Signos de reacciones químicas. Signos de reacciones químicas que ocurren.
1. Por característica cambios en los estados de oxidación de los elementos en moléculas de sustancias que reaccionan, todas las reacciones se dividen en:
A) reacciones redox (reacciones de transferencia de electrones);
b) no reacciones redox (reacciones sin transferencia de electrones).
2. Según el signo del efecto térmico. todas las reacciones se dividen en:
A) exotérmico (viene con la liberación de calor);
b) endotérmico (viene con absorción de calor).
3. Por característica homogeneidad del sistema de reacción Las reacciones se dividen en:
A) homogéneo (que fluye en un sistema homogéneo);
b) heterogéneo (fluyendo en un sistema heterogéneo)
4. Dependiendo de presencia o ausencia de catalizador Las reacciones se dividen en:
A) catalítico (viene con la participación de un catalizador);
b) no catalítico (funcionando sin catalizador).
5. Por característica reversibilidad Todas las reacciones químicas se dividen en:
A) irreversible (que fluye en una sola dirección);
b) reversible (que fluye simultáneamente en dirección hacia adelante y hacia atrás).
Veamos otra clasificación de uso frecuente.
Según el número y composición de sustancias de partida (reactivos) y productos de reacción. Se pueden distinguir los siguientes tipos más importantes de reacciones químicas:
A) reacciones de conexión; b) reacciones de descomposición;
V) reacciones de sustitución; GRAMO) reacciones de intercambio.
Reacciones compuestas- son reacciones durante las cuales dos o más sustancias forman una sustancia de composición más compleja:
A + B +... = B.
Existe una gran cantidad de reacciones de combinación de sustancias simples (metales con no metales, no metales con no metales), por ejemplo:
Fe + S = FeS 2Na + H 2 = 2NaH
S + O 2 = SO 2 H 2 + Cl 2 = 2HCl
Las reacciones de combinación de sustancias simples son siempre reacciones redox. Por regla general, estas reacciones son exotérmicas.
Las sustancias complejas también pueden participar en reacciones compuestas, por ejemplo:
CaO + SO 3 = CaSO 4 K 2 O + H 2 O = 2KOH
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2
En los ejemplos dados, los estados de oxidación de los elementos no cambian durante las reacciones.
También existen reacciones de combinación de sustancias simples y complejas, que pertenecen a reacciones redox, por ejemplo:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 2SO 2 + O 2 = 2SO 3
· Reacciones de descomposición- Son reacciones en las que se forman dos o más sustancias más simples a partir de una sustancia compleja: A = B + C + ...
Los productos de descomposición de la sustancia de partida pueden ser sustancias tanto simples como complejas, por ejemplo:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O BaCO 3 = BaO + CO 2
2АgNO3 = 2Аg + 2NO2 + О2
Las reacciones de descomposición suelen ocurrir cuando las sustancias se calientan y son reacciones endotérmicas. Al igual que las reacciones compuestas, las reacciones de descomposición pueden ocurrir con o sin cambios en los estados de oxidación de los elementos.
Reacciones de sustitución- Se trata de reacciones entre sustancias simples y complejas, durante las cuales los átomos de una sustancia simple reemplazan a los átomos de uno de los elementos en la molécula de una sustancia compleja. Como resultado de la reacción de sustitución, se forman una nueva sustancia simple y una nueva sustancia compleja:
A + BC = CA + B
Estas reacciones son casi siempre reacciones redox. Por ejemplo:
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2
Existe un pequeño número de reacciones de sustitución que involucran sustancias complejas y que ocurren sin cambiar los estados de oxidación de los elementos, por ejemplo:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5
Reacciones de intercambio- se trata de reacciones entre dos sustancias complejas, cuyas moléculas intercambian sus partes constituyentes:
AB + SV = AB + SV
Las reacciones de intercambio siempre ocurren sin transferencia de electrones, es decir, no son reacciones redox. Por ejemplo:
HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
Como resultado de las reacciones de intercambio, generalmente se forma un precipitado (↓), una sustancia gaseosa () o un electrolito débil (por ejemplo, agua).
De los apartados anteriores aprendimos (de forma aproximada, claro) qué sustancias hay y cómo están estructuradas. Ahora necesitamos familiarizarnos con lo más importante en química: las reacciones químicas: descubrir qué son, por qué algunas sustancias reaccionan y otras no, y por qué las reacciones se desarrollan de esta manera y no de otra manera. Cuando la química apareció como ciencia (y esto sucedió aproximadamente en los siglos XVII y XVIII), los químicos se ocupaban de una pequeña cantidad de elementos conocidos y de una cantidad relativamente pequeña de sustancias.
