- Ķīmiskās reakcijas koncepcija
- Ķīmisko reakciju raksturojums
- Kinētika
- Mīklas saglabāšana
- Fiziskās izmaiņas un / vai stāvokļa izmaiņas
- Krāsu variācija
- Gāzu izdalīšanās
- Temperatūras izmaiņas
- Ķīmiskās reakcijas daļas
- Reaģenti un produkti
- Reakcijas vide
- Kuģi vai reaktori
- Ķīmisko reakciju veidi
- - oksidēšanās-reducēšanās (redox)
- Vara oksidēšana
- Dzelzs un kobalts
- Jods un mangāns
- Sadegšana
- - sintēze
- Jonu savienojumi
- Koordinācija
- - sadalīšanās
- Klases vulkāns
- - pārvietojums
- No ūdeņraža
- No metāliem un halogēniem
- - Gāzes veidošanās
- - metatēze vai dubultā pārvietošana
- Nokrišņi
- Bāzes skābe
- Ķīmisko reakciju piemēri
- Pārvietojums
- Neitralizācija
- Divkāršā ritināšana
- Redokss
- Atrisināti ķīmisko reakciju vingrinājumi
- - 1. vingrinājums
- - 2. vingrinājums
- - 3. vingrinājums
- Atsauces
Šīs ķīmiskās reakcijas ir pakļautas cieš izmaiņas sakārtošanai to starpnieka atomiem, un, ja divas vielas ir dažādi savienojumi vai kontakts. Procesā rodas izmaiņas, kuras var uzreiz redzēt; piemēram, temperatūras paaugstināšanās, dzesēšana, gāzu veidošanās, mirgošana vai cietas vielas nokrišņi.
Biežākās ķīmiskās reakcijas ikdienā bieži paliek nepamanītas; tūkstošiem no tiem tiek veikti mūsu ķermenī. Tomēr citi ir redzamāki, jo mēs tos varam pagatavot virtuvē, izvēloties pareizos traukus un sastāvdaļas; piemēram, cepamā soda sajaukšana ar etiķi, cukura izkausēšana ūdenī vai sarkano kāpostu sulas paskābināšana.
Cepamā soda un etiķa reakcija ir atkārtotas ķīmiskās reakcijas piemērs ēdiena gatavošanā. Avots: Kate Ter Haar (https://www.flickr.com/photos/katerha/5703151566)
Laboratorijās ķīmiskās reakcijas kļūst ierastākas un izplatītākas; tie visi ir vārglāzēs vai Erlenmeijera kolbās. Ja viņiem ir kaut kas kopīgs, tad tas nav nekas vienkāršs, jo tie slēpj sadursmes, saites pārtraukumus, mehānismus, saites veidošanos, enerģētiskos un kinētiskos aspektus.
Ir ķīmiskas reakcijas, kas ir tik pārsteidzošas, ka hobiji un zinātnieki, zinot reaģentu toksikoloģiju un dažus drošības pasākumus, reproducē tos lielā mērogā aizraujošos demonstrācijas pasākumos.
Ķīmiskās reakcijas koncepcija
Ķīmiskās reakcijas notiek, ja saite (jonu vai kovalenta) tiek salauzta, tā vietā izveidojoties citai; divi atomi vai to kopums pārstāj spēcīgi mijiedarboties, lai iegūtu jaunas molekulas. Pateicoties tam, var noteikt savienojuma ķīmiskās īpašības, tā reaģētspēju, stabilitāti ar to, ko tas reaģē.
Papildus tam, ka tas ir atbildīgs par ķīmiskajām reakcijām, kuras viela pastāvīgi pārveidojas, neietekmējot tās atomus, tās izskaidro savienojumu rašanos, kā mēs tos zinām.
Lai saites saplīst, nepieciešama enerģija, un, kad saites tiek izveidotas, tā tiek atbrīvota. Ja absorbētā enerģija ir lielāka par atbrīvoto, tiek uzskatīts, ka reakcija ir endotermiska; mums ir apkārtnes dzesēšana. Tā kā, ja izdalītais siltums ir lielāks par absorbēto, tā būs eksotermiska reakcija; apkārtne tiek apsildīta.
