9.1 ما هي التفاعلات الكيميائية
تذكر أننا نسمي التفاعلات الكيميائية أي ظاهرة كيميائية في الطبيعة. أثناء تفاعل كيميائي ، تنكسر بعض الروابط الكيميائية وتتشكل روابط كيميائية أخرى. نتيجة للتفاعل ، يتم الحصول على مواد أخرى من بعض المواد الكيميائية (انظر الفصل 1).
عند القيام بواجبك في الفقرة 2.5 ، تعرفت على الاختيار التقليدي لأربعة أنواع رئيسية من التفاعلات من مجموعة كاملة من التحولات الكيميائية ، وفي نفس الوقت اقترحت أسمائها: التجميع ، التحلل ، الاستبدال وتبادل التفاعلات.
أمثلة على التفاعلات المركبة:
C + O 2 \ u003d CO 2 ؛ (واحد)
Na 2 O + CO 2 \ u003d Na 2 CO 3 ؛ (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \ u003d NH 4 HCO 3. (3)
أمثلة على تفاعلات التحلل:
2Ag 2 O 4Ag + O 2 ؛ (أربعة)
كربونات الكالسيوم 3 CaO + CO 2 ؛ (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
أمثلة على تفاعلات الاستبدال:
CuSO 4 + Fe \ u003d FeSO 4 + Cu ؛ (7)
2NaI + Cl 2 \ u003d 2NaCl + I 2 ؛ (ثمانية)
CaCO 3 + SiO 2 \ u003d CaSiO 3 + CO 2. (9)
| تبادل ردود الفعل- التفاعلات الكيميائية التي تتبادل فيها المواد الأولية ، كما كانت ، الأجزاء المكونة لها. |
أمثلة على تفاعلات التبادل:
Ba (OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O ؛ (عشرة)
HCl + KNO 2 \ u003d KCl + HNO 2 ؛ (أحد عشر)
AgNO 3 + NaCl \ u003d AgCl + NaNO 3. (12)
لا يغطي التصنيف التقليدي للتفاعلات الكيميائية كل تنوعها - فبالإضافة إلى تفاعلات الأنواع الأربعة الرئيسية ، هناك أيضًا العديد من التفاعلات الأكثر تعقيدًا.
يعتمد اختيار نوعين آخرين من التفاعلات الكيميائية على مشاركة أهم جسيمين غير كيميائيين: الإلكترون والبروتون.
أثناء بعض التفاعلات ، يحدث انتقال كامل أو جزئي للإلكترونات من ذرة إلى أخرى. في هذه الحالة ، تتغير حالات الأكسدة لذرات العناصر التي تتكون منها المواد الأولية ؛ من الأمثلة المذكورة ، هذه ردود الفعل 1 و 4 و 6 و 7 و 8. تسمى هذه التفاعلات الأكسدة والاختزال.
في مجموعة أخرى من التفاعلات ، يمر أيون الهيدروجين (H +) ، أي البروتون ، من جسيم متفاعل إلى آخر. تسمى ردود الفعل هذه تفاعلات الحمض القاعديأو تفاعلات نقل البروتون.
من بين الأمثلة المقدمة ، ردود الفعل هذه هي ردود الفعل 3 و 10 و 11. بالقياس مع هذه التفاعلات ، تسمى تفاعلات الأكسدة والاختزال أحيانًا تفاعلات نقل الإلكترون. سوف تتعرف على RIA في المادة 2 ، ومع KOR - في الفصول التالية.
التفاعلات المركبة ، تفاعلات التحلل ، تفاعلات الاستبدال ، تفاعلات التبادل ، تفاعلات REDOX ، تفاعلات قاعدة الحمض.
اكتب معادلات التفاعل المقابلة للمخططات التالية:
أ) HgO Hg + O 2 ( ر) ؛ ب) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3 ؛ ج) Cu (OH) 2 · CuO + H 2 · O ( ر);
د) Al + I 2 AlI 3 ؛ ه) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu ؛ ه) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2 ؛
ز) Al + O 2 Al 2 O 3 ( ر) ؛ ط) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( ر) ؛ ي) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu ؛
ل) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( ر) ؛ م) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( ر) ؛ م) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
حدد النوع التقليدي للتفاعل. لاحظ تفاعلات الأكسدة والاختزال والحمض القاعدي. في تفاعلات الأكسدة والاختزال ، حدد الذرات التي تغير العناصر فيها حالات الأكسدة.
9.2. تفاعلات الأكسدة والاختزال
ضع في اعتبارك تفاعل الأكسدة والاختزال الذي يحدث في أفران الصهر أثناء الإنتاج الصناعي للحديد (بتعبير أدق ، الحديد الزهر) من خام الحديد:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
دعونا نحدد حالات الأكسدة للذرات التي تتكون منها مواد البداية ونواتج التفاعل
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
كما ترون ، زادت حالة أكسدة ذرات الكربون نتيجة التفاعل ، وانخفضت حالة أكسدة ذرات الحديد ، وظلت حالة أكسدة ذرات الأكسجين دون تغيير. وبالتالي ، خضعت ذرات الكربون في هذا التفاعل للأكسدة ، أي أنها فقدت الإلكترونات ( مؤكسد) ، وذرات الحديد بالاختزال ، أي أنها تعلق الإلكترونات ( تعافى) (انظر الفقرة 7.16). لتوصيف الإجمالي ، يتم استخدام المفاهيم مؤكسدو الحد من وكيل.