Sin embargo, tenían muy poca idea de lo que sucede durante una reacción química cuando una sustancia se convierte en otra. La química de aquella época era un conjunto de reglas empíricas, es decir, reglas encontradas como resultado de numerosos experimentos, a menudo llevados a cabo sin ningún plan previo.
Y en las cabezas de los químicos a menudo reinaba el caos, ¡como ahora lo hacen muchos escolares! El destacado químico físico estadounidense George Hammon habló de esto: “En la década de 1950, los libros de texto sobre química orgánica se hicieron tan grandes que se dividieron en dos partes.
Y había que recordar cada conexión, cada reacción. Y los mejores estudiantes aprendieron todo esto.
Fue doloroso, pero necesario: recordar los nombres de todos estos compuestos, todas estas reacciones...
» De hecho, en la química moderna reina el orden; Los químicos saben que ya se ha establecido con precisión lo que requiere verificación y lo que aún desconocen. Esto es lo principal que se estableció hace mucho tiempo y con precisión: en química se observa estrictamente la ley de conservación del número de átomos.
En los procesos químicos, algunos elementos no se pueden convertir en otros, y cualquier reacción química es simplemente una "reordenación de átomos": los átomos que formaban parte de las sustancias de partida (a menudo se les llama reactivos) terminan en los productos de la reacción. En este caso, el número de átomos de cada elemento permanece estrictamente constante.
Un químico moderno nunca intentará realizar transformaciones "imposibles", por ejemplo, obtener oro a partir de mercurio o plomo, como intentaron hacer los alquimistas. U obtener óxido de flúor F2O7, en el que este elemento sería heptavalente, a pesar de que la capa de valencia de su átomo contiene siete electrones, y en este sentido el flúor es similar al cloro, cuyo óxido se conoce C12O7.
Y sólo en broma, un químico puede escribir "ecuaciones" de reacciones como A1 + Cu = Au + C1 o Si + Nb = Sb + Ni (inténtelo usted mismo, utilizando la tabla periódica, para crear algunas "transformaciones alquímicas" más). ”). En todo momento, y también ahora, la principal cuestión para los químicos es cómo obtener una sustancia con las propiedades deseadas.
Pero antes de responder, es necesario saber qué sucederá si tales sustancias reaccionan.
Y también sería bueno saber de antemano a qué velocidad se producirá una reacción específica en determinadas condiciones.
Demasiado lento es malo, esperar mucho tiempo, pero demasiado rápido también puede ser malo: como si no hubiera explosión... Se sabe que muchas sustancias pueden coexistir tranquilamente sin reaccionar entre sí.
Los principiantes que estudian química a veces hacen una pregunta que confunde al profesor: ¿qué pasa si sacas un poco de todos estos frascos de reactivos y lo mezclas todo? Pero incluso si se lleva a cabo un experimento tan extraño, inmediatamente surgirá la siguiente pregunta: ¿cómo saber si se produjo una reacción química al mezclar ciertas sustancias o si no hubo reacción alguna?
Los químicos han identificado desde hace mucho tiempo los signos característicos de una reacción química. Generalmente se cree que el curso de una reacción se caracteriza por la liberación de calor (y a veces luz, además de sonido), la formación de un precipitado y la liberación de sustancias gaseosas.
A continuación se muestran ejemplos específicos. Si se vierte un montón de dicromato de amonio en polvo sobre una plancha de hierro y se le prende fuego, se observa una reacción muy bonita: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Al mismo tiempo, saltan chispas desde la colina roja y se libera polvo de óxido de cromo verde en todas direcciones, como si fuera lava.
No es de extrañar que este experimento se llamara "Erupción volcánica". En esta reacción se libera luz, calor y gases (nitrógeno y vapor de agua).
Todos estos son signos característicos de una reacción química.
Todo el mundo sabe que el calor y la luz acompañan a las reacciones de combustión.
Pero aquí también hay excepciones.
Por ejemplo, si enciendes una corriente de hidrógeno, su llama será completamente invisible. Es cierto que para esto es necesario liberar hidrógeno del tubo de metal, ya que el de vidrio se calentará rápidamente al final y coloreará la llama de amarillo (brillo de sodio).
Para asegurarse de que el hidrógeno que sale del tubo realmente se queme, se lleva un objeto frío a su salida y luego se depositan sobre él las gotas de agua formadas en la reacción de combustión: 2H2 + O2 = 2H2O.
También se conocen reacciones con liberación de luz, pero sin combustión. Este fenómeno se llama quimioluminiscencia.
Las moscas, las luciérnagas y algunos organismos unicelulares marinos pueden brillar. También brillan muchos animales marinos que viven tanto en la superficie del mar como en sus profundidades.