Ķīmisko reakciju raksturojums
Kinētika
Molekulām teorētiski jāsakrīt savā starpā, nesot tām pietiekami daudz kinētiskās enerģijas, lai veicinātu saites pārrāvumu. Ja to sadursmes ir lēnas vai neefektīvas, ķīmiskā reakcija tiek ietekmēta kinētiski. Tas var notikt vai nu ar vielu fizikālajiem stāvokļiem, vai ar to ģeometriju vai struktūru.
Tādējādi reakcijā viela tiek pārveidota, absorbējot vai izdalot siltumu, tajā pašā laikā tā notiek sadursmes, kas veicina produktu veidošanos; jebkuras ķīmiskās reakcijas vissvarīgākie komponenti.
Mīklas saglabāšana
Sakarā ar masas saglabāšanas likumu, kopējās masas sastāvs paliek nemainīgs pēc ķīmiskas reakcijas. Tādējādi katras vielas individuālo masu summa ir vienāda ar iegūtā rezultāta masu.
Fiziskās izmaiņas un / vai stāvokļa izmaiņas
Ķīmiskās reakcijas rašanās var būt saistīta ar sastāvdaļu stāvokļa maiņu; tas ir, materiāla cietā, šķidrā vai gāzveida stāvokļa izmaiņas.
Tomēr ne visās stāvokļa izmaiņās notiek ķīmiska reakcija. Piemēram: ja ūdens iztvaiko siltuma ietekmē, ūdens tvaiki, kas rodas pēc šīs stāvokļa maiņas, joprojām ir ūdens.
Krāsu variācija
Starp fizikālajām īpašībām, ko rada ķīmiska reakcija, izceļas reaģentu krāsas izmaiņas, salīdzinot ar galaprodukta krāsu.
Šī parādība ir pamanāma, novērojot metālu ķīmisko reakciju ar skābekli: metālam oksidējoties, tas maina raksturīgo krāsu (atkarībā no gadījuma ar zeltu vai sudrabu), pārvēršot sarkanīgi oranžu nokrāsu, kas pazīstama kā rūsa.
Gāzu izdalīšanās
Šī īpašība izpaužas kā burbuļošana vai ar īpašu smaku izdalīšanos.
Parasti burbuļi parādās kā šķidruma pakļaušanas augstām temperatūrām sekas, kas izraisa reakcijas molekulu kinētiskās enerģijas palielināšanos.
Temperatūras izmaiņas
Ja siltums ir ķīmiskās reakcijas katalizators, galaproduktā tiek izraisītas temperatūras izmaiņas. Tādējādi siltuma ievade un izvade procesā var būt arī ķīmisko reakciju raksturlielumi.
Ķīmiskās reakcijas daļas
Reaģenti un produkti
Jebkuru ķīmisku reakciju attēlo ar šāda veida vienādojumu:
A + B → C + D
Kur A un B ir reaģenti, bet C un D ir produkti. Vienādojums mums saka, ka atoms vai molekula A reaģē ar B, iegūstot produktus C un D. Šī ir neatgriezeniska reakcija, jo reaģenti nevar atkal rasties no produktiem. No otras puses, zemāk redzamā reakcija ir atgriezeniska:
A + B <=> C + D
Ir svarīgi uzsvērt, ka reaģentu masai (A + B) jābūt vienādai ar produktu masu (C + D). Pretējā gadījumā mīkla netiktu saglabāta. Tāpat atomu skaitam noteiktā elementā jābūt vienādam pirms un pēc bultiņas.
Virs bultiņas ir norādītas dažas īpašas reakcijas specifikācijas: temperatūra (Δ), ultravioletā starojuma biežums (hv) vai izmantotais katalizators.
Reakcijas vide
Ciktāl tas attiecas uz dzīvi un reakcijām, kas notiek mūsu ķermenī, reakcijas vide ir ūdens (ac). Tomēr ķīmiskās reakcijas var notikt jebkurā šķidrā vidē (etanolā, ledus etiķskābē, toluolā, tetrahidrofurānā utt.), Kamēr reaģenti ir labi izšķīduši.
Kuģi vai reaktori
Kontrolētas ķīmiskās reakcijas notiek traukā, neatkarīgi no tā, vai tas ir vienkāršs stikla trauks, vai nerūsējošā tērauda reaktorā.
