|
|
Учебник для 11 класса Естествознание§ 15. Химические реакции и их классификация
Классификация химических реакций по разным признакам. Химия как часть естествознания изучает не только свойства веществ, но и их превращения, стремится использовать такие процессы для получения соединений с новыми, полезными для человека свойствами.
В основу классификации химических реакций могут быть положены самые разные признаки. Имеются достаточно большие группы реакций, одни из которых не сопровождаются изменением состава вещества, а другие протекают с изменением состава вещества. Последняя группа химических реакций тоже делится по различным признакам: изменению числа, состава реагентов и продуктов реакции; выделению или поглощению теплоты; изменению степеней окисления атомов, образующих вещества, направлению процесса; использованию катализатора; агрегатному состоянию веществ. Рассмотрим все эти группы. Реакции без изменения состава вещества. В неорганической химии к реакциям, в ходе которых не происходит изменения состава вещества, можно отнести процессы взаимопревращения различных аллотропных модификаций одного химического элемента. Очень интересно, а в настоящее время и практически значимо, например, превращение одной аллотропной модификации углерода (графита) в другую (алмаз): С (графит) С (алмаз). Как вы уже знаете, обе аллотропные модификации углерода — и алмаз, и графит — имеют атомную кристаллическую решётку, но разной геометрии: у алмаза она объёмная тетраэдрическая, а у графита — плоскостная. В 1954 г. учёные из лаборатории знаменитой американской фирмы «Дженерал электрик» получили чёрные кристаллики искусственных алмазов массой 0,05 г при экстремальных условиях — давлении в 100 000 атм и температуре +2600 °С. Такие алмазы стоили в сотни раз дороже природных. Но уже в течение последующих десяти лет были разработаны технологии, позволяющие получить в одной камере за несколько минут 20 и более граммов алмазов. Современное производство искусственных алмазов основано на их получении из графита не только при сверхвысоких, но и при низких давлениях. Такие алмазы сравнительно дёшевы и используются преимущественно в технических целях — в металлургии и машиностроении, радиоэлектронике и приборостроении, геологоразведке и горной промышленности. В истории химии яркий след оставила аллотропия фосфора. Процесс взаимопревращений его наиболее известных модификаций можно выразить схематически следующим образом: Р (белый) Р (красный). Фосфор красный имеет атомную кристаллическую решётку, а фосфор белый — молекулярную и соответственно формулу Р4. Исторически первым был получен белый фосфор. В 1669 г. немецкий алхимик Х. Брант (ок. 1630 — ок. 1710), пытаясь прокаливанием сухого остатка мочи получить так называемый философский камень, получил светящиеся белые кристаллики вещества. Он назвал вещество фосфором, что в переводе с греческого означает «светоносный» (рис. 66). А красный фосфор впервые был получен в 1847 г. в Швейцарии австрийским химиком А. Шрёттером (1802—1875) при нагревании белого фосфора при +500 °С в атмосфере угарного газа в запаянной стеклянной ампуле.
Рис. 66. Дж. Райт. Ал химик, открывающий фосфор. 1771 Ещё один пример. Покорители Южного полюса из экспедиции Р. Скотта не учли взаимопревращения аллотропных модификаций олова: Sn (белое) Sn (серое). Белое олово — это мягкий пластичный металл, с которым мы чаще всего и сталкиваемся. Однако при понижении температуры оно может превращаться в серое олово — порошок со всеми свойствами неметаллов. Этот процесс катализируется самим серым оловом: достаточно появиться всего лишь одной его пылинке, как процесс уже невозможно остановить: изделие из белого блестящего металла рассыпается, превращаясь в серый невзрачный порошок. Учёные образно назвали это явление «оловянной чумой». Именно она и стала причиной гибели экспедиции Р. Скотта, пытавшегося в 1912 г. покорить Южный полюс. Дело в том, что железные канистры для хранения продуктов и керосина были запаяны оловом. На сильном морозе оловянный припой рассыпался, и экспедиция осталась без топлива. В органической химии реакции подобного типа относят к реакциям изомеризации. Реакции соединения. Все типы реакций, о которых будет рассказано далее, сопровождаются изменением числа, состава реагентов и продуктов реакции. Начнём их изучение с реакции соединения.