وهكذا ، في تفاعلنا ، تكون الذرات المؤكسدة عبارة عن ذرات حديد ، والذرات المختزلة هي ذرات كربون.
في تفاعلنا ، يكون العامل المؤكسد هو أكسيد الحديد (III) ، وعامل الاختزال هو أكسيد الكربون (II).
في الحالات التي تكون فيها الذرات المؤكسدة والاختزال جزءًا من نفس المادة (مثال: التفاعل 6 من الفقرة السابقة) ، لا يتم استخدام مفهومي "المادة المؤكسدة" و "المادة المختزلة".
وبالتالي ، فإن العوامل المؤكسدة النموذجية هي مواد تشتمل على ذرات تميل إلى إضافة إلكترونات (كليًا أو جزئيًا) ، مما يقلل من حالة الأكسدة. من المواد البسيطة ، هذه هي في المقام الأول الهالوجينات والأكسجين ، وبدرجة أقل الكبريت والنيتروجين. من المواد المعقدة - المواد التي تحتوي على ذرات في حالات أكسدة أعلى ، لا تميل إلى تكوين أيونات بسيطة في حالات الأكسدة هذه: HNO 3 (N + V) ، KMnO 4 (Mn + VII) ، CrO 3 (Cr + VI) ، KClO 3 (Cl + V) ، KClO 4 (Cl + VII) ، إلخ.
عوامل الاختزال النموذجية هي المواد التي تحتوي على ذرات تميل إلى التبرع بالإلكترونات كليًا أو جزئيًا ، مما يزيد من حالة الأكسدة. من المواد البسيطة ، هذه المعادن الأرضية هي الهيدروجين والقلويات والقلوية ، وكذلك الألومنيوم. من المواد المعقدة - H 2 S والكبريتيدات (S -II) ، SO 2 والكبريتات (S + IV) ، اليود (I -I) ، CO (C + II) ، NH 3 (N -III) ، إلخ.
بشكل عام ، يمكن لجميع المواد المعقدة تقريبًا والعديد من المواد البسيطة أن تظهر خصائص مؤكسدة واختزال. فمثلا:
SO 2 + Cl 2 \ u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 عامل اختزال قوي) ؛
SO 2 + C \ u003d S + CO 2 (t) (SO 2 عامل مؤكسد ضعيف) ؛
C + O 2 \ u003d CO 2 (t) (C هو العامل المختزل) ؛
C + 2Ca \ u003d Ca 2 C (t) (C عامل مؤكسد).
دعونا نعود إلى رد الفعل الذي ناقشناه في بداية هذا القسم.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
لاحظ أنه نتيجة للتفاعل ، تحولت الذرات المؤكسدة (Fe + III) إلى ذرات مختزلة (Fe 0) ، وتحولت ذرات الاختزال (C + II) إلى ذرات مؤكسدة (C + IV). لكن ثاني أكسيد الكربون تحت أي ظرف من الظروف هو عامل مؤكسد ضعيف للغاية ، والحديد ، على الرغم من كونه عامل اختزال ، أضعف بكثير من ثاني أكسيد الكربون في ظل هذه الظروف. لذلك ، لا تتفاعل نواتج التفاعل مع بعضها البعض ، ولا يحدث التفاعل العكسي. المثال أعلاه هو توضيح للمبدأ العام الذي يحدد اتجاه تدفق الإجمالي:
تستمر تفاعلات الأكسدة والاختزال في اتجاه تكوين عامل مؤكسد أضعف وعامل اختزال أضعف.
لا يمكن مقارنة خصائص الأكسدة والاختزال للمواد إلا في ظل نفس الظروف. في بعض الحالات ، يمكن إجراء هذه المقارنة من الناحية الكمية.
أثناء قيامك بواجبك المنزلي للفقرة الأولى من هذا الفصل ، رأيت أنه من الصعب جدًا العثور على معاملات في بعض معادلات التفاعل (خاصة OVR). لتبسيط هذه المهمة في حالة تفاعلات الأكسدة والاختزال ، يتم استخدام الطريقتين التاليتين:
أ) طريقة التوازن الإلكترونيو
ب) طريقة توازن الإلكترون أيون.
ستدرس طريقة توازن الإلكترون الآن ، وعادة ما تتم دراسة طريقة توازن الإلكترون أيون في مؤسسات التعليم العالي.
تعتمد كلتا الطريقتين على حقيقة أن الإلكترونات في التفاعلات الكيميائية لا تختفي في أي مكان ولا تظهر في أي مكان ، أي أن عدد الإلكترونات التي تقبلها الذرات يساوي عدد الإلكترونات التي تمنحها الذرات الأخرى.
يتم تحديد عدد الإلكترونات الممنوحة والمستلمة في طريقة توازن الإلكترون من خلال التغيير في حالة أكسدة الذرات. عند استخدام هذه الطريقة ، من الضروري معرفة تركيبة كل من مواد البداية ونواتج التفاعل.
النظر في تطبيق طريقة التوازن الإلكتروني باستخدام الأمثلة.
مثال 1لنقم بعمل معادلة لتفاعل الحديد مع الكلور. من المعروف أن ناتج هذا التفاعل هو كلوريد الحديد (III). لنكتب مخطط التفاعل:
Fe + Cl 2 FeCl 3.