Ķīmisko reakciju veidi
Ķīmisko reakciju veidi ir balstīti uz to, kas notiek molekulārā līmenī; kuras saites ir salauztas un kā atomi galu galā pievienojas. Tāpat tiek ņemts vērā, vai sugas iegūst vai zaudē elektronus; kaut arī lielākajā daļā ķīmisko reakciju tas notiek.
Šeit mēs izskaidrojam dažāda veida ķīmiskās reakcijas, kas pastāv.
- oksidēšanās-reducēšanās (redox)
Vara oksidēšana
Patīnas piemērā notiek oksidācijas reakcija: metāliskais varš skābekļa klātbūtnē zaudē elektronus, lai pārveidotos par atbilstošo oksīdu.
4Cu (s) + O 2 (g) => Cu 2 O (s)
Vara (I) oksīds turpina oksidēties līdz vara (II) oksīdam:
2Cu 2 O (s) + O 2 => 4 CuO (s)
Šis ķīmiskās reakcijas veids, kurā sugas palielina vai samazina to oksidācijas skaitu (vai stāvokli), ir pazīstams kā oksidācijas un reducēšanās (redokss) reakcija.
Metālisks varš ar oksidācijas stāvokli 0 vispirms zaudē vienu elektronu, bet pēc tam otru (oksidējas), kamēr skābeklis paliek (reducējas):
Cu => Cu + + e -
Cu + => Cu 2+ + e -
O 2 + 2e - => 2O 2-
Elektronu ieguvumu vai zudumu var noteikt, aprēķinot atomu oksidācijas numurus iegūto savienojumu ķīmiskajās formulās.
Attiecībā uz Cu 2 O ir zināms, ka, tā kā tas ir oksīds, mums ir O 2- anjons , tāpēc, lai lādiņus neitralizētu, katram no diviem vara atomiem jābūt +1 lādiņam. Ļoti līdzīgi notiek ar CuO.
Varš, kad oksidējas, iegūst pozitīvus oksidācijas skaitļus; un skābeklis, kas jāsamazina, negatīvo oksidācijas skaitļi.
Dzelzs un kobalts
Papildu piemēri redoksreakcijām ir parādīti zemāk. Turklāt tiks sniegts īss komentārs un precizētas izmaiņas oksidācijas skaitā.
FeCl 2 + COCI 3 => FeCl 3 + COCI 2
Ja tiek aprēķināti oksidācijas skaitļi, jāatzīmē, ka Cl skaitļi paliek ar nemainīgu vērtību -1; ne tā, ar Ticības un Co.
No pirmā acu uzmetiena dzelzs ir oksidējies, bet kobalts ir samazināts. Kā tu zini? Jo dzelzs tagad mijiedarbojas ne ar diviem Cl anjoniem - bet ar trim, hlora atoms (neitrāls) ir vairāk electronegative nekā dzelzs un kobalta. No otras puses, ar kobaltu notiek tieši pretēji: tas notiek no mijiedarbības ar trim Cl - diviem no tiem.
Ja iepriekš minētais pamatojums nav skaidrs, tad mēs turpinām rakstīt elektronu tīrā pārnešanas ķīmiskos vienādojumus:
Fe 2+ => Fe 3+ + e -
Co 3+ + e - => Co 2+
Tāpēc Fe 2+ tiek oksidēts, bet Co 3+ tiek samazināts.
Jods un mangāns
6KMnO 4 + 5KI + 18HCl => 6MnCl 2 + 5KIO 3 + 6KCl + 9H 2 O
Iepriekš minētais ķīmiskais vienādojums var šķist sarežģīts, bet tas tā nav. Hlors (Cl - ) un skābeklis (O 2 ) iegūst vai zaudē elektronus. Jods un mangāns, jā.
Ņemot vērā tikai savienojumus ar jodu un mangānu, mums ir:
KI => KIO 3 (oksidācijas skaitlis: no -1 līdz +5, zaudē sešus elektronus)
KMnO 4 => MnCl 2 (oksidācijas skaitlis: no +7 līdz +2, iegūst piecus elektronus)
Jods tiek oksidēts, bet mangāns tiek reducēts. Kā zināt, neveicot aprēķinus? Tā kā jods notiek no klātbūtnes ar kāliju līdz mijiedarbībai ar trim skābekļiem (vairāk elektronegatīvs); savukārt mangāns zaudē mijiedarbību ar skābekli, lai būtu ar hloru (mazāk elektronegatīvs).