Estos son ejemplos de bioluminiscencia: brillo en organismos vivos. En todos estos casos, la energía de la reacción química se libera en forma de luz.
En 1669, el alquimista de Hamburgo Hennig Brand descubrió accidentalmente el fósforo blanco por su brillo en la oscuridad. Posteriormente, los químicos descubrieron que el fósforo blanco se evapora fácilmente y sus vapores brillan cuando reaccionan con el oxígeno del aire.
También se libera luz en la reacción de algunas sustancias orgánicas con peróxido de hidrógeno. En este caso, se observa una quimioluminiscencia tan brillante que se puede ver incluso a la luz del día.
Este fenómeno se utiliza, por ejemplo, para producir juguetes y joyas. Están hechos en forma de tubos de plástico transparente en los que se sella una ampolla con peróxido de hidrógeno, así como una solución de una sustancia compleja: éster difenílico del ácido oxálico y un tinte fluorescente.
Si se tritura la ampolla, el éter comenzará a oxidarse, la energía de esta reacción se transfiere al tinte, que brilla. Su color puede ser diferente (naranja, azul, verde) según el tinte.
Cuanto más rápida ocurre la reacción de oxidación, más brillante es el brillo, pero más rápido se detiene.
Al seleccionar los componentes, se obtiene un brillo brillante (que se puede leer en la oscuridad), que se desvanece en aproximadamente 12 horas; esto es suficiente para un carnaval o una discoteca. A continuación se muestran ejemplos de reacciones acompañadas de la liberación de una gran cantidad de calor.
Si se vierte óxido de calcio en polvo (cal viva) con agua, la reacción da como resultado la formación de cal apagada (hidróxido de calcio): CaO + H2O = Ca(OH)2. Esta reacción libera tanto calor que el agua hierve en un vaso colocado en cal viva antes del experimento. Otro ejemplo está tomado de la biografía del físico estadounidense Robert Wood.
Una vez llevó a su novia a dar un paseo en trineo y sus manos estaban congeladas.
Luego Wood sacó una botella que había guardado, llena hasta sus tres cuartas partes con agua, y le vertió ácido sulfúrico concentrado de la botella. “Después de diez segundos, la botella se calentó tanto”, escribió el futuro físico famoso en su diario, “que no se podía sostener en las manos.
Cuando empezó a enfriar agregué más ácido, y cuando el ácido dejó de subir la temperatura, saqué un frasco de barritas de sosa cáustica y las agregué poco a poco. De esta manera la botella se calentaba casi hasta el punto de ebullición durante todo el viaje”.
La reacción del ácido sulfúrico con hidróxido de sodio (el antiguo nombre del hidróxido de sodio) es la siguiente: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
En realidad, esta reacción libera mucho calor.
¿Qué reacción ocurre cuando simplemente se diluye el ácido sulfúrico? Ha habido una disputa sobre esto durante mucho tiempo.
Muchos químicos creían que en este caso no hubo ninguna reacción química. Otros, incluido D.I. Mendeleev, creían que todavía existía una interacción química entre el ácido sulfúrico y el agua. Hoy en día, estos procesos se consideran fisicoquímicos.
Las reacciones químicas se detectan mediante varios fenómenos que las acompañan.
Calentamiento de una mezcla de sustancias, incandescencias, destellos de luz, explosiones. No es difícil entender que todo esto es el resultado de la liberación de energía. Las reacciones químicas deben realizarse con mucho cuidado, protegiendo principalmente los ojos y manteniendo los vasos con sustancias lo más alejados posible del rostro. Si no se conoce de antemano el resultado de una reacción, se realizan experimentos con cantidades muy pequeñas de sustancias. No se puede trabajar con sustancias volátiles, tóxicas o con olores fuertes en espacios cerrados sin una buena ventilación por extracción (tiro de aire).
EXPERIENCIA 2.1. En un tubo de ensayo de paredes gruesas se colocan un poco de bromo Br 2 (un líquido espeso de color marrón rojizo con un olor acre) y virutas de aluminio (Fig. 2.1). El tubo de ensayo se cierra con un tapón con un tubo largo. La reacción es lenta al principio y los cambios no se notan. Se acelera gradualmente y termina con un destello brillante. La mezcla se calienta y el vapor del exceso de bromo que no ha reaccionado sube por el tubo. Ecuación de reacción:
Cambio de color. Es bastante natural que las sustancias de partida y los productos de reacción se caractericen por propiedades diferentes, incluso que puedan tener colores completamente diferentes. Los cambios de color se pueden demostrar mediante muchos experimentos interesantes.