دعنا نحدد حالات أكسدة ذرات جميع العناصر التي تتكون منها المواد المشاركة في التفاعل:
تتبرع ذرات الحديد بالإلكترونات ، وتتقبلها جزيئات الكلور. نعبر عن هذه العمليات المعادلات الالكترونية:
الحديد -3 ه- \ u003d Fe + III ،
Cl2 + 2 هـ-\ u003d 2Cl -I.
لكي يكون عدد الإلكترونات المعطاة مساويًا لعدد الإلكترونات المستقبلة ، يجب ضرب المعادلة الإلكترونية الأولى في اثنين ، والثانية بثلاثة:
| الحديد -3 ه- \ u003d Fe + III ، Cl2 + 2 ه- = 2Cl –I |
2Fe - 6 ه- \ u003d 2Fe + III ، 3Cl 2 + 6 ه- = 6Cl –I. |
بإدخال المعاملين 2 و 3 في مخطط التفاعل ، نحصل على معادلة التفاعل:
2Fe + 3Cl 2 \ u003d 2FeCl 3.
مثال 2دعونا نكوّن معادلة لتفاعل احتراق الفسفور الأبيض مع زيادة الكلور. من المعروف أن كلوريد الفوسفور (V) يتكون في ظل هذه الظروف:
| + V –I | ||||
| ص 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
تتبرع جزيئات الفوسفور الأبيض بالإلكترونات (تتأكسد) ، وتتقبلها جزيئات الكلور (مخفضة):
| ص4-20 ه- = 4P + V. Cl2 + 2 ه- = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
ص4-20 ه- = 4P + V. Cl2 + 2 ه- = 2Cl –I |
ص4-20 ه- = 4P + V. 10 سل 2 + 20 ه- = 20Cl –I |
كان للعوامل التي تم الحصول عليها في البداية (2 و 20) مقسومًا مشتركًا ، تم تقسيمهما بواسطتهما (كمعاملين مستقبليين في معادلة التفاعل). معادلة التفاعل:
P 4 + 10Cl 2 \ u003d 4PCl 5.
مثال 3دعونا نكوّن معادلة للتفاعل الذي يحدث أثناء تحميص كبريتيد الحديد (II) في الأكسجين.
مخطط رد الفعل:
| + III –II | + IV –II | |||||
| + | O2 | + |
في هذه الحالة ، تتأكسد ذرات الحديد (II) والكبريت (II). يحتوي تكوين كبريتيد الحديد (II) على ذرات من هذه العناصر بنسبة 1: 1 (انظر المؤشرات في أبسط صيغة).
توازن إلكتروني:
| 4 | Fe + II - ه- = Fe + III S-II-6 ه- = S + IV |
إجمالي العطاء 7 ه – |
| 7 | O 2 + 4e - \ u003d 2O -II |
معادلة التفاعل: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
مثال 4. دعونا نؤلف معادلة للتفاعل الذي يحدث أثناء إطلاق الحديد (II) ثاني كبريتيد (البيريت) في الأكسجين.
مخطط رد الفعل:
| + III –II | + IV –II | |||||
| + | O2 | + |
كما في المثال السابق ، تتأكسد ذرات الحديد (II) وذرات الكبريت هنا أيضًا ، ولكن مع حالة أكسدة I يتم تضمين ذرات هذه العناصر في تكوين البيريت بنسبة 1: 2 (انظر المؤشرات في أبسط صيغة). في هذا الصدد ، تتفاعل ذرات الحديد والكبريت ، والتي تؤخذ في الاعتبار عند تجميع الميزان الإلكتروني:
| Fe + III - ه- = Fe + III 2S-I-10 ه- = 2S + IV |
مجموع العطاء 11 ه – | |
| يا 2 + 4 ه- = 2O –II |
معادلة التفاعل: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
هناك أيضًا حالات أكثر تعقيدًا من OVR ، ستتعرف على بعضها من خلال أداء واجبك المنزلي.
ذرة المؤكسد ، ذرة مخفضة ، مادة مؤكسدة ، مادة مخفضة ، طريقة توازن الإلكترون ، معادلات إلكترونية.
1. قم بعمل توازن إلكتروني لكل معادلة OVR الواردة في نص الفقرة 1 من هذا الفصل.
2. كوّن معادلات الإجمالي الذي اكتشفته عند إكمال المهمة الواردة في الفقرة 1 من هذا الفصل. هذه المرة ، استخدم طريقة التوازن الإلكتروني لوضع الاحتمالات. 3. باستخدام طريقة التوازن الإلكتروني ، قم بتكوين معادلات التفاعل المقابلة للمخططات التالية: أ) Na + I 2 NaI ؛
ب) Na + O 2 Na 2 O 2 ؛
ج) Na 2 O 2 + Na Na 2 O ؛
د) Al + Br 2 AlBr 3 ؛
ه) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( ر);
ه) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( ر);
ز) الحديد O + O 2 Fe 2 O 3 ( ر);
ط) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( ر);
ي) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( ر);
ل) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( ر);
م) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O ؛
م) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( ر);
ن) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( ر)
ع) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( ر);
ج) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( ر);
ر) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( ر);
ذ) الرصاص 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( ر).