KI nevar zaudēt sešus elektronus, ja KMnO 4 iegūst piecus; tāpēc elektronu skaitam jābūt līdzsvarotam vienādojumā:
5 (KI => KIO 3 + 6e - )
6 (KMnO 4 + 5e - => MnCl 2 )
Rezultātā notiek 30 elektronu neto pārsūtīšana.
Sadegšana
Degšana ir enerģiska un enerģētiska oksidācija, kurā izdalās gaisma un siltums. Parasti šāda veida ķīmiskās reakcijās skābeklis piedalās kā oksidētājs vai oksidētājs; savukārt reducējošais līdzeklis ir degviela, kas dienas beigās sadedzina.
Kur ir pelni, tur notika sadegšana. Tie galvenokārt sastāv no oglekļa un metālu oksīdiem; kaut arī tā sastāvs loģiski ir atkarīgs no tā, kāda bija degviela. Zemāk ir daži piemēri:
C (s) + O 2 (g) => CO 2 (g)
2CO (g) + O 2 (g) => 2CO 2 (g)
C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) => 3CO 2 (g) + 4H 2 O (g)
Katrs no šiem vienādojumiem atbilst pilnīgai sadegšanai; tas ir, visa degviela reaģē ar skābekļa pārpalikumu, lai garantētu tās pilnīgu pārveidošanu.
Tāpat jāpiebilst, ka CO 2 un H 2 O ir galvenie gāzveida produkti, kad deg oglekļa ķermeņi (piemēram, koks, ogļūdeņraži un dzīvnieku audi). Neizbēgami, ka nepietiekama skābekļa, kā arī mazāk skābekli saturošu gāzu, piemēram, CO un NO, dēļ veidojas kāda oglekļa alotropa.
- sintēze
Sintēzes reakcijas grafiskais attēlojums. Avots: Gabriel Bolívar.
Augšējā attēlā parādīts ārkārtīgi vienkāršs attēlojums. Katrs trīsstūris ir savienojums vai atoms, kas savienojas, veidojot vienotu savienojumu; divi trīsstūri veido paralelogrammu. Masas palielinās, un produkta fizikālās un ķīmiskās īpašības daudzkārt ļoti atšķiras no tā reaģentu īpašībām.
Piemēram, sadedzinot ūdeņradi (kas arī ir redoksreakcija), rodas ūdeņraža oksīds vai skābekļa hidrīds; labāk pazīstams kā ūdens:
H 2 (g) + O 2 (g) => 2H 2 O (g)
Kad abas gāzes ir sajauktas, augstā temperatūrā tās sadedzina, veidojot gāzveida ūdeni. Temperatūrai atdziestot, tvaiki kondensējas, iegūstot šķidru ūdeni. Vairāki autori šo sintēzes reakciju uzskata par vienu no iespējamām alternatīvām fosilā kurināmā aizstāšanai enerģijas iegūšanā.
HH un O = O saites saplīst, veidojot divas jaunas vienotās saites: HOH. Ūdens, kā labi zināms, ir unikāla viela (ārpus romantiskās izpratnes), un tā īpašības ievērojami atšķiras no gāzveida ūdeņraža un skābekļa.
Jonu savienojumi
Jonu savienojumu veidošanās no to elementiem ir arī sintēzes reakcijas piemērs. Viens no vienkāršākajiem ir 1. un 2. grupas metālu halogenīdu veidošanās. Piemēram, kalcija bromīda sintēze:
Ca (s) + Br 2 (l) => CaBr 2 (s)
Šāda veida sintēzes vispārīgais vienādojums ir:
M (s) + X 2 => MX 2 (s)
Koordinācija
Kad izveidotais savienojums elektroniskajā ģeometrijā ietver metālisku atomu, tad tiek teikts, ka tas ir komplekss. Kompleksos metāli paliek piesaistīti ligandiem ar vājām kovalentām saitēm, un tos veido koordinācijas reakcijas.