EXPERIENCIA 2.2. Agregue de 3 a 5 gotas de solución de sulfato de cobre CuS0 4 a un tubo de ensayo con una solución de amoníaco diluida. Aparece un color púrpura intenso debido a la formación de una nueva sustancia:
Liberación de gases. Tanto las soluciones como las mezclas fundidas y sólidas pueden liberar sustancias gaseosas como productos de reacción. Muchas burbujas de gas suben a la superficie del líquido. Se producen salpicaduras de líquidos que deben evitarse. A veces se forma espuma. Al realizar tales experimentos, los recipientes no deben cerrarse herméticamente.
EXPERIENCIA 2.3. Se coloca nitrato de sodio cristalino NaNOg en un tubo de ensayo con una capa de aproximadamente 5 mm. Calentar con cuidado en la llama de un quemador de gas hasta que se derrita (308 ° C). Comienza la liberación de burbujas de gas, en las que se enciende la astilla humeante. Esto prueba que el gas liberado es oxígeno. Se liberan más de 60 cm 3 de oxígeno a partir de 0,5 g de NaN0 3:
Arroz. 2.1. Dispositivo para realizar la reacción del aluminio con bromo.
Arroz. 2.2. Dispositivo para producir gas.
Para recolectar gas en forma de una sustancia individual se utilizan varios dispositivos, uno de los cuales se muestra en la Fig. 2.2. La formación o absorción de sustancias gaseosas está asociada a la aparición y desaparición del olor. Este es también un signo prácticamente importante de la aparición de reacciones químicas.
experiencia 2 .4. En un mortero de porcelana, muela el polvo de hidróxido de calcio Ca(OH) 2 con cloruro de amonio NH 4 C1. Aparece un olor a amoníaco:
Formación de precipitación. Las reacciones químicas en soluciones a menudo conducen a la formación de sustancias que son insolubles en agua u otros líquidos. Generalmente se consideran reacciones en soluciones acuosas.
experiencia 2.5. Se añade una solución amarilla de cromato de potasio K 2 Cr0 4 a una solución de nitrato de plomo Pb(N0 3) 2. Aparece una sustancia insoluble de color amarillo brillante, el cromato de plomo PbCr04, que se deposita en el fondo del recipiente. Esta sustancia se utiliza como pigmento: amarillo corona.
tarea 2 .1. ¿Qué condiciones facilitan la ocurrencia de reacciones químicas? Para responder, utilice los datos de los ejemplos dados, así como sus observaciones y suposiciones.
tarea 2.2. Se añadió una solución de cromato de potasio a dos tubos de ensayo que contenían una solución de nitrato de plomo sin medir el volumen. Después de que el cromato de plomo se depositó en el fondo, la solución en uno de los tubos de ensayo resultó ser amarilla y en el otro incolora. ¿Qué se observará cuando se vuelva a agregar la solución de cromato de potasio a los tubos de ensayo?
Clasificación de reacciones químicas.
Consideremos la clasificación de las reacciones químicas según los cambios en el número y composición de las sustancias de partida y los productos de reacción.
Reacciones compuestas. Se puede formar un producto a partir de dos sustancias de partida. Este tipo de transformación se llama reacción de conexión.
Cuando se calienta lo suficiente sobre una placa de hierro, una mezcla de polvo de zinc gris y polvo de azufre amarillo comienza a calentarse hasta alcanzar un brillo rojo claro. Parte del azufre se evapora. Una vez completada la reacción, el producto se enfría y se convierte en una masa blanca de sulfuro de zinc ZnS:
Las reacciones de este tipo son posibles tanto entre sustancias simples como complejas. El polvo de óxido de calcio blanco, o cal viva CaO, cuando se mezcla con agua, se calienta y se convierte en una masa blanca suelta: hidróxido de calcio Ca(OH) 2 o cal apagada:
Reacciones de descomposición. Cuando las condiciones cambian, una sustancia puede transformarse en dos o más sustancias nuevas. Las reacciones correspondientes se llaman reacciones de descomposición.
El polvo azul de hidróxido de cobre Cu(OH) 2 o un precipitado de esta sustancia en un tubo de ensayo con una solución cuando se calienta ligeramente (70-90 ° C) se vuelve negro y se convierte en óxido de cobre CuO:
También hay sustancias muy inestables que se descomponen con el menor calentamiento y que además existen sólo a bajas temperaturas.
