напишем молекулярные формулы и вычислим степени окисления вместо использования структурных формул.В зависимости от соединения степень окисления углерода может быть любым десятичным числом от -4 до +4. Как это выглядит на практике, мы можем увидеть через окисление ксилидина до бензохинона или через восстановление линолевой кислоты до стеариновой кислоты.

Будьте осторожны! Вы не можете просто написать молекулярную формулу и определить в ней степени окисления, следуя правилам. Чтобы получить правильную среднюю степень окисления, вы должны знать структурную формулу соединения.Вы можете определить степень окисления каждого атома только по структурной формуле. Например, при термическом разложении ди-трет-бутилпероксида и периодатном расщеплении 1,2-октандиола одна и та же молекулярная формула (C ₈ H ₁₈ O ₂ ) имеет разные степени окисления (- 2, + 1, -1 или -1,75, +1, -2 соответственно).

Как рассчитывается средняя степень окисления? Проще говоря, разделите сумму степеней окисления всех атомов одного и того же элемента на количество атомов.Например, средние степени окисления в молекулярной формуле ди-трет-бутилпероксида можно рассчитать следующим образом:

C : (-3) * 3 * 1 + (+1) * 1 + (+1) * 1 + (-3) * 3 * 1 = (-16) / 8 = -2

H : (+1) * 3 * 3 + (+1) * 3 * 3 = (+18) / 18 = +1

O : (-1) * 1 + (-1) * 1 = (-2) / 2 = -1

б) Использование общих формул

Мы можем упростить большие органические молекулы, заменив все, что не меняется до первой связи C-C, аббревиатурой R.В отличие от радикалов в органической химии, этот R не может быть водородом, и вы не можете записать, например, спирты общей формулой ROH (правильный способ — написать R-CH ₂ OH). Поскольку электроны поровну разделены между двумя атомами углерода, группа R не изменяет степень окисления атома углерода, с которым она связана. Поскольку нас интересует только изменение степеней окисления, мы можем присоединить любую желаемую степень окисления к группе R. Используя общие формулы, напишем тест Толленса для альдегидов и восстановления карбоновых кислот до соответствующих первичных спиртов.

После того, как мы сбалансируем наше уравнение, мы заменим временные молекулярные формулы (или общие формулы), которые мы использовали, структурными формулами из задачи.

2. УДАЛИТЕ НЕОБХОДИМЫЕ РЕДОКС-ПАРЫ

Некоторые из построенных нами окислительно-восстановительных пар маловероятны или просто не нужны. Такие окислительно-восстановительные пары могут быть построены из атомов, которые, несмотря на различную степень окисления в левой и правой частях уравнения, не являются окислительно-восстановительными атомами, или из атомов, которые играют двойную роль, одновременно ведя себя как окислительно-восстановительные и не окислительно-восстановительные атомы.Однако в некоторых уравнениях окислительно-восстановительного потенциала невозможно определить роль атома, не зная химической реакции, описываемой этим уравнением.

При разработке метода ARS мы столкнулись с парой правил, которые помогут вам решить, какие окислительно-восстановительные пары оставить, а какие отбросить. Чтобы правила были более понятными, мы также проиллюстрировали каждое из них на примере. Однако эти правила не являются законами. Их единственная цель — помочь вам разделить уравнение на парциальные реакции окисления и восстановления.Таким образом, независимо от того, как вы комбинируете или стираете окислительно-восстановительные пары, должно выполняться одно правило:

Правило 0: Всегда должна оставаться хотя бы одна реакция окисления и хотя бы одна реакция восстановления.

Поддельные окислительно-восстановительные атомы

Правило 1: Все атомы определенного элемента не являются окислительно-восстановительными атомами.

Если у элемента одинаковые степени окисления с обеих сторон уравнения, то это не окислительно-восстановительный элемент.Все окислительно-восстановительные пары, в которых его атомы участвуют как окислительно-восстановительные атомы, должны быть удалены.

В первом уравнении сера имеет одинаковые степени окисления в обеих частях уравнения (+6 и -2). Точно так же азот во втором уравнении имеет одинаковые степени окисления с обеих сторон уравнения (+5 и -3).