9.3 تفاعلات طاردة للحرارة. الطاقة الداخلية الكامنة
لماذا تحدث التفاعلات الكيميائية؟
للإجابة على هذا السؤال ، دعونا نتذكر لماذا تتحد الذرات الفردية في جزيئات ، ولماذا تتشكل البلورة الأيونية من أيونات معزولة ، ولماذا يعمل مبدأ أقل طاقة أثناء تكوين غلاف الإلكترون للذرة. الإجابة على كل هذه الأسئلة واحدة: لأنها مفيدة بقوة. هذا يعني أن الطاقة يتم إطلاقها خلال هذه العمليات. يبدو أن التفاعلات الكيميائية يجب أن تستمر لنفس السبب. في الواقع ، يمكن إجراء العديد من التفاعلات ، والتي يتم خلالها إطلاق الطاقة. يتم إطلاق الطاقة ، عادة في شكل حرارة.
إذا لم يكن للحرارة وقت لإزالتها أثناء تفاعل طارد للحرارة ، فإن نظام التفاعل يسخن.
على سبيل المثال ، في تفاعل احتراق الميثان
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \ u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
يتم إطلاق الكثير من الحرارة بحيث يتم استخدام الميثان كوقود.
يمكن أن تنعكس حقيقة إطلاق الحرارة في هذا التفاعل في معادلة التفاعل:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \ u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + س.
هذا ما يسمى ب معادلة حرارية كيميائية. هنا الرمز "+ س"يعني أنه عندما يتم حرق الميثان ، يتم إطلاق الحرارة. وتسمى هذه الحرارة التأثير الحراري للتفاعل.
من أين تأتي الحرارة المنبعثة؟
أنت تعلم أنه في التفاعلات الكيميائية ، يتم كسر وتشكيل الروابط الكيميائية. في هذه الحالة ، يتم تكسير الروابط بين ذرات الكربون والهيدروجين في جزيئات CH 4 ، وكذلك بين ذرات الأكسجين في جزيئات O 2. في هذه الحالة ، يتم تكوين روابط جديدة: بين ذرات الكربون والأكسجين في جزيئات ثاني أكسيد الكربون وبين الأكسجين وذرات الهيدروجين في جزيئات H 2 O. لكسر الروابط ، تحتاج إلى إنفاق الطاقة (انظر "طاقة الرابطة" ، "طاقة الانحلال" ) ، وعند تكوين الروابط ، يتم إطلاق الطاقة. من الواضح أنه إذا كانت الروابط "الجديدة" أقوى من الروابط "القديمة" ، فسيتم إطلاق المزيد من الطاقة بدلاً من الامتصاص. الفرق بين الطاقة المنبعثة والممتصة هو التأثير الحراري للتفاعل.
يتم قياس التأثير الحراري (مقدار الحرارة) بالكيلوجول ، على سبيل المثال:
2H 2 (g) + O 2 (g) \ u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.
يعني هذا السجل أنه سيتم إطلاق 484 كيلوجول من الحرارة في حالة تفاعل مولين من الهيدروجين مع مول واحد من الأكسجين وتكوين مولين من الماء الغازي (بخار).
في هذا الطريق، في المعادلات الكيميائية الحرارية ، تكون المعاملات مساوية عدديًا لكميات مادة المواد المتفاعلة ونواتج التفاعل.
ما الذي يحدد التأثير الحراري لكل تفاعل معين؟
يعتمد التأثير الحراري للتفاعل
أ) من حالات تجميع المواد الأولية ونواتج التفاعل ،
ب) على درجة الحرارة و
ج) ما إذا كان التحول الكيميائي يحدث عند حجم ثابت أو عند ضغط ثابت.
يرجع اعتماد التأثير الحراري للتفاعل على حالة تراكم المواد إلى حقيقة أن عمليات الانتقال من حالة تجميع إلى أخرى (مثل بعض العمليات الفيزيائية الأخرى) مصحوبة بإطلاق الحرارة أو امتصاصها. يمكن أيضًا التعبير عن ذلك بواسطة معادلة كيميائية حرارية. مثال على ذلك المعادلة الحرارية الكيميائية لتكثيف بخار الماء:
H 2 O (g) \ u003d H 2 O (g) + س.
في المعادلات الحرارية الكيميائية ، وإذا لزم الأمر ، في المعادلات الكيميائية العادية ، يشار إلى الحالات الكلية للمواد باستخدام مؤشرات الحروف:
(د) - الغاز ،
(ز) - سائل ،
(ر) أو (كر) مادة صلبة أو بلورية.
يرتبط اعتماد التأثير الحراري على درجة الحرارة بالاختلافات في السعات الحرارية
مواد البدء ومنتجات التفاعل.
نظرًا لتفاعل طارد للحرارة عند ضغط ثابت ، يزداد حجم النظام دائمًا ، ويتم إنفاق جزء من الطاقة على القيام بعمل لزيادة الحجم ، وستكون الحرارة المنبعثة أقل مما كانت عليه في حالة نفس التفاعل بحجم ثابت.
تُحسب التأثيرات الحرارية للتفاعلات عادةً للتفاعلات التي تحدث عند حجم ثابت عند 25 درجة مئوية ويُشار إليها بالرمز سا.
إذا تم إطلاق الطاقة فقط في شكل حرارة ، واستمر التفاعل الكيميائي بحجم ثابت ، فإن التأثير الحراري للتفاعل ( QV) يساوي التغيير الطاقة الداخلية(د يو) مواد تشارك في التفاعل ولكن بعلامة معاكسة:
س الخامس = - يو.
