Oznaki reakcji chemicznych. Oznaki zachodzących reakcji chemicznych
1. Według charakterystyki zmiany stopni utlenienia pierwiastków w cząsteczki reagujących substancji, wszystkie reakcje dzielą się na:
A) reakcje redoks (reakcje przeniesienia elektronu);
B) nie reakcje redoks (reakcje bez przeniesienia elektronu).
2. Według znaku efektu termicznego wszystkie reakcje dzielą się na:
A) egzotermiczny (pojawia się wraz z wydzielaniem ciepła);
B) endotermiczny (pochodzące z absorpcją ciepła).
3. Według charakterystyki jednorodność układu reakcyjnego reakcje dzielą się na:
A) jednorodny (płynący w układzie jednorodnym);
B) heterogeniczny (płynący w układzie heterogenicznym)
4. W zależności od obecność lub brak katalizatora reakcje dzielą się na:
A) katalityczny (przychodzący z udziałem katalizatora);
B) niekatalityczny (pracuje bez katalizatora).
5. Według charakterystyki odwracalność wszystkie reakcje chemiczne dzielą się na:
A) nieodwracalny (płynący tylko w jednym kierunku);
B) odwracalny (płynący jednocześnie w kierunku do przodu i do tyłu).
Przyjrzyjmy się innej często stosowanej klasyfikacji.
Według liczby i składu substancji wyjściowych (odczynników) i produktów reakcji Można wyróżnić następujące najważniejsze typy reakcji chemicznych:
A) reakcje połączeń; B) reakcje rozkładu;
V) reakcje podstawienia; G) reakcje wymiany.
Reakcje złożone- są to reakcje, podczas których dwie lub więcej substancji tworzy jedną substancję o bardziej złożonym składzie:
A + B + ... = B.
Istnieje wiele reakcji łączenia prostych substancji (metale z niemetalami, niemetale z niemetalami), na przykład:
Fe + S = FeS2Na + H2 = 2NaH
S + O 2 = SO 2 H 2 + Cl 2 = 2HCl
Reakcje łączenia prostych substancji są zawsze reakcjami redoks. Z reguły reakcje te są egzotermiczne.
Substancje złożone mogą również brać udział w reakcjach złożonych, na przykład:
CaO + SO 3 = CaSO 4 K 2 O + H 2 O = 2KOH
CaCO3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2
W podanych przykładach stany utlenienia pierwiastków nie zmieniają się podczas reakcji.
Istnieją również reakcje łączenia substancji prostych i złożonych, które należą do reakcji redoks, na przykład:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 2SO 2 + O 2 = 2SO 3
· Reakcje rozkładu- są to reakcje, w których z jednej złożonej substancji powstają dwie lub więcej prostszych substancji: A = B + C + ...
Produktami rozkładu substancji wyjściowej mogą być zarówno substancje proste, jak i złożone, na przykład:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O BaCO 3 = BaO + CO 2
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + О2
Reakcje rozkładu zwykle zachodzą podczas ogrzewania substancji i są reakcjami endotermicznymi. Podobnie jak reakcje złożone, reakcje rozkładu mogą zachodzić ze zmianami stopni utlenienia pierwiastków lub bez nich.
Reakcje podstawienia- są to reakcje pomiędzy substancjami prostymi i złożonymi, podczas których atomy substancji prostej zastępują atomy jednego z pierwiastków w cząsteczce substancji złożonej. W wyniku reakcji podstawienia powstaje nowa prosta i nowa złożona substancja:
A + BC = AC + B
Reakcje te są prawie zawsze reakcjami redoks. Na przykład:
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
Istnieje niewielka liczba reakcji podstawienia, które obejmują złożone substancje i które zachodzą bez zmiany stopnia utlenienia pierwiastków, na przykład:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5
Reakcje wymiany- są to reakcje między dwiema złożonymi substancjami, których cząsteczki wymieniają swoje części składowe:
AB + SV = AB + SV
Reakcje wymiany zawsze zachodzą bez przeniesienia elektronu, czyli nie są reakcjami redoks. Na przykład:
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
W wyniku reakcji wymiany zwykle tworzy się osad (↓) lub substancja gazowa () lub słaby elektrolit (na przykład woda).