Piemēram, jums ir 3+ komplekss . Tas veidojas, kad Cr 3+ katjons atrodas amonjaka molekulu NH 3 klātbūtnē , kas darbojas kā hroma ligandi:
Cr 3+ + 6NH 3 => 3+
Iegūtais koordinācijas oktaedrs ap hroma metāla centru ir parādīts zemāk:
Kompleksa koordinācijas oktaedrs. Avots: Gabriel Bolívar.
Ņemiet vērā, ka hroma 3+ lādiņš kompleksā netiek neitralizēts. Tā krāsa ir purpursarkana, un tieši tāpēc oktaedrs ir attēlots ar šo krāsu.
Daži kompleksi ir interesantāki, tāpat kā noteiktu fermentu gadījumā, kas koordinē dzelzs, cinka un kalcija atomus.
- sadalīšanās
Sadalīšanās ir pretstats sintēzei: savienojums sadalās vienā, divos vai trijos elementos vai savienojumos.
Piemēram, mums ir šādi trīs sadalījumi:
2HgO (s) => 2Hg (l) + O 2 (g)
2H 2 O 2 (l) => 2 H 2 O (l) + O 2 (g)
H 2 CO 3 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l)
HgO ir sarkanīgi cieta viela, kas siltuma ietekmē sadalās metāliskā dzīvsudrabā, melnā šķidrumā un skābeklī.
Ūdeņraža peroksīds vai ūdeņraža peroksīds sadalās, iegūstot šķidru ūdeni un skābekli.
Un ogļskābe savukārt sadalās oglekļa dioksīdā un šķidrā ūdenī.
"Sausāka" sadalīšanās ir tā, ko cieš metāliskie karbonāti:
CaCO 3 (s) => CaO (s) + CO 2 (g)
Klases vulkāns
Amonija dihromāta vulkāna degšana. Avots: Наталия
Sadalīšanās reakcija, kas tika izmantota ķīmijas klasēs, ir amonija dihromāta (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 termiskā sadalīšanās . Šis oranžās krāsas kancerogēns sāls (tāpēc ar to ir jārīkojas ļoti uzmanīgi) deg, izdalot daudz siltuma un iegūstot zaļas krāsas cietu, hroma oksīdu, Cr 2 O 3 :
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (s) => Cr 2 O 3 (s) + 4H 2 O (g) + N 2 (g)
- pārvietojums
Pārvietošanas reakcijas grafiskais attēlojums. Avots: Gabriel Bolívar.
Pārvietošanas reakcijas ir tāda veida redoksreakcija, kurā viens elements savienojumā izspiež otru. Pārvietotais elements galu galā samazina vai iegūst elektronus.
Lai vienkāršotu iepriekšminēto, tiek parādīts augšējais attēls. Apļi attēlo elementu. Tiek novērots, ka laima zaļais aplis izspiež zilo, paliekot ārpusē; bet ne tikai tas, bet zils aplis procesā sarūk, un laima zaļš oksidējas.
No ūdeņraža
Piemēram, mums ir šādi ķīmiskie vienādojumi, lai pakļautu iepriekš izskaidroto:
2AL (s) + 6HCl (aq) => ALCL 3 (aq) + 3H 2 (g)
Zr (s) + 2H 2 O (g) => ZrO 2 (s) + 2H 2 (g)
Zn (s) + H 2 SO 4 (aq) => ZnSO 4 (aq) + H 2 (g)
Kāds ir pārvietotais elements šīm trim ķīmiskajām reakcijām? Ūdeņraža atoms, kas ir samazināts līdz molekulārās ūdeņraža atoma, H 2 ; tas kļūst no oksidācijas skaita no +1 līdz 0. Ņemiet vērā, ka metāli alumīnijs, cirkonijs un cinks var aizstāt skābju un ūdens ūdeņradi; kamēr varš, ne sudrabs un zelts, to nevar.
No metāliem un halogēniem
Tāpat ir arī šīs divas papildu pārvietošanas reakcijas:
Zn (s) + CuSO 4 (aq) => Cu (s) + ZnSO 4 (aq)
Cl 2 (g) + 2NaI (aq) => 2NaCl (aq) + I 2 (s)
Pirmajā reakcijā cinks izspiež mazāk aktīvo metāla varu; cinks oksidējas, kamēr varš ir samazināts.