تُفهم الطاقة الداخلية للجسم على أنها الطاقة الكلية للتفاعلات بين الجزيئات ، والروابط الكيميائية ، وطاقة التأين لجميع الإلكترونات ، وطاقة الرابطة للنيوكليونات في النوى ، وجميع أنواع الطاقة الأخرى المعروفة وغير المعروفة "المخزنة" بواسطة هذا الجسم. علامة "-" ترجع إلى حقيقة أنه عند إطلاق الحرارة ، تقل الطاقة الداخلية. هذا هو
يو= – QV .
إذا استمر التفاعل عند ضغط ثابت ، فقد يتغير حجم النظام. يتم إنفاق جزء من الطاقة الداخلية أيضًا على العمل لزيادة الحجم. في هذه الحالة
يو = -(س ف + أ) = –(س ف + صالخامس),
أين Qpهو التأثير الحراري لتفاعل يحدث عند ضغط ثابت. من هنا
س ف = - فوقالخامس .
قيمة تساوي يو + صالخامسكان اسمه تغيير المحتوى الحراريويشار إليها من قبل د ح.
ح =يو + صالخامس.
بالتالي
س ف = - ح.
وبالتالي ، عندما يتم إطلاق الحرارة ، ينخفض المحتوى الحراري للنظام. ومن هنا جاء الاسم القديم لهذه الكمية: "المحتوى الحراري".
على عكس التأثير الحراري ، فإن التغيير في المحتوى الحراري يميز التفاعل ، بغض النظر عما إذا كان يحدث عند حجم ثابت أو ضغط ثابت. تسمى المعادلات الحرارية الكيميائية المكتوبة باستخدام تغيير المحتوى الحراري المعادلات الحرارية الكيميائية في شكل ديناميكي حراري. في هذه الحالة ، يتم الإشارة إلى قيمة التغيير في المحتوى الحراري في ظل الظروف القياسية (25 درجة مئوية ، 101.3 كيلو باسكال) ح حول. فمثلا:
2H 2 (g) + O 2 (g) \ u003d 2H 2 O (g) ح حول= - 484 كيلو جول ؛
CaO (كر) + H 2 O (l) \ u003d Ca (OH) 2 (كر) ح حول= - 65 كيلو جول.
اعتماد كمية الحرارة المنبعثة في التفاعل ( س) من التأثير الحراري للتفاعل ( سس) وكمية المادة ( نب) يتم التعبير عن أحد المشاركين في التفاعل (المادة ب - المادة الأولية أو منتج التفاعل) بالمعادلة:
هنا B هي كمية المادة B ، معطاة بالمعامل أمام صيغة المادة B في المعادلة الحرارية الكيميائية.
مهمة
أوجد كمية مادة الهيدروجين المحروقة في الأكسجين إذا تم إطلاق 1694 كيلو جول من الحرارة.
المحلول
2H 2 (g) + O 2 (g) \ u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ، 6. التأثير الحراري لتفاعل تفاعل الألمنيوم البلوري مع الكلور الغازي هو 1408 kJ. اكتب المعادلة الحرارية الكيميائية لهذا التفاعل وحدد كتلة الألومنيوم المطلوبة لإنتاج 2816 كيلو جول من الحرارة باستخدام هذا التفاعل. 9.4 تفاعلات ماصة للحرارة. إنتروبيا بالإضافة إلى التفاعلات الطاردة للحرارة ، من الممكن حدوث تفاعلات يتم خلالها امتصاص الحرارة ، وإذا لم يتم توفيرها ، يتم تبريد نظام التفاعل. تسمى ردود الفعل هذه ماص للحرارة. التأثير الحراري لمثل هذه التفاعلات سلبي. فمثلا: وبالتالي ، فإن الطاقة المنبعثة أثناء تكوين الروابط في منتجات هذه التفاعلات والتفاعلات المماثلة أقل من الطاقة المطلوبة لكسر الروابط في المواد الأولية.
لنأخذ قارورتين ونملأ إحداهما بالنيتروجين (غاز عديم اللون) والأخرى بثاني أكسيد النيتروجين (الغاز البني) بحيث يكون كل من الضغط ودرجة الحرارة في القوارير متماثلين. من المعروف أن هذه المواد لا تدخل في تفاعل كيميائي مع بعضها البعض. نربط القوارير بأعناقها بإحكام ونضبطها رأسياً ، بحيث يكون القارورة التي تحتوي على ثاني أكسيد النيتروجين الثقيل في الأسفل (الشكل 9.1). بعد فترة ، سنرى أن ثاني أكسيد النيتروجين البني ينتشر تدريجياً في القارورة العلوية ، والنيتروجين عديم اللون يخترق القارورة السفلية. نتيجة لذلك ، تختلط الغازات ويصبح لون محتويات القوارير كما هو. في هذا الطريق،
معادلات العلاقة بين الانتروبيا ( س) وكميات أخرى تدرس في مقررات الفيزياء والكيمياء الفيزيائية. وحدة الانتروبيا [ س] = 1 جول / ك. G = H-T س شرط الحدوث العفوي للتفاعل: جي< 0. في درجات الحرارة المنخفضة ، فإن العامل الذي يحدد إمكانية حدوث تفاعل إلى حد أكبر هو عامل الطاقة ، وفي درجات الحرارة المرتفعة ، الإنتروبيا. من المعادلة أعلاه ، على وجه الخصوص ، من الواضح لماذا تبدأ تفاعلات التحلل التي لا تحدث في درجة حرارة الغرفة (تزداد الإنتروبيا) في التقدم عند درجة حرارة مرتفعة. تفاعل داخلي ، إدخال ، عامل طاقة ، عامل إدخال ، طاقة جيبس. 2CuO (cr) + C (جرافيت) \ u003d 2Cu (cr) + CO 2 (g) هو -46 كيلو جول. اكتب المعادلة الكيميائية الحرارية واحسب مقدار الطاقة التي تحتاجها للحصول على 1 كجم من النحاس في مثل هذا التفاعل. CaCO 3 (كر) \ u003d CaO (كر) + CO 2 (ز) - 179 كيلو جول تم تشكيل 24.6 لتر من ثاني أكسيد الكربون. حدد مقدار الحرارة التي تم إهدارها دون جدوى. كم غراما من أكسيد الكالسيوم تكونت في هذه الحالة؟ |
دعنا نتعرف على النوع الأخير من التفاعلات على أساس "عدد وتكوين المواد الأولية ونواتج التفاعل".