Z poprzednich rozdziałów dowiedzieliśmy się (oczywiście w przybliżeniu), jakie to substancje i jaka jest ich budowa. Teraz musimy zapoznać się z najważniejszą rzeczą w chemii - reakcjami chemicznymi: dowiedzieć się, czym są, dlaczego niektóre substancje reagują, a inne nie i dlaczego reakcje przebiegają w ten, a nie inny sposób. Kiedy chemia pojawiła się jako nauka (a działo się to mniej więcej w XVII – XVIII wieku), chemicy zajmowali się niewielką liczbą znanych pierwiastków i stosunkowo niewielką liczbą substancji.
Jednak nie mieli pojęcia, co dzieje się podczas reakcji chemicznej, gdy jedna substancja przekształca się w inną. Chemia w tamtych czasach była zbiorem reguł empirycznych, czyli reguł powstałych w wyniku licznych eksperymentów, często przeprowadzonych bez żadnego wcześniej zaplanowanego planu.
A w głowach chemików często panował chaos – tak jak teraz wielu uczniów! Wybitny amerykański chemik fizyczny George Hammon wypowiadał się na ten temat: „W latach pięćdziesiątych XX wieku podręczniki do chemii organicznej stały się tak obszerne, że podzielono je na dwie części.
I trzeba było pamiętać o każdym połączeniu, każdej reakcji. A tego wszystkiego nauczyli się najlepsi uczniowie.
To było bolesne, ale konieczne – zapamiętanie nazw tych wszystkich związków, tych wszystkich reakcji…
» Rzeczywiście we współczesnej chemii panuje porządek; chemicy wiedzą, że zostało już precyzyjnie ustalone, co wymaga weryfikacji, a co jest dla nich jeszcze nieznane. Oto najważniejsza rzecz, która została ustalona dawno temu i dokładnie: w chemii ściśle przestrzegane jest prawo zachowania liczby atomów.
W procesach chemicznych niektórych pierwiastków nie można przekształcić w inne, a każda reakcja chemiczna to po prostu „przegrupowanie atomów”: atomy, które były częścią substancji wyjściowych (często nazywane są odczynnikami), trafiają do produktów reakcji. W tym przypadku liczba atomów każdego pierwiastka pozostaje ściśle stała.
Współczesny chemik nigdy nie będzie próbował przeprowadzać „niemożliwych” przemian, na przykład w celu uzyskania złota z rtęci lub ołowiu, jak próbowali to zrobić alchemicy. Albo otrzymać tlenek fluoru F2O7, w którym pierwiastek ten byłby siedmiowartościowy, pomimo tego, że powłoka walencyjna jego atomu zawiera siedem elektronów i pod tym względem fluor jest podobny do chloru, którego tlenek jest znany C12O7.
I tylko dla żartu chemik może napisać „równania” takich reakcji jak A1 + Cu = Au + C1 lub Si + Nb = Sb + Ni (spróbuj sam, korzystając z układu okresowego, stworzyć jeszcze kilka takich „alchemicznych przemian” ”). Przez cały czas, a także teraz, głównym pytaniem dla chemików jest to, jak uzyskać substancję o pożądanych właściwościach.
Ale zanim odpowiesz, musisz dowiedzieć się, co się stanie, jeśli zareagują takie i takie substancje.
Dobrze byłoby też wiedzieć z wyprzedzeniem, z jaką szybkością w danych warunkach będzie zachodziła dana reakcja.
Za wolno jest źle, trzeba długo czekać, ale za szybko też może być źle: jakby nie było eksplozji... Wiadomo, że wiele substancji może spokojnie współistnieć, w ogóle nie reagując ze sobą.
Początkujący studiujący chemię zadają czasami pytanie, które dezorientuje nauczyciela: co się stanie, jeśli z tych wszystkich słoików z odczynnikami weźmiesz trochę i wszystko wymieszasz? Ale nawet jeśli przeprowadzi się tak dziwny eksperyment, od razu pojawia się pytanie: jak dowiedzieć się, czy podczas mieszania pewnych substancji nastąpiła reakcja chemiczna, czy też nie doszło do żadnej reakcji?
Chemicy od dawna identyfikują charakterystyczne oznaki reakcji chemicznej. Zwykle uważa się, że przebieg reakcji charakteryzuje się wydzieleniem ciepła (a czasem także światła, a także dźwięku), utworzeniem osadu i uwolnieniem substancji gazowych.