El cloruro de plomo (IV) PbC1 4 a temperatura ambiente es un líquido amarillo. Cuando se calienta ligeramente, se descompone explosivamente y se convierte en cloruro de plomo (P):
Reacciones de sustitución. Los átomos o grupos de átomos que forman uno de los reactivos pueden reemplazar algunos de los átomos de otro reactivo. Esta interacción de sustancias se llama reacción de sustitución.
experimento 2.6. El hierro en forma de aserrín o de un producto pequeño (clavo, clip), sumergido en ácido clorhídrico (una solución de cloruro de hidrógeno HC1 en agua), reemplaza al hidrógeno, formando una solución verde pálida de cloruro de hierro(I):
El hidrógeno liberado se puede recolectar usando el dispositivo que se muestra en la Fig. 2.2, pero reemplazando el matraz grande por un tubo de ensayo. Cuando una cerilla encendida se acerca al tubo de ensayo, el hidrógeno arde instantáneamente y se escucha un silbido característico.
Cuando se calienta fuertemente una mezcla de soda Na 2 C0 3 con arena de cuarzo blanca Si0 2, el grupo CO 2 liberado en forma de dióxido de carbono se reemplaza por el grupo Si0 2:
Después de la calcinación queda silicato de sodio blanco.
Reacciones de intercambio. Los reactivos pueden intercambiar átomos o grupos de átomos, y esta interacción se llama reacción de intercambio.
La separación de un precipitado de una solución ocurre muy a menudo como resultado de un intercambio. Cuando se mezclan soluciones incoloras de cloruro de bario BaCl 2 y sulfato de magnesio MgS0 4, se forma una suspensión (suspensión) blanca de sulfato de bario insoluble en agua BaS0 4, que
se deposita gradualmente en el fondo del tubo de ensayo. Sobre el precipitado hay una solución incolora de cloruro de magnesio:
La reacción de formación de sulfato de bario se utiliza a menudo para analizar (probar) soluciones en busca de compuestos del elemento químico bario.
ejercicio 2 .3. Determina qué tipo de reacción es entre el nitrato de plomo y el cromato de potasio (pág. 45).
ejercicio 2.4. Encuentra otros ejemplos de reacciones de intercambio en el material que has estudiado.
Reacciones de transferencia. Hay reacciones químicas caracterizadas por el hecho de que un átomo o grupo de átomos pasa de una unidad estructural de una sustancia a una unidad estructural de otra sustancia. Ellos se llaman reacciones de transferencia.
EXPERIENCIA 2.7. Al polvo blanco insoluble en agua de cloruro de plata AgCl se le añade una solución incolora de cloruro de estaño (II) SnCl 2. La mezcla se vuelve negra debido a la formación de pequeños granos de plata. Los átomos de cloro pasan del cloruro de plata al cloruro de estaño:
La reacción de transferencia puede desarrollarse como un transporte real de partículas de una sustancia a otra. Si en un barco especial desecador(Fig. 2.3) en vasos abiertos coloque cristales azules de sulfato de cobre CuS0 4 5H 2 0 y polvo de óxido de fósforo blanco P 2 0 5, luego de unos días los cristales se vuelven blancos, perdiendo agua y el óxido de fósforo.
Arroz. 2.3. Desecador con sustancias involucradas en la transferencia de agua.
pa reacciona con él, convirtiéndose en ácido metafosfórico:
El agua se transporta en forma de vapor a través del espacio de aire del desecador.
PREGUNTAS Y EJERCICIOS
1. Da tus propios ejemplos de reacciones acompañadas de fenómenos característicos.
2. ¿Qué tipos de reacciones se consideran en el apartado 2.1?
3. Carbonato de amonio (NH 4) 2 C0 3, polvo blanco, tiene un ligero olor a amoníaco. Al aire libre, la sustancia desaparece gradualmente y se descompone en sustancias gaseosas. Escribe la ecuación de reacción.
4. ¿Qué tipo de reacciones son las siguientes?
En la industria se seleccionan las condiciones para que se lleven a cabo las reacciones necesarias y se ralenticen las nocivas.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
En la Tabla 12 se muestran los principales tipos de reacciones químicas según el número de partículas involucradas en ellas. Se proporcionan dibujos y ecuaciones de reacciones que a menudo se describen en los libros de texto. descomposición, conexiones, sustitución Y intercambio.
En la parte superior de la tabla se presentan reacciones de descomposición agua y bicarbonato de sodio. Se muestra un dispositivo para pasar corriente eléctrica directa a través del agua. El cátodo y el ánodo son placas metálicas sumergidas en agua y conectadas a una fuente de corriente eléctrica. Debido al hecho de que el agua pura prácticamente no conduce corriente eléctrica, se le agrega una pequeña cantidad de refresco (Na 2 CO 3) o ácido sulfúrico (H 2 SO 4). Cuando la corriente pasa a través de ambos electrodos, se liberan burbujas de gas. En el tubo donde se recoge el hidrógeno, el volumen resulta ser dos veces mayor que en el tubo donde se recoge el oxígeno (su presencia se puede comprobar con la ayuda de una astilla humeante). El diagrama modelo demuestra la reacción de descomposición del agua. Los enlaces químicos (covalentes) entre los átomos de las moléculas de agua se destruyen y a partir de los átomos liberados se forman moléculas de hidrógeno y oxígeno.