صب محلول القلوي - هيدروكسيد الصوديوم في أنبوب مظاهرة ، ثم أضف محلول الملح - كبريتات النحاس (II) إليه. سوف يسقط راسب أزرق سميك من هيدروكسيد النحاس (II) غير القابل للذوبان في الماء (الشكل 108). إذا تم ترشيح جزء صغير من المحتويات من أنبوب الاختبار الذي تشكلت فيه المادة المترسبة وتبخرت بضع قطرات من المحلول الناتج على زجاج الساعة ، فلن يكون من الصعب ملاحظة ظهور بلورات بيضاء من الملح المتكون أثناء التفاعل:
أرز. 108- تفاعل هيدروكسيد الصوديوم مع كبريتات النحاس (II)
للتأكيد على أنه نتيجة للتفاعل يتكون راسب من هيدروكسيد النحاس (II) غير القابل للذوبان في الماء ، يتم كتابة سهم يشير لأسفل بجوار صيغته في معادلة التفاعل.
مما لا شك فيه أن الملح الناتج يمكن أن يكون فقط كبريتات الصوديوم Na 2 SO 4:
نتيجة للتفاعل ، قامت مادتان معقدتان من بنية أيونية - هيدروكسيد الصوديوم وكبريتات النحاس (II) - بتبادل أيوناتهما ، أي حدث تفاعل تبادل ، معادلة لهما:
وبالمثل ، فإنهم يتبادلون الأيونات نتيجة تفاعل تبادل يوديد الصوديوم ونترات الرصاص (II) في المحلول. نتيجة لذلك ، يترسب راسب أصفر من يوديد الرصاص (II) (الشكل 109):
أرز. 109- تفاعل يوديد الصوديوم مع نترات الرصاص (II)
صب محلول قلوي في أنبوب اختبار مظاهرة وأضف بضع قطرات من الفينول فثالين إليه. ستتحول محتويات أنبوب الاختبار إلى اللون القرمزي ، مما يشير إلى أن المحلول قلوي. إذا تم الآن إضافة القليل من المحلول الحمضي إلى محتويات أنبوب الاختبار ، فسوف يختفي اللون ، وسيتغير لون المحلول ، وهو ما يعد علامة على وجود تفاعل كيميائي (الشكل 110).
أرز. 110.
تفاعل المحاليل القلوية والحمضية
إذا تم تبخير بضع قطرات من السائل الناتج عن التفاعل على زجاج الساعة ، تتشكل بلورات الملح عليها. المنتج الآخر للتفاعل هو الماء:
قلوي + حمض ← ملح + ماء.
يرجى ملاحظة أن مادتين معقدتين تتفاعلان: قلوي ، يتكون من أيونات معدنية وأيونات الهيدروكسيد ، وحمض ، مركب جزيئي يشكل أيونات الهيدروجين وبقايا حمضية في محلول. نتيجة لذلك ، يتم تكوين مادتين معقدتين جديدتين: مركب أيوني - ملح والآخر جزيئي - ماء.
كان لكل من الحلين المتفاعلين بيئته الخاصة ، القلوية والحمضية على التوالي. نتيجة التفاعل ، أصبح الوسيط محايدًا. لذلك ، يسمى تفاعل التبادل بين الأحماض والقلويات تفاعل التعادل.
صب محلول كربونات الصوديوم عديم اللون في أنبوب مظاهرة وأضف إليه القليل من محلول حمض النيتريك. علامة على حدوث تفاعل كيميائي ستكون "غليان" المحلول بسبب ثاني أكسيد الكربون الناتج عن ذلك (الشكل 111):
أرز. 111.
تفاعل كربونات الصوديوم مع حامض النيتريك
من أين أتى ثاني أكسيد الكربون؟ من المحتمل أن تتذكر أن حمض الكربونيك مركب هش يتحلل إلى ثاني أكسيد الكربون والماء:
لذلك يجب كتابة معادلة التفاعل على النحو التالي:
دعونا نصوغ قاعدة تحدث بموجبها تفاعلات التبادل بين محاليل المواد.
إذا تمت إضافة محلول من هيدروكسيد البوتاسيوم إلى محلول كلوريد الصوديوم ، فلا يمكن ملاحظة أي علامات على حدوث تفاعل - لا يحدث التفاعل ، لأنه نتيجة لذلك لا يتكون أي راسب أو غاز أو ماء:
كلمات وعبارات
- تبادل ردود الفعل.
- تفاعلات التعادل.
- شروط تدفق تبادل ردود الفعل في الحلول حتى النهاية.