No otras puses, otrajā reakcijā hlors, kas ir vairāk reaģējošs elements nekā jods, to izspiež nātrija sālī. Šeit ir otrādi: visreaģējošāko elementu samazina, oksidējot pārvietoto elementu; tāpēc hlors tiek samazināts, oksidējot jodu.
- Gāzes veidošanās
Reakcijās varēja redzēt, ka vairākas no tām rada gāzes, tāpēc arī nonāk šāda veida ķīmiskās reakcijās. Tāpat par gāzes veidošanās reakcijām tiek uzskatītas iepriekšējās sadaļas reakcijas, kas saistītas ar ūdeņraža aizvietošanu ar aktīvu metālu.
Papildus jau pieminētajiem, piemēram, metālu sulfīdi, pievienojot sālsskābi, izdala sērūdeņradi (kas smaržo pēc sapuvušām olām):
Na 2 S (s) + 2HCl (aq) => 2Nacl (aq) + H 2 S (g)
- metatēze vai dubultā pārvietošana
Divkāršās pārvietošanas reakcijas grafiskais attēlojums. Avots: Gabriel Bolívar.
Metatēzes vai dubultā pārvietojuma reakcijā notiek partneru maiņa bez elektronu pārnešanas; tas ir, to neuzskata par redoksreakciju. Kā redzams attēlā iepriekš, zaļais aplis pārtrauc saikni ar tumši zilo, lai izveidotu saiti ar gaiši zilo apli.
Nokrišņi
Kad kāda no partneriem mijiedarbība ir pietiekami spēcīga, lai pārvarētu šķidruma solvācijas efektu, tiek iegūtas nogulsnes. Nokrišņu reakcijas attēlo šādi ķīmiskie vienādojumi:
AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) => AgCl (s) + NaNO 3 (aq)
CaCl 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) => CaCO 3 (s) + 2NaCl (aq)
Pirmajā reakcijā Cl - aizvieto NO 3 - , veidojot sudraba hlorīdu, AgCl, kas ir baltas nogulsnes. Un otrajā reakcijā CO 3 2 aizvieto Cl -, lai izgulsnētu kalcija karbonātu.
Bāzes skābe
Varbūt vissimboliskākais no metatēzes reakcijām ir skābes bāzes neitralizācija. Visbeidzot, kā piemēri parādītas divas skābes bāzes reakcijas:
HCl (aq) + NaOH (aq) => NaCl (aq) + H 2 O (l)
2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (aq) => BaCl 2 (aq) + 2H 2 O (l)
OH - aizvieto Cl - , veidojot ūdens un hlorīda sāļus.
Ķīmisko reakciju piemēri
Zemāk un zemāk tiks pieminētas dažas ķīmiskās reakcijas ar to attiecīgajiem vienādojumiem un komentāriem.
Pārvietojums
Zn (s) + AgNO 3 (aq) → 2Ag (s) + Zn (NO 3 ) 2 (aq)
Cinks izspiež sudrabu tā nitrātu sālī: tas samazina to no Ag + līdz Ag. Rezultātā metāliskais sudrabs sāk nogulsnēties barotnē, ko mikroskopā novēro kā sudrabainus kokus bez lapām. No otras puses, nitrāts apvienojas ar iegūtajiem Zn 2+ joniem , veidojot cinka nitrātu.
Neitralizācija
CaCO 3 (s) + 2HCl (aq) → CaCl 2 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
Sālsskābe neitralizē kalcija karbonāta sāli, veidojot sāli, kalcija hlorīdu, ūdeni un oglekļa dioksīdu. CO 2 burbuļi uz augšu un tiek atklāti ūdenī. Šo burbuļošanu iegūst arī, pievienojot HCl krītam vai olu čaumalām, kas bagātas ar CaCO 3 .
NH 3 (g) + HCl (g) → NH 4 Cl (s)
Šajā otrajā reakcijā HCl tvaiki neitralizē gāzveida amonjaku. Amonija hlorīda sāls NH 4 Cl veidojas kā bālgans dūms (apakšējais attēls), jo satur gaisā suspendētas ļoti smalkas daļiņas.