Oto konkretne przykłady. Jeśli wylejesz stertę sproszkowanego dichromianu amonu na blachę żelazną i podpalisz, zaobserwujesz bardzo piękną reakcję: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
W tym samym czasie z czerwonego wzgórza lecą w górę iskry, a zielony proszek tlenku chromu jest uwalniany we wszystkich kierunkach niczym lawa.
Nic dziwnego, że eksperyment ten nazwano „Erupcją wulkanu”. W tej reakcji uwalniane jest światło, ciepło i gazy (azot i para wodna).
Są to wszystko charakterystyczne oznaki reakcji chemicznej.
Wszyscy wiedzą, że reakcjom spalania towarzyszą ciepło i światło.
Ale i tutaj są wyjątki.
Na przykład, jeśli zapalisz strumień wodoru, jego płomień będzie całkowicie niewidoczny. To prawda, że w tym celu wodór musi zostać uwolniony z metalowej rurki, ponieważ szklana rurka szybko się nagrzeje na końcu i zabarwi płomień na żółto (blask sodu).
Aby mieć pewność, że wodór wydobywający się z rurki rzeczywiście się pali, do jej wylotu doprowadza się zimny przedmiot, a następnie osadzają się na nim kropelki wody powstałe w reakcji spalania: 2H2 + O2 = 2H2O.
Znane są również reakcje z wyzwoleniem światła, ale bez spalania. Zjawisko to nazywa się chemiluminescencją.
Rotflies, świetliki i niektóre morskie organizmy jednokomórkowe mogą świecić. Świeci także wiele zwierząt morskich żyjących zarówno na powierzchni morza, jak i w jego głębinach.
Są to przykłady bioluminescencji – świecenia w organizmach żywych. We wszystkich tych przypadkach energia reakcji chemicznej jest uwalniana w postaci światła.
W 1669 roku hamburski alchemik Hennig Brand przypadkowo odkrył biały fosfor, świecąc w ciemności. Następnie chemicy odkryli, że biały fosfor łatwo odparowuje, a jego opary świecą, gdy wchodzą w reakcję z tlenem z powietrza.
Światło wydziela się także w reakcji niektórych substancji organicznych z nadtlenkiem wodoru. W tym przypadku obserwuje się tak jasną chemiluminescencję, że można ją zobaczyć nawet w świetle dziennym.
Zjawisko to wykorzystuje się na przykład do produkcji zabawek i biżuterii. Wykonane są w postaci przezroczystych plastikowych rurek, w których zamknięta jest ampułka z nadtlenkiem wodoru, a także roztwór złożonej substancji - estru difenylowego kwasu szczawiowego i barwnika fluorescencyjnego.
Jeśli ampułka zostanie zmiażdżona, eter zacznie się utleniać, energia tej reakcji zostanie przeniesiona na barwnik, który zacznie się świecić. Jego kolor może być inny - pomarańczowy, niebieski, zielony - w zależności od barwnika.
Im szybciej zachodzi reakcja utleniania, tym jaśniejszy jest blask, ale tym szybciej się on zatrzymuje.
Dobierając komponenty uzyskujemy jasną (czytelną w ciemności) poświatę, która zanika w ciągu około 12 godzin – to w zupełności wystarczy na karnawał czy dyskotekę. Oto przykłady reakcji, którym towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła.
Jeśli do wody dodamy sproszkowany tlenek wapnia (wapno palone), w wyniku reakcji powstanie wapno gaszone (wodorotlenek wapnia): CaO + H2O = Ca(OH)2. W wyniku tej reakcji wydziela się tyle ciepła, że w szklance umieszczonej przed eksperymentem w wapnie palonym woda wrze. Inny przykład pochodzi z biografii amerykańskiego fizyka Roberta Wooda.
Kiedyś zabrał swoją narzeczoną na kulig i zamarzły jej ręce.
Następnie Wood wyjął butelkę, którą przechowywał, napełnioną w trzech czwartych wodą i wlał do niej stężony kwas siarkowy. „Po dziesięciu sekundach butelka stała się tak gorąca” – zapisał w swoim pamiętniku przyszły słynny fizyk – „że nie można było jej utrzymać w rękach.
Gdy zaczęło ochładzać dodałem więcej kwasu, a gdy kwas przestał podnosić temperaturę, wyjąłem słoik sody kaustycznej w sztyfcie i dodawałem ją stopniowo. W ten sposób przez całą podróż butelka była podgrzewana niemal do wrzenia”.