Правило 2: Некоторые окислительно-восстановительные атомы на самом деле не являются окислительно-восстановительными атомами.

Если элемент имеет разные степени окисления в левой и правой частях уравнения, и мы знаем, что его атом определенной степени окисления не участвует в электронном обмене (это не окислительно-восстановительный атом), мы должны удалить все окислительно-восстановительные пары, в которых этот не-окислительно-восстановительный атом выступает как окислительно-восстановительный атом.

В этих реакциях цианид-ион и аммоний являются зрителями. Мы знаем, что азот из цианид-иона и аммоний не участвует в переносе электрона, поэтому мы должны удалить все окислительно-восстановительные пары, в которых он проявляется как окислительно-восстановительный атом.

Атомы двойной роли

Правило 3: У окислительно-восстановительного атома есть не-окислительно-восстановительный «двойник» на левой стороне.

Если окислительно-восстановительный атом с определенной степенью окисления, присутствующий в одной или нескольких окислительно-восстановительных частицах в правой части уравнения скелета, одновременно появляется в не-окислительно-восстановительных формах слева, все окислительно-восстановительные пары, приводящие к этой степени окисления, за исключением одной присутствующие в простейших окислительно-восстановительных веществах, должны быть удалены.Самая простая окислительно-восстановительная разновидность — та, которая имеет наименьшее количество окислительно-восстановительных атомов. Этот окислительно-восстановительный атом не нужно уравновешивать в окислительно-восстановительной паре. Количество окислительно-восстановительных атомов на левой стороне определяет, сколько электронов было обменено, в то время как на правой стороне может быть больше или меньше этих атомов. Например:

В первой реакции не имеет значения, какой вид хлорида мы выберем, потому что ни один из них не содержит других окислительно-восстановительных атомов. Во второй реакции мы сохраним только K ₂ SO ₄ , потому что это единственная разновидность, которая содержит серу (VI) без других окислительно-восстановительных атомов.

Правило 4: У окислительно-восстановительного атома есть не-окислительно-восстановительный «двойник» с правой стороны.

В зависимости от количества разновидностей, содержащих окислительно-восстановительный атом, это правило может иметь два различных случая:

a) Редокс-атом с определенной степенью окисления присутствует в большем количестве редокс-частиц. Если несколько окислительно-восстановительных пар на левой стороне содержат окислительно-восстановительные атомы с той же степенью окисления, что и частицы на правой стороне, все реакции, кроме простейших, должны быть удалены.Зачем их убирать? Учитывая, что мы можем выбрать, какие виды будут окислены / восстановлены, а какие не будут окислительно-восстановительными, мы всегда будем выбирать простейшие виды в качестве окислительно-восстановительных.

Поскольку мы можем выбрать, какие частицы с атомом азота (V) будут восстановлены, мы выберем HNO ₃ , потому что она содержит только один окислительно-восстановительный атом, в отличие от Fe (NO ₃ ) ₂ . Если мы изменим наш выбор и выберем более сложные частицы ((NH ₄ ) ₂ S ₂ O ₈ ) во второй реакции, программа не сможет сбалансировать уравнение.

b) Редокс-атом с определенной степенью окисления присутствует только в одной редокс-разновидности. В этом случае окислительно-восстановительные и не окислительно-восстановительные атомы суммируются в одном и том же виде. Поскольку эта разновидность является единственным источником окислительно-восстановительных и не окислительно-восстановительных атомов, перенос электронов должен быть записан для каждого окислительно-восстановительного атома, который действительно окислился или восстановился, а не для каждого атома, присутствующего в этом виде.

Так как я до сих пор не написал алгоритм решения этого «правила», я оставлю два примера, чтобы вы разобрались с ними.Оба уравнения полностью разрешимы.

Знание — ключ

Правило 5: Редокс-атом одновременно является продуктом и реагентом.