Amonija hlorīda veidošanās reakcija. Avots: Adam Rędzikowski
Divkāršā ritināšana
AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO 3 (aq)
Divkāršās pārvietošanas reakcijā notiek "partneru" apmaiņa. Sudrabs maina partnerus ar nātriju. Rezultātā jaunais sāls, sudraba hlorīds, AgCl, izgulsnējas kā piena cieta viela.
Redokss
Barking Dog ķīmiskajā reakcijā izdalās siltums, skaņa un zila gaisma. Avots: Maksims Bilovitskiy caur Wikipedia.
Ir neskaitāmas redoksreakcijas. Viens no iespaidīgākajiem ir Barkin Dog:
8 N 2 O (g) + 4 CS 2 (l) → S 8 (s) + 4 CO 2 (g) + 8 N 2 (g)
Enerģija, kas izdalās, veidojot trīs stabilos produktus, ir tik liela, ka rodas zilgana zibspuldze (augšējais attēls) un ievērojams spiediena pieaugums, ko rada saražotās gāzes (CO 2 un N 2 ).
Un arī to visu pavada ļoti skaļa skaņa, kas līdzīga suņa riešanai. Izgatavotais sērs S 8 pārklāj caurules iekšējās sienas dzeltenā krāsā.
Kura suga ir samazināta un kura oksidējas? Parasti elementiem ir oksidācijas skaitlis 0. Tāpēc produktos esošajam sēram un slāpeklim jābūt sugai, kas ieguvusi vai zaudējusi elektronus.
Sērs oksidēts (pazudušie elektroni), jo tam bija oksidācijas skaitlis -2 CS 2 (C 4+ S 2 2 ):
S 2- → S 0 + 2e -
Kamēr slāpeklis tika reducēts (iegūti elektroni), jo tam bija oksidācijas skaitlis +1 N 2 O (N 2 + O 2 ):
2N + + 2e → N 0
Atrisināti ķīmisko reakciju vingrinājumi
- 1. vingrinājums
Kāds sāls izdalās šādā reakcijā ūdens vidē?
Na 2 S (aq) + FeSO 4 (aq) → ¿?
Parasti visi sulfīdi, izņemot tos, kas veidojas ar sārmu metāliem un amoniju, izgulsnējas ūdens vidē. Ir divkārša pārvietošana: dzelzs saistās ar sēru, bet nātrijs - par sulfātu:
Na 2 S (aq) + FeSO 4 (aq) → FES (s) + Na 2 SO 4 (aq)
- 2. vingrinājums
Kādus produktus iegūsim no šādas reakcijas?
Cu (NO 3 ) 2 + Ca (OH) 2 → ¿?
Kalcija hidroksīds maz šķīst ūdenī; bet vara nitrāta pievienošana palīdz to izšķīdināt, jo tas reaģē, veidojot atbilstošo hidroksīdu:
Cu (NO 3 ) 2 (aq) + Ca (OH) 2 (aq) → Cu (OH) 2 (s) + Ca (NO 3 ) 2 (aq)
Cu (OH) 2 ir uzreiz atpazīstams kā zils nogulsnes.
- 3. vingrinājums
Kāds sāls tiks ražots nākamajā neitralizācijas reakcijā?
Al (OH) 3 (s) + 3HCl (aq) →?
Alumīnija hidroksīds rīkojas kā bāze, reaģējot ar sālsskābi. Neitralizācijas reakcijā uz skābes bāzes (Bronsted-Lowry) vienmēr veidojas ūdens, tāpēc otram produktam jābūt alumīnija hlorīdam, AlCl 3 :
Al (OH) 3 (s) + 3HCl (aq) → ALCL 3 (aq) + 3H 2 O
Šoreiz AlCl 3 neizgulsnējas, jo tas ir sāls (zināmā mērā) šķīst ūdenī.
Atsauces
- Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
- Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
- Ana Zita. (2019. gada 18. novembris). Ķīmiskās reakcijas. Atgūts no: todamateria.com
- Kashyap Vyas. (2018. gada 23. janvāris). 19 atdzist ķīmiskās reakcijas, kuras zinātne pierāda, ir aizraujoši. Atgūts no: interestingengineering.com
- BeautifulChemistry.net (nd). Reakcija. Atgūts no: beautifulchemistry.net
- Wikipedia. (2019. gads). Ķīmiskā reakcija. Atgūts no: en.wikipedia.org