العمل مع الكمبيوتر
- الرجوع إلى التطبيق الإلكتروني. ادرس مادة الدرس وأكمل المهام المقترحة.
- ابحث في الإنترنت عن عناوين البريد الإلكتروني التي يمكن أن تكون بمثابة مصادر إضافية تكشف عن محتوى الكلمات الرئيسية والعبارات الواردة في الفقرة. اعرض على المعلم مساعدتك في إعداد درس جديد - قم بعمل تقرير عن الكلمات والعبارات الرئيسية في الفقرة التالية.
أسئلة ومهام
تعريف
تفاعل كيميائييسمى تحويل المواد التي يوجد فيها تغيير في تكوينها و (أو) هيكلها.
في أغلب الأحيان ، تُفهم التفاعلات الكيميائية على أنها عملية تحويل المواد الأولية (الكواشف) إلى مواد نهائية (منتجات).
تتم كتابة التفاعلات الكيميائية باستخدام معادلات كيميائية تحتوي على صيغ المواد الأولية ونواتج التفاعل. وفقًا لقانون حفظ الكتلة ، فإن عدد ذرات كل عنصر في الجانبين الأيسر والأيمن للمعادلة الكيميائية هو نفسه. عادة ، تتم كتابة صيغ المواد الأولية على الجانب الأيسر من المعادلة ، وتكتب صيغ المنتجات على اليمين. يتم تحقيق المساواة في عدد ذرات كل عنصر في الجزأين الأيمن والأيسر من المعادلة عن طريق وضع معاملات متكافئة صحيحة أمام صيغ المواد.
قد تحتوي المعادلات الكيميائية على معلومات إضافية حول سمات التفاعل: درجة الحرارة ، والضغط ، والإشعاع ، وما إلى ذلك ، والتي يشار إليها بالرمز المقابل أعلاه (أو "تحت") علامة التساوي.
يمكن تصنيف جميع التفاعلات الكيميائية في عدة فئات لها خصائص معينة.
تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب عدد وتركيب المواد الأولية والنتيجة
وفقًا لهذا التصنيف ، يتم تقسيم التفاعلات الكيميائية إلى تفاعلات الجمع ، التحلل ، الاستبدال ، التبادل.
نتيجة ل تفاعلات مركبةمن مادتين أو أكثر (معقدة أو بسيطة) ، يتم تكوين مادة جديدة واحدة. بشكل عام ، ستبدو معادلة مثل هذا التفاعل الكيميائي كما يلي:
فمثلا:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \ u003d Ca (HCO 3) 2
SO 3 + H 2 O \ u003d H 2 SO 4
2Mg + O 2 \ u003d 2MgO.
2 FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3
تكون التفاعلات المركبة في معظم الحالات طاردة للحرارة ، أي تتدفق مع إطلاق الحرارة. إذا كانت هناك مواد بسيطة متورطة في التفاعل ، فغالبًا ما تكون هذه التفاعلات هي الأكسدة والاختزال (ORD) ، أي تحدث مع تغير في حالات أكسدة العناصر. من المستحيل أن نقول بشكل لا لبس فيه ما إذا كان يمكن أن يُعزى تفاعل المركب بين المواد المعقدة إلى الإجمالي.
يتم تصنيف التفاعلات التي تتكون فيها عدة مواد جديدة أخرى (معقدة أو بسيطة) من مادة معقدة واحدة على أنها تفاعلات التحلل. بشكل عام ، ستبدو معادلة تفاعل التحلل الكيميائي كما يلي:
فمثلا:
كربونات الكالسيوم 3 CaO + CO 2 (1)
2H 2 O \ u003d 2H 2 + O 2 (2)
CuSO 4 × 5H 2 O \ u003d CuSO 4 + 5H 2 O (3)
النحاس (OH) 2 \ u003d CuO + H 2 O (4)
H 2 SiO 3 \ u003d SiO 2 + H 2 O (5)
2SO 3 \ u003d 2SO 2 + O 2 (6)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \ u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)
تستمر معظم تفاعلات التحلل بالتسخين (1،4،5). التحلل بواسطة التيار الكهربائي ممكن (2). يستمر تحلل الهيدرات والأحماض وقواعد وأملاح الأحماض المحتوية على الأكسجين (1 ، 3 ، 4 ، 5 ، 7) دون تغيير حالات الأكسدة للعناصر ، أي لا تنطبق ردود الفعل هذه على الإجمالي. تتضمن تفاعلات التحلل OVR تحلل الأكاسيد والأحماض والأملاح التي تتكون من عناصر في حالات الأكسدة الأعلى (6).
توجد تفاعلات التحلل أيضًا في الكيمياء العضوية ، ولكن تحت أسماء أخرى - التكسير (8) ، نزع الهيدروجين (9):
ج 18 ح 38 \ u003d س 9 س 18 + ج 9 ح 20 (8)
C 4 H 10 \ u003d C 4 H 6 + 2H 2 (9)
في تفاعلات الاستبدالتتفاعل مادة بسيطة مع مادة معقدة ، مكونة مادة جديدة بسيطة وجديدة. بشكل عام ، ستبدو معادلة تفاعل الاستبدال الكيميائي كما يلي:
فمثلا:
2Al + Fe 2 O 3 \ u003d 2Fe + Al 2 O 3 (1)
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (2)
2KBr + Cl 2 \ u003d 2KCl + Br 2 (3)
2KSlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2 (4)
CaCO 3 + SiO 2 \ u003d CaSiO 3 + CO 2 (5)
Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 = ZCaSiO 3 + P 2 O 5 (6)
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + Hcl (7)
تفاعلات الاستبدال هي في الغالب تفاعلات الأكسدة والاختزال (1 - 4 ، 7). أمثلة تفاعلات التحلل التي لا يوجد فيها تغيير في حالات الأكسدة قليلة (5 ، 6).