Если окислительно-восстановительный атом с одинаковой степенью окисления обнаружен слева в одной окислительно-восстановительной паре и справа в другой — одна из окислительно-восстановительных пар должна быть удалена (они аннулируются). Чтобы выбрать, какую редокс-пару нужно удалить, необходимо знать химическую реакцию.

В первой реакции очевидно, какую редокс-пару нам нужно удалить — восстановление хлората до хлорида.

В случае окисления сероводорода перманганатом калия ситуация намного сложнее. В окислительно-восстановительных процессах с более слабыми окислителями H ₂ S окисляется до элементарной серы. Однако при использовании более сильных окислителей окисление сульфида продолжается до степени окисления +4 или +6. В зависимости от условий эту реакцию можно провести двумя способами:

а) Сульфид-ион окисляется до элементарной серы. В этом случае сульфат-ион является ионом-наблюдателем, поэтому мы используем Правило 2.Уравнение этой реакции:

2KMnO ₄ + 5H ₂ S + 3H ₂ SO ₄ →
2MnSO ₄ + K ₂ SO ₄ + 8H ₂ O + 5S

б) Сульфид-ион частично окисляется до элементарной серы и частично до сульфат-иона. В этом случае добавляется серная кислота, чтобы сделать раствор кислым, поэтому мы используем Правило 3. Поскольку у нас есть сульфат слева от одного и справа от другой окислительно-восстановительной пары, мы также будем использовать Правило 5 — уменьшение сульфат маловероятен и как таковой должен быть удален.Уравнение этой реакции:

2KMnO ₄ + 2H ₂ S + 2H ₂ SO ₄ →
2MnSO ₄ + K ₂ SO ₄ + 4H ₂ O + S

3. БАЛАНСИРОВАНИЕ РЕДОКС АТОМОВ, НЕ ЯВЛЯЮЩИХСЯ ЧАСТЬЮ РЕДОКС ПАРЫ

Когда в одном веществе присутствует несколько атомов, которые меняют степень окисления, мы должны рассчитать перенос электронов для всего вещества.Из-за этого необходимо объединить все окислительно-восстановительные пары, которые имеют частицы с несколькими различными окислительно-восстановительными атомами, в одно уравнение. Комбинированное уравнение затем добавляется к реакциям окисления или восстановления в зависимости от того, теряет или приобретает электроны.

a) Вещество с несколькими окислительно-восстановительными атомами находится слева

Диспропорционирование — это частный случай разновидностей с несколькими окислительно-восстановительными атомами на левой стороне.

b) Вид с множеством окислительно-восстановительных атомов находится справа

4.БАЛАНС НЕРЕДОКС-АТОМОВ, ПРИСУТСТВУЮЩИХ ТОЛЬКО В РЕДОКС-ВИДАХ

Когда не-окислительно-восстановительный атом обнаруживается только в окислительно-восстановительных соединениях, он должен быть сбалансирован до выравнивания переноса электронов. Поскольку окислительно-восстановительные атомы уже уравновешены, не-окислительно-восстановительные атомы можно сбалансировать, только умножив все уравнение (окислительно-восстановительную пару) на некоторый коэффициент, а затем суммируя его с другим уравнением окисления или восстановления. Если возможно, все уравнения, которые имеют разное количество не-окислительно-восстановительных атомов слева и справа, должны быть объединены в пары в реакциях окисления или восстановления.

Не-окислительно-восстановительные атомы, которые уже сбалансированы, не влияют на результат, и их нельзя трогать.

5. ОБЪЕДИНЯЙТЕ ОСТАВШИЕСЯ РЕДОКС-РЕАКЦИИ В ДВЕ ПОЛОВИННЫЕ РЕАКЦИИ

Остальные реакции суммируются в две полуреакции: одну для окисления, а другую для восстановления. В особых случаях, когда у нас есть разновидность с несколькими окислительно-восстановительными атомами, которую мы не смогли сбалансировать на шаге 3, частичные реакции следует объединять, а не суммировать.

Следуя этим пяти простым шагам, вы сможете разделить даже самые сложные реакции на частичные.При этом не всегда необходимо выполнять все пять шагов. Иногда при более простых окислительно-восстановительных реакциях можно получить две частичные реакции уже после первого шага.