Diagrama del modelo reacciones de conexión El hierro metálico y el azufre molecular S 8 muestran que como resultado de la reordenación de los átomos durante la reacción, se forma sulfuro de hierro. En este caso, los enlaces químicos en el cristal de hierro (enlace metálico) y la molécula de azufre (enlace covalente) se destruyen y los átomos liberados se combinan para formar enlaces iónicos para formar un cristal de sal.
Otra reacción del compuesto es apagar la cal con CaO con agua para formar hidróxido de calcio. Al mismo tiempo, la cal viva (cal viva) comienza a calentarse y se forma un polvo de cal apagada suelto.
A reacciones de sustitución Se refiere a la interacción de un metal con un ácido o una sal. Cuando un metal suficientemente activo se sumerge en un ácido fuerte (pero no nítrico), se liberan burbujas de hidrógeno. El metal más activo desplaza al metal menos activo de la solución de su sal.
Típico reacciones de intercambio Es una reacción de neutralización y una reacción entre soluciones de dos sales. La figura muestra la preparación de un precipitado de sulfato de bario. El progreso de la reacción de neutralización se controla mediante el indicador de fenolftaleína (el color carmesí desaparece).
Tabla 12
Tipos de reacciones químicas
AIRE. OXÍGENO. COMBUSTIÓN
El oxígeno es el elemento químico más abundante en la Tierra. Su contenido en la corteza terrestre y la hidrosfera se presenta en la Tabla 2 "Ocurrencia de elementos químicos". El oxígeno representa aproximadamente la mitad (47%) de la masa de la litosfera. Es el elemento químico predominante de la hidrosfera. En la corteza terrestre, el oxígeno está presente sólo en forma ligada (óxidos, sales). La hidrosfera también está representada principalmente por oxígeno unido (parte del oxígeno molecular se disuelve en agua).
La atmósfera contiene un 20,9% de oxígeno libre en volumen. El aire es una mezcla compleja de gases. El aire seco se compone de 99,9% de nitrógeno (78,1%), oxígeno (20,9%) y argón (0,9%). El contenido de estos gases en el aire es casi constante. La composición del aire atmosférico seco también incluye dióxido de carbono, neón, helio, metano, criptón, hidrógeno, óxido nítrico (I) (óxido de dianitrógeno, hemióxido de nitrógeno - N 2 O), ozono, dióxido de azufre, monóxido de carbono, xenón, óxido nítrico. (IV) (dióxido de nitrógeno – NO 2).
La composición del aire fue determinada por el químico francés Antoine Laurent Lavoisier a finales del siglo XVIII (Tabla 13). Demostró el contenido de oxígeno en el aire y lo llamó "aire vital". Para ello, calentó mercurio en una estufa en una retorta de vidrio, cuya parte delgada se colocó debajo de una tapa de vidrio colocada en un baño de agua. El aire debajo del capó resultó estar cerrado. Cuando se calienta, el mercurio se combina con el oxígeno y se convierte en óxido de mercurio rojo. El “aire” que quedó en la campana de vidrio después de calentar el mercurio no contenía oxígeno. El ratón, colocado bajo el capó, se asfixiaba. Después de calcinar el óxido de mercurio, Lavoisier volvió a aislar oxígeno y obtuvo nuevamente mercurio puro.
El contenido de oxígeno en la atmósfera comenzó a aumentar notablemente hace unos 2 mil millones de años. Como resultado de la reacción fotosíntesis Se absorbió un cierto volumen de dióxido de carbono y se liberó el mismo volumen de oxígeno. La figura de la tabla muestra esquemáticamente la formación de oxígeno durante la fotosíntesis. Durante la fotosíntesis en las hojas de plantas verdes que contienen clorofila, cuando se absorbe la energía solar, el agua y el dióxido de carbono se convierten en carbohidratos(azúcar) y oxígeno. La reacción de formación de glucosa y oxígeno en las plantas verdes se puede escribir de la siguiente manera:
6H 2 O + 6CO 2 = C 6 H 12 O 6 + 6O 2.
La glucosa resultante se vuelve insoluble en agua. almidón, que se acumula en las plantas.
Tabla 13
Aire. Oxígeno. Combustión
La fotosíntesis es un proceso químico complejo que incluye varias etapas: la absorción y transporte de energía solar, el uso de la energía solar para iniciar reacciones fotoquímicas redox, la reducción de dióxido de carbono y la formación de carbohidratos.