Reakcja kwasu siarkowego z wodorotlenkiem sodu (stara nazwa wodorotlenku sodu) przebiega następująco: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O.
Ta reakcja faktycznie uwalnia dużo ciepła.
Jaka reakcja zachodzi po prostu rozcieńczeniu kwasu siarkowego? Od dłuższego czasu toczy się na ten temat spór.
Wielu chemików uważało, że w tym przypadku nie zachodzi żadna reakcja chemiczna. Inni, w tym D.I. Mendelejew, uważali, że między kwasem siarkowym a wodą nadal istnieje interakcja chemiczna. Obecnie takie procesy uważa się za fizykochemiczne.
Reakcje chemiczne wykrywa się za pomocą różnych zjawisk towarzyszących.
Ogrzewanie mieszaniny substancji, świecenie, błyski światła, eksplozje. Nietrudno zrozumieć, że wszystko to jest wynikiem uwolnienia energii. Reakcje chemiczne należy przeprowadzać z dużą ostrożnością, chroniąc przede wszystkim oczy, utrzymując naczynia z substancjami jak najdalej od twarzy. Jeśli wynik reakcji nie jest z góry znany, eksperymenty przeprowadza się z bardzo małymi ilościami substancji. Pracy z substancjami lotnymi, toksycznymi lub silnie pachnącymi nie można wykonywać w pomieszczeniach zamkniętych bez dobrej wentylacji wyciągowej (przeciągu).
DOŚWIADCZENIE 2.1. Do grubościennej probówki umieszcza się odrobinę bromu Br 2 (ciężka czerwonobrązowa ciecz o ostrym zapachu) i wióry aluminiowe (ryc. 2.1). Probówka zamknięta jest korkiem z długą rurką. Reakcja jest początkowo powolna, a zmiany nie są zauważalne. Stopniowo przyspiesza i kończy się jasnym błyskiem. Mieszanina nagrzewa się, a para nieprzereagowanego nadmiaru bromu unosi się wysoko w górę rurki. Równanie reakcji:
Zmień kolor. Jest rzeczą zupełnie naturalną, że substancje wyjściowe i produkty reakcji charakteryzują się różnymi właściwościami, w tym mogą mieć zupełnie inną barwę. Zmiany koloru można wykazać wieloma ciekawymi eksperymentami.
DOŚWIADCZENIE 2.2. Do probówki z rozcieńczonym roztworem amoniaku dodaj 3-5 kropli roztworu siarczanu miedzi CuS0 4. Intensywny fioletowy kolor pojawia się w wyniku powstania nowej substancji:
Uwolnienie gazu. Substancje gazowe jako produkty reakcji mogą wydzielać się z roztworów, a także z mieszanin stopionych i stałych. Wiele pęcherzyków gazu unosi się na powierzchnię cieczy. Występuje rozpryskiwanie cieczy, czego należy unikać. Czasami tworzy się piana. Podczas wykonywania takich doświadczeń naczynia nie powinny być szczelnie zamknięte.
DOŚWIADCZENIE 2.3. Krystaliczny azotan sodu NaNOg umieszcza się w probówce z warstwą około 5 mm. Ostrożnie podgrzać w płomieniu palnika gazowego aż do roztopienia (308°C). Rozpoczyna się wydzielanie pęcherzyków gazu, w wyniku których zapala się tląca się drzazga. Dowodzi to, że uwolniony gaz to tlen. Z 0,5 g NaN0 3 uwalnia się ponad 60 cm 3 tlenu:
Ryż. 2.1. Urządzenie do przeprowadzania reakcji aluminium z bromem
Ryż. 2.2. Urządzenie do wytwarzania gazu
Aby zebrać gaz w postaci pojedynczej substancji, stosuje się różne urządzenia, z których jedno pokazano na ryc. 2.2. Tworzenie się lub wchłanianie substancji gazowych wiąże się z pojawianiem się i zanikaniem zapachu. Jest to również praktycznie ważny znak wystąpienia reakcji chemicznych.
doświadczenie 2 .4. W moździerzu porcelanowym zmiel proszek wodorotlenku wapnia Ca(OH) 2 z chlorkiem amonu NH 4 C1. Pojawia się zapach amoniaku:
Powstawanie opadów. Reakcje chemiczne zachodzące w roztworach często prowadzą do powstania substancji nierozpuszczalnych w wodzie lub innych cieczach. Zwykle rozważa się reakcje w roztworach wodnych.