تبادل ردود الفعلتسمى التفاعلات التي تحدث بين المواد المعقدة ، والتي تتبادل فيها الأجزاء المكونة لها. عادة ما يستخدم هذا المصطلح للتفاعلات التي تنطوي على أيونات في محلول مائي. بشكل عام ، ستبدو معادلة تفاعل التبادل الكيميائي كما يلي:
AB + CD = AD + CB
فمثلا:
CuO + 2HCl \ u003d CuCl 2 + H 2 O (1)
هيدروكسيد الصوديوم + حمض الهيدروكلوريك \ u003d كلوريد الصوديوم + H 2 O (2)
NaHCO 3 + HCl \ u003d NaCl + H 2 O + CO 2 (3)
AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)
CrCl 3 + ZNaOH = Cr (OH) 3 ↓ + ZNaCl (5)
تفاعلات التبادل ليست الأكسدة والاختزال. من الحالات الخاصة لتفاعلات التبادل هذه تفاعلات التعادل (تفاعلات تفاعل الأحماض مع القلويات) (2). تستمر تفاعلات التبادل في الاتجاه الذي تتم فيه إزالة مادة واحدة على الأقل من مجال التفاعل في شكل مادة غازية (3) ، أو راسب (4 ، 5) أو مركب منخفض الانفصال ، وغالبًا ما يكون الماء (1 ، 2).
تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب التغيرات في حالات الأكسدة
اعتمادًا على التغيير في حالات الأكسدة للعناصر التي تتكون منها المواد المتفاعلة ونواتج التفاعل ، يتم تقسيم جميع التفاعلات الكيميائية إلى الأكسدة والاختزال (1 ، 2) وتلك التي تحدث دون تغيير حالة الأكسدة (3 ، 4).
2Mg + CO 2 \ u003d 2MgO + C (1)
Mg 0 - 2e \ u003d Mg 2+ (مختزل)
C 4+ + 4e \ u003d C 0 (عامل مؤكسد)
FeS 2 + 8HNO 3 (conc) = Fe (NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e \ u003d Fe 3+ (مختزل)
N 5+ + 3e \ u003d N 2+ (عامل مؤكسد)
AgNO 3 + HCl \ u003d AgCl ↓ + HNO 3 (3)
Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)
تصنيف التفاعلات الكيميائية بالتأثير الحراري
اعتمادًا على ما إذا كانت الحرارة (الطاقة) يتم إطلاقها أو امتصاصها أثناء التفاعل ، يتم تقسيم جميع التفاعلات الكيميائية بشروط إلى exo - (1 ، 2) و ماص للحرارة (3) ، على التوالي. كمية الحرارة (الطاقة) المنبعثة أو الممتصة أثناء التفاعل تسمى حرارة التفاعل. إذا كانت المعادلة تشير إلى كمية الحرارة المنبعثة أو الممتصة ، فإن هذه المعادلات تسمى حرارية كيميائية.
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46.2 كيلوجول (1)
2Mg + O 2 \ u003d 2MgO + 602.5 kJ (2)
N 2 + O 2 \ u003d 2NO - 90.4 كيلو جول (3)
تصنيف التفاعلات الكيميائية حسب اتجاه التفاعل
وفقًا لاتجاه التفاعل ، هناك عمليات قابلة للعكس (عمليات كيميائية تكون منتجاتها قادرة على التفاعل مع بعضها البعض في نفس الظروف التي يتم الحصول عليها فيها ، مع تكوين مواد البداية) ولا رجعة فيها (العمليات الكيميائية ، ومنتجاتها ليست قادرة على التفاعل مع بعضها البعض مع تكوين المواد الأولية).
بالنسبة لردود الفعل القابلة للعكس ، تتم كتابة المعادلة بشكل عام على النحو التالي:
أ + ب ↔ أب
فمثلا:
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOS 2 H 5 + H 2 O
من أمثلة التفاعلات التي لا رجعة فيها التفاعلات التالية:
2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2
ج 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O
يمكن أن يكون الدليل على عدم رجوع التفاعل بمثابة نواتج تفاعل لمادة غازية أو راسب أو مركب منخفض التفكك ، وغالبًا ما يكون الماء.
تصنيف التفاعلات الكيميائية بوجود عامل حفاز
من وجهة النظر هذه ، يتم تمييز التفاعلات التحفيزية وغير التحفيزية.
المحفز هو مادة تسرع التفاعل الكيميائي. التفاعلات التي تنطوي على محفزات تسمى الحفازة. بعض ردود الفعل مستحيلة بشكل عام بدون وجود محفز:
2H 2 O 2 \ u003d 2H 2 O + O 2 (محفز MnO 2)
في كثير من الأحيان ، يعمل أحد منتجات التفاعل كمحفز يعمل على تسريع هذا التفاعل (التفاعلات التحفيزية التلقائية):
MeO + 2HF \ u003d MeF 2 + H 2 O ، حيث Me هو معدن.
أمثلة على حل المشكلات
مثال 1