La luz del sol es radiación electromagnética de diferentes longitudes de onda. En la molécula de clorofila, cuando se absorbe la luz visible (roja y violeta), los electrones pasan de un estado energético a otro. Sólo una pequeña porción de la energía solar (0,03%) que llega a la superficie de la Tierra se consume para la fotosíntesis.
Todo el dióxido de carbono de la Tierra pasa por el ciclo de fotosíntesis en promedio en 300 años, el oxígeno en 2000 años y el agua del océano en 2 millones de años. Actualmente se ha establecido un contenido constante de oxígeno en la atmósfera. Se gasta casi por completo en la respiración, combustión y descomposición de sustancias orgánicas.
El oxígeno es una de las sustancias más activas. Los procesos que involucran oxígeno se llaman reacciones de oxidación. Estos incluyen la combustión, la respiración, la descomposición y muchos otros. La tabla muestra la combustión del petróleo, que se produce con la liberación de calor y luz.
Las reacciones de combustión pueden traer no solo beneficios sino también daños. La combustión se puede detener cortando el acceso de aire (oxidante) al objeto en llamas con espuma, arena o una manta.
Los extintores de espuma están llenos de una solución concentrada de bicarbonato de sodio. Cuando entra en contacto con el ácido sulfúrico concentrado, ubicado en una ampolla de vidrio en la parte superior del extintor, se forma una espuma de dióxido de carbono. Para activar el extintor, déle la vuelta y golpee el suelo con un alfiler de metal. En este caso, la ampolla con ácido sulfúrico se rompe y el dióxido de carbono formado como resultado de la reacción del ácido con bicarbonato de sodio hace espuma en el líquido y lo arroja fuera del extintor en una fuerte corriente. El líquido espumoso y el dióxido de carbono, que envuelven un objeto en llamas, expulsan el aire y apagan la llama.
Información relacionada.
tipo de lección: adquisición de nuevos conocimientos.
tipo de lección: conversación con demostración de experimentos.
Objetivos:
Educativo- repetir las diferencias entre fenómenos químicos y físicos. Desarrollar conocimientos sobre los signos y condiciones de las reacciones químicas.
De desarrollo- desarrollar habilidades, basadas en conocimientos de química, plantear problemas sencillos, formular hipótesis, generalizar.
Educativo – Continuar formando la cosmovisión científica de los estudiantes, cultivar una cultura de la comunicación a través del trabajo en parejas “alumno-alumno”, “alumno-maestro”, así como la observación, la atención, la curiosidad y la iniciativa.
Métodos y técnicas metodológicas.: Conversación, demostración de experimentos; cumplimentación de tablas, dictado químico, trabajo independiente con cartas.
Equipos y reactivos.. Soporte de laboratorio con tubos de ensayo, una cuchara de hierro para quemar sustancias, un tubo de ensayo con tubo de salida de gas, una lámpara de alcohol, cerillas, soluciones de cloruro de hierro FeCL 3, tiocianato de potasio KNCS, sulfato de cobre (sulfato de cobre) CuSO 4, hidróxido de sodio. NaOH, carbonato de sodio Na 2 CO 3, ácido clorhídrico HCL, polvo S.
durante las clases
Maestro. Estamos estudiando el capítulo “Cambios que ocurren en las sustancias” y sabemos que los cambios pueden ser físicos y químicos. ¿Cuál es la diferencia entre un fenómeno químico y uno físico?
Alumno. Como resultado de un fenómeno químico, la composición de una sustancia cambia y, como resultado de un fenómeno físico, la composición de una sustancia permanece sin cambios, y solo cambia su estado de agregación o la forma y tamaño de los cuerpos.
Maestro. Los fenómenos químicos y físicos se pueden observar simultáneamente en el mismo experimento. Si aplanas alambre de cobre con un martillo, obtendrás una placa de cobre. La forma del alambre cambia, pero su composición sigue siendo la misma. Este es un fenómeno físico. Si una placa de cobre se calienta a fuego alto, el brillo metálico desaparecerá. La superficie de la placa de cobre estará cubierta con una capa negra, que se puede raspar con un cuchillo. Esto significa que el cobre interactúa con el aire y se convierte en una nueva sustancia. Este es un fenómeno químico. Se produce una reacción química entre el metal y el oxígeno del aire.
Dictado químico
Opción 1
Ejercicio. Indique de qué fenómenos (físicos o químicos) está hablando. Explica tu respuesta.