doświadczenie 2.5. Do roztworu azotanu ołowiu Pb(N0 3) 2 dodaje się żółty roztwór chromianu potasu K 2 Cr0 4. Pojawia się nierozpuszczalna, jasnożółta substancja, chromian ołowiu PbCr04, która osadza się na dnie naczynia. Substancja ta stosowana jest jako pigment - żółty koronowy.
zadanie 2 .1. Jakie warunki sprzyjają zachodzeniu reakcji chemicznych? Aby odpowiedzieć, wykorzystaj dane z podanych przykładów, a także swoje obserwacje i założenia.
zadanie 2.2. Do dwóch probówek zawierających roztwór azotanu ołowiu dodano bez pomiaru objętości roztwór chromianu potasu. Po opadnięciu chromianu ołowiu na dno roztwór w jednej z probówek okazał się żółty, a w drugiej bezbarwny. Co zostanie zaobserwowane po ponownym dodaniu do probówek roztworu chromianu potasu?
Klasyfikacja reakcji chemicznych
Rozważmy klasyfikację reakcji chemicznych ze względu na zmiany liczby i składu substancji wyjściowych i produktów reakcji.
Reakcje złożone. Z dwóch substancji wyjściowych można utworzyć jeden produkt. Ten rodzaj transformacji nazywa się reakcja połączenia.
Po wystarczającym podgrzaniu na żelaznej płycie mieszanina szarego proszku cynku i żółtego proszku siarki zaczyna się nagrzewać do jasnoczerwonego blasku. Część siarki odparowuje. Po zakończeniu reakcji produkt ochładza się i zamienia w białą masę siarczku cynku ZnS:
Reakcje tego typu są możliwe zarówno pomiędzy substancjami prostymi, jak i złożonymi. Biały proszek tlenku wapnia, czyli wapno palone CaO, po zmieszaniu z wodą nagrzewa się, zamieniając się w luźną białą masę - wodorotlenek wapnia Ca(OH) 2, czyli wapno gaszone:
Reakcje rozkładu. Kiedy warunki się zmieniają, substancja może przekształcić się w dwie lub więcej nowych substancji. Odpowiednie reakcje nazywane są reakcje rozkładu.
Niebieski proszek wodorotlenku miedzi Cu(OH) 2 lub osad tej substancji w probówce z roztworem po lekkim podgrzaniu (70-90 ° C) staje się czarny, zamieniając się w tlenek miedzi CuO:
Istnieją również bardzo niestabilne substancje, które rozkładają się przy najmniejszym ogrzewaniu, a także istnieją tylko w niskich temperaturach.
Chlorek ołowiu (IV) PbCl 4 w temperaturze pokojowej jest żółtą cieczą. Po lekkim podgrzaniu rozkłada się wybuchowo, zamieniając się w chlorek ołowiu (P):
Reakcje podstawienia. Atomy lub grupy atomów tworzące jeden z reagentów mogą zastąpić niektóre atomy innego reagenta. To oddziaływanie substancji nazywa się reakcja substytucji.
eksperyment 2.6. Żelazo w postaci trocin lub drobnego produktu (gwóźdź, spinacz) zamoczone w kwasie solnym (roztwór chlorowodoru H1 w wodzie) zastępuje wodór, tworząc bladozielony roztwór chlorku żelaza(I):
Uwolniony wodór można zebrać za pomocą urządzenia pokazanego na rys. 2.2, ale zastępując dużą kolbę probówką. Kiedy zapalona zapałka zbliża się do probówki, wodór natychmiast się pali i słychać charakterystyczny gwiżdżący dźwięk.
Kiedy mieszanina sody Na 2 C0 3 z białym piaskiem kwarcowym Si0 2 jest mocno podgrzewana, grupa CO 2 uwalniana w postaci dwutlenku węgla zostaje zastąpiona grupą Si0 2:
Po kalcynacji pozostaje biały krzemian sodu.
Reakcje wymiany. Reagenty mogą wymieniać atomy lub grupy atomów i ta interakcja nazywa się reakcja wymiany.