Многообразие реакции соединения можно продемонстрировать на примере трёх этапов получения серной кислоты из серы: а) оксида серы (IV): S + O2 = SO2 (из двух простых веществ — одно сложное); б) оксид серы (VI): 2SO2 + O2 2SO3 (из простого и сложного веществ — одно сложное); в) серная кислота: SO3 + Н2O = H2SO4 (из двух сложных веществ — новое сложное). Мы выбрали этот пример не только потому, что он максимально иллюстрирует палитру реакций соединения, но и потому, что продукт этих реакций — серная кислота, по образному выражению Д. И. Менделеева, является «хлебом химической промышленности» (рис. 67).
Рис. 67. Применение серной кислоты Реакции разложения. Это следующий тип реакций, в ходе которых меняется число, состав реагентов и продуктов реакции.
Всё многообразие таких реакций можно рассмотреть на вариантах получения кислорода лабораторными способами: а) разложение оксида ртути (II): 2Hg2O 2Hg + O2 (именно этим способом Дж. Пристли (1733— 1804) в 1774 г. впервые получил кислород); б) разложение пероксида водорода: 2H2O2 = 2H2O + O2; в) разложение перманганата калия: 2KMnO4 K2MnO4 + МпО2 + O2. Реакции замещения. Эти реакции протекают между простыми и сложными веществами.
Примером таких процессов могут служить реакции, характеризующие, например, свойства металлов: а) взаимодействие щелочных и щёлочноземельных металлов с водой: 2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2; б) взаимодействие металлов с кислотами в растворе: Zn + 2НСl = ZnCl2 + Н2; в) взаимодействие металлов с солями в растворе: Fе + CuSO4 = Си + FeSO4; г) металлотермия, т. е. вытеснение более активными металлами менее активных из их оксидов: 2Аl + Fе2O3 = Al2O3 + 2Fe. Реакции обмена. И наконец, последний тип реакций из рассматриваемой группы. Реакции обмена протекают между двумя сложными веществами.
Если реакции обмена протекают в растворе, то они возможны только в том случае, когда в результате образуется осадок, газ или мало-диссоциирующее вещество (например, вода): а) красивый золотисто-жёлтый осадок иодида свинца образуется в результате реакции обмена между растворами иодида натрия и нитрата свинца: 2NaI + Pb(NO3)2 = PbI2↓ + 2NaNO3; б) образование газа можно заметить, если в раствор соляной кислоты прилить раствор карбоната металла: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O; в) раствор обесцветится, так как произойдёт не просто реакция обмена, а реакция нейтрализации, если к раствору щёлочи добавить несколько капель фенолфталеина (окраска станет малиновой), а затем прилить кислоты до исчезновения цвета: КОН + HNO3 = KNO3 + H2O. Экзотермические и эндотермические реакции. Следующая группа химических реакций, протекающих с изменением состава вещества, объединена по признаку выделения и поглощения теплоты, но в неё входят и некоторые типы реакций из предыдущей группы. Как правило, почти все реакции соединения протекают с выделением теплоты.
Частным случаем экзотермических реакций являются реакции горения: 2Mg + О2 = 2MgO + Q.
За небольшим исключением почти все реакции разложения являются эндотермическими. Например, обжиг известняка — эндотермическая реакция: СаСО3 СаО + CO2 - Q. Закрепим уже рассмотренные классификации химических реакций, для чего охарактеризуем реакцию синтеза оксида серы (IV):
Эта реакция:
В следующем параграфе речь пойдёт о скорости химических реакций, которая зависит от многих факторов, в том числе и от условий протекания реакций: температуры, присутствия катализатора. Теперь вы знаете
Теперь вы можете
Выполните задания
Темы для рефератов
|
|
|