1. Combustión de gasolina en el motor de un automóvil.
2. Preparación de polvo a partir de un trozo de tiza.
3. Pudrición de residuos vegetales.
4. Amarrado de la leche.
5. Lluvia
opcion 2
1. Quema de carbón.
2. Nieve derritiéndose.
3. Formación de óxido.
4. Formación de escarcha en los árboles.
5. Resplandor de un filamento de tungsteno en una bombilla.
Criterios de evaluación
Puedes obtener un máximo de 10 puntos (1 punto por el fenómeno indicado correctamente y 1 punto por justificar la respuesta).
Maestro. Entonces, sabes que todos los fenómenos se dividen en físicos y químicos. A diferencia de los fenómenos físicos, durante los fenómenos químicos o reacciones químicas se produce la transformación de unas sustancias en otras. Estas transformaciones van acompañadas de signos externos. Para presentarles las reacciones químicas, realizaré una serie de experimentos de demostración. Debe identificar las señales que indican que se ha producido una reacción química. Presta atención a qué condiciones son necesarias para que se produzcan estas reacciones químicas.
Experiencia de demostración No. 1
Maestro. En el primer experimento, es necesario descubrir qué sucede con el cloruro férrico (111) cuando se le agrega una solución de tiocianato de potasio KNCS.
FeCL 3 + KNCS = Fe(NCS) 3 +3 KCL
Alumno. La reacción va acompañada de un cambio de color.
Experimento de demostración n.° 2
Maestro. Vierta 2 ml de sulfato de cobre en un tubo de ensayo y agregue un poco de solución de hidróxido de sodio.
CuSO 4 + 2 NaOH = Cu (OH) 2↓ + Na 2 SO 4
Alumno. Aparece un precipitado azul, Cu(OH)2↓
Experimento de demostración n.° 3
Maestro. A la solución resultante de Cu (OH) 2↓ se le agrega una solución de ácido HCL.
Cu (OH) 2↓ + 2 HCl = CuCL 2 +2 HOH
Alumno. El precipitado se disuelve.
Experimento de demostración n.° 4
Maestro. Vierta una solución de ácido clorhídrico HCL en un tubo de ensayo que contenga una solución de carbonato de sodio.
Na 2 CO 3 +2 HCl = 2 NaCL + H 2 O + CO 2
Alumno. Se libera gas.
Experimento de demostración n.° 5
Maestro. Pongamos al fuego un poco de azufre en una cuchara de hierro. Se forma dióxido de azufre - óxido de azufre (4) - SO 2.
S + O 2 = ASI 2
Alumno. El azufre se enciende con una llama azulada, produce abundante humo acre y desprende calor y luz.
Experimento de demostración n.° 6
Maestro. La reacción de descomposición del permangato de potasio es una reacción para la producción y reconocimiento de oxígeno.
Alumno. Se libera gas.
Maestro. Esta reacción ocurre con calentamiento constante, tan pronto como se detiene, la reacción también se detiene (la punta del tubo de salida de gas del dispositivo donde se obtuvo el oxígeno se baja a un tubo de ensayo con agua; mientras se calienta, se libera oxígeno y se puede ver por las burbujas que salen de la punta del tubo, pero si se deja de calentar, también se detiene la liberación de burbujas de oxígeno).
Experimento de demostración n.° 7
Maestro. Agregue un poco de álcali NaOH a un tubo de ensayo con cloruro de amonio NH 4 CL mientras se calienta. Pida a uno de los estudiantes que se acerque y huela el amoníaco liberado. ¡Advierta al estudiante sobre el fuerte olor!
NH4CL + NaOH = NH3 + HOH + NaCL
Alumno. Se libera un gas con un olor acre.
Los estudiantes escriben signos de reacciones químicas en sus cuadernos.
Signos de reacciones químicas.
Liberación (absorción) de calor o luz.
Cambio de color
liberación de gas
Aislamiento (disolución) de sedimento.
cambio de olor
Utilizando el conocimiento de los estudiantes sobre reacciones químicas, con base en los experimentos de demostración realizados, compilamos una tabla de las condiciones para la ocurrencia y ocurrencia de reacciones químicas.
Maestro. Ha estudiado los signos de reacciones químicas y las condiciones para que ocurran. Trabajo individual mediante tarjetas.
¿Qué signos son característicos de las reacciones químicas?
A) Formación de sedimentos
B) Cambio de estado de agregación
B) Liberación de gases
D) Molienda de sustancias
Parte final
El profesor resume la lección analizando los resultados obtenidos. Da calificaciones.
Tarea
Da ejemplos de fenómenos químicos que ocurren en el trabajo de tus padres, en el hogar y en la naturaleza.
Según el libro de texto de O.S. Gabrielyan “Química - 8º grado” § 26, ej. 3.6 p.96
Cargando...