Библиография:

1. Э. Генералич, Н. Владиславич, Метод агрегированных окислительно-восстановительных частиц — метод улучшенного изменения числа окисления для балансировки окислительно-восстановительных уравнений, Chemistry Journal , Vol. 4 , № 3, 43-49 (2018)

.

27.7: Реакции алканов — Chemistry LibreTexts

Алканы (самые основные из всех органических соединений) подвергаются очень небольшому количеству реакций. Две более важные реакции — это горение и галогенирование (т. Е. Замещение одного водорода в алкане на один галоген) с образованием галогеналкана. Реакция галогена очень важна в органической химии, потому что она открывает путь для дальнейших химических реакций.

Горение

При полном сгорании (при наличии достаточного количества кислорода) любого углеводорода образуется диоксид углерода и вода.Очень важно, чтобы вы могли написать правильно сбалансированные уравнения для этих реакций, потому что они часто возникают как часть термохимических расчетов. Некоторые проще, чем другие. Например, для алканов алканы с четным числом атомов углерода немного тяжелее, чем с нечетным числом!

Пример \ (\ PageIndex {1} \): Сжигание пропана

Например, с пропаном (C ₃ H ₈ ) вы можете сбалансировать углерод и водород, записывая уравнение.Ваш первый черновик будет:

\ [C_3H_8 + O_2 \ стрелка вправо 3CO_2 + 4H_2O \]

Подсчет кислорода приводит непосредственно к окончательной версии:

\ [C_3H_8 + 5O_2 \ стрелка вправо 3CO_2 + 4H_2O \]

Пример \ (\ PageIndex {2} \): сжигание бутана

С бутаном (C ₄ H ₁₀ ) вы снова можете уравновесить углерод и водород, записывая уравнение.

\ [C_4H_ {10} + O_2 \ rightarrow 4CO_2 + 5H_2O \]

Подсчет кислорода приводит к небольшой проблеме — 13 справа.Простая уловка состоит в том, чтобы позволить себе иметь «шесть с половиной» молекул O ₂ слева.

\ [C_4H_ {10} + 6 \ dfrac {1} {2} \, O_2 \ rightarrow 4CO_2 + 5H_2O \]

Если это вас оскорбляет, удвойте все:

\ [2C_4H_ {10} + 13 O_2 \ стрелка вправо 8CO_2 + 10 H_2O \]

Углеводороды становится труднее воспламенить по мере того, как молекулы становятся больше. Это связано с тем, что более крупные молекулы не так легко испаряются — реакция намного лучше, если кислород и углеводород хорошо смешаны как газы.Если жидкость не очень летучая, только молекулы на поверхности могут реагировать с кислородом. Более крупные молекулы обладают большим притяжением Ван-дер-Ваальса, что затрудняет им отрыв от своих соседей и превращение в газ.

При полном сгорании все углеводороды будут гореть синим пламенем. Однако сгорание имеет тенденцию быть менее полным, поскольку количество атомов углерода в молекулах увеличивается. Это означает, что чем больше углеводород, тем больше вероятность получить желтое дымное пламя.Неполное сгорание (при недостаточном количестве кислорода) может привести к образованию углерода или окиси углерода. Проще говоря, водород в углеводороде получает первый шанс получить кислород, а углерод получает все, что осталось! Присутствие светящихся частиц углерода в пламени делает его желтым, а черный углерод часто виден в дыме. Окись углерода образуется в виде бесцветного ядовитого газа.

Примечание: почему окись углерода ядовита

Кислород переносится по крови гемоглобином, который, к сожалению, связывается с тем же участком гемоглобина, что и кислород.Разница в том, что окись углерода связывается необратимо (или очень сильно), что делает эту конкретную молекулу гемоглобина бесполезной для переноса кислорода. Если вы вдохнете достаточное количество угарного газа, вы умрете от своего рода внутреннего удушья.

Галогенирование алканов

Галогенирование — это замена одного или нескольких атомов водорода в органическом соединении на галоген (фтор, хлор, бром или йод). В отличие от сложных превращений при горении, галогенирование алкана представляет собой простую реакцию замещения , в которой связь C-H разрывается и образуется новая связь C-X.Хлорирование метана, показанное ниже, представляет собой простой пример этой реакции.

CH ₄ + Cl ₂ + энергия → CH ₃ Cl + HCl

Поскольку разрываются только две ковалентные связи (C-H и Cl-Cl) и образуются две ковалентные связи (C-Cl и H-Cl), эта реакция кажется идеальным случаем для механистических исследований и спекуляций. Однако одна сложность состоит в том, что все водородные атомы алкана могут подвергаться замещению, что приводит к смеси продуктов, как показано в следующем несбалансированном уравнении .Относительные количества различных продуктов зависят от пропорции двух используемых реагентов. В случае метана большой избыток углеводорода способствует образованию хлористого метила в качестве основного продукта; тогда как избыток хлора способствует образованию хлороформа и четыреххлористого углерода.

CH ₄ + Cl ₂ + энергия → CH ₃ Cl + CH ₂ Cl ₂ + CHCl ₃ + CCl ₄ + HCl

В присутствии пламени реакции очень похожи на реакцию с фтором — образуется смесь углерода и галогенида водорода.При переходе от фтора к хлору к брому интенсивность реакции значительно снижается. Интересные реакции происходят в присутствии ультрафиолетового света (подойдет солнечный свет). Это фотохимические реакции, которые происходят при комнатной температуре. Мы рассмотрим реакции с хлором, хотя реакции с бромом аналогичны, но развиваются медленнее.

Происходят реакции замещения, в которых атомы водорода в метане поочередно заменяются атомами хлора. В итоге вы получаете смесь хлорметана, дихлорметана, трихлорметана и тетрахлорметана.

Исходная смесь бесцветного и зеленого газа будет производить пары хлористого водорода и туман органических жидкостей. Все органические продукты являются жидкими при комнатной температуре, за исключением хлорметана, который представляет собой газ.

Если вы использовали бром, вы могли бы либо смешать метан с парами брома, либо пропустить метан через жидкий бром — в любом случае под воздействием УФ-излучения. Исходная смесь газов, конечно, была бы красно-коричневой, а не зеленой.Нельзя использовать эти реакции как средство получения этих органических соединений в лаборатории, потому что смесь продуктов будет слишком утомительной для разделения. Механизмы реакций описаны на отдельных страницах.

Алканы более крупные и хлор

Вы снова получите смесь продуктов замещения, но стоит кратко взглянуть на то, что произойдет, если будет замещен только один из атомов водорода (монозамещение) — просто чтобы показать, что все не всегда так просто, как кажется! Например, с пропаном можно получить один из двух изомеров:

Если бы случай был единственным фактором, вы ожидали бы получить в три раза больше изомера с хлором на конце.Есть 6 атомов водорода, которые можно заменить на концевых атомах углерода, по сравнению только с 2 атомами в середине. Фактически, вы получаете примерно одинаковое количество каждого из двух изомеров. Если вы используете бром вместо хлора, большая часть продукта будет там, где бром присоединен к центральному атому углерода.

Циклоалканы

Реакции циклоалканов, как правило, такие же, как и у алканов, за исключением очень маленьких, особенно циклопропана. В присутствии ультрафиолетового света циклопропан будет вступать в реакции замещения хлором или бромом, как и нециклический алкан.Однако он также может реагировать в темноте. В отсутствие УФ-света циклопропан может вступать в реакции присоединения, в которых кольцо разрывается. Например, с бромом циклопропан дает 1,3-дибромпропан.

Это все еще может происходить в присутствии света, но вы также получите реакцию замещения. Кольцо сломано, потому что циклопропан сильно страдает от деформации кольца. Валентные углы в кольце составляют 60 °, а не нормальное значение около 109.5 °, когда углерод образует четыре одинарные связи. Перекрытие между атомными орбиталями при образовании углерод-углеродных связей менее хорошее, чем обычно, и существует значительное отталкивание между связующими парами. Система становится более стабильной, если кольцо сломано.

.