Bardzo często następuje oddzielenie osadu od roztworu w wyniku wymiany. Po zmieszaniu bezbarwnych roztworów chlorku baru BaCl 2 i siarczanu magnezu MgS0 4 powstaje biała zawiesina (zawiesina) nierozpuszczalnego w wodzie siarczanu baru BaS0 4, która
stopniowo osiada na dnie probówki. Nad osadem znajduje się bezbarwny roztwór chlorku magnezu:
Reakcję tworzenia siarczanu baru często wykorzystuje się do analizy (badania) roztworów na obecność związków pierwiastka chemicznego baru.
ćwiczenia 2 .3. Określ, jaki jest typ reakcji pomiędzy azotanem ołowiu i chromianem potasu (s. 45).
ćwiczenia 2.4. Znajdź inne przykłady reakcji wymiany w przestudiowanym materiale.
Reakcje przeniesienia. Istnieją reakcje chemiczne charakteryzujące się tym, że atom lub grupa atomów przemieszcza się z jednostki strukturalnej jednej substancji do jednostki strukturalnej innej substancji. Nazywają się reakcje przeniesienia.
DOŚWIADCZENIE 2.7. Do nierozpuszczalnego w wodzie białego proszku chlorku srebra AgCl2 dodaje się bezbarwny roztwór chlorku cyny(II) SnCl2. Mieszanina staje się czarna w wyniku tworzenia się małych ziaren srebra. Atomy chloru przechodzą z chlorku srebra do chlorku cyny:
Reakcja przeniesienia może przebiegać jako rzeczywisty transport cząstek z jednej substancji do drugiej. Jeśli w specjalnym naczyniu eksykator(Rys. 2.3) w otwartych naczyniach umieścić niebieskie kryształki siarczanu miedzi CuS0 4 5H 2 0 i sproszkowanego białego tlenku fosforu P 2 0 5, następnie po kilku dniach kryształy stają się białe, tracąc wodę i tlenek fosforu
Ryż. 2.3. Eksykator z substancjami biorącymi udział w transporcie wody
pa reaguje z nim, zamieniając się w kwas metafosforowy:
Woda transportowana jest w postaci pary przez przestrzeń powietrzną w eksykatorze.
PYTANIA I ĆWICZENIA
1. Podaj własne przykłady reakcji, którym towarzyszą charakterystyczne zjawiska.
2. Jakie rodzaje reakcji omówiono w sekcji 2.1?
3. Węglan amonu (NH 4) 2 CO 3, biały proszek, ma słaby zapach amoniaku. Na świeżym powietrzu substancja stopniowo znika, rozkładając się na substancje gazowe. Zapisz równanie reakcji.
4. Jakiego rodzaju reakcje są następujące:
W przemyśle warunki dobiera się tak, aby zaszły niezbędne reakcje i spowolniono te szkodliwe.
RODZAJE REAKCJI CHEMICZNYCH
Tabela 12 przedstawia główne rodzaje reakcji chemicznych w zależności od liczby uczestniczących w nich cząstek. Podano rysunki i równania reakcji często opisywane w podręcznikach. rozkład, znajomości, podstawienie I giełda.
Na górze tabeli prezentowane są reakcje rozkładu woda i wodorowęglan sodu. Pokazano urządzenie umożliwiające przepuszczanie prądu elektrycznego przez wodę. Katoda i anoda to metalowe płytki zanurzone w wodzie i podłączone do źródła prądu elektrycznego. Ze względu na to, że czysta woda praktycznie nie przewodzi prądu elektrycznego, dodaje się do niej niewielką ilość sody (Na 2 CO 3) lub kwasu siarkowego (H 2 SO 4). Kiedy prąd przepływa przez obie elektrody, uwalniają się pęcherzyki gazu. W rurze, w której zbiera się wodór, objętość okazuje się dwukrotnie większa niż w rurze, w której zbiera się tlen (jego obecność można sprawdzić za pomocą tlącej się drzazgi). Schemat modelowy przedstawia reakcję rozkładu wody. Wiązania chemiczne (kowalencyjne) pomiędzy atomami w cząsteczkach wody ulegają zniszczeniu, a z uwolnionych atomów powstają cząsteczki wodoru i tlenu.
Schemat modelu reakcje połączenia metaliczne żelazo i cząsteczkowa siarka S 8 pokazuje, że w wyniku przegrupowania atomów podczas reakcji powstaje siarczek żelaza. W tym przypadku wiązania chemiczne w krysztale żelaza (wiązanie metaliczne) i cząsteczce siarki (wiązanie kowalencyjne) ulegają zniszczeniu, a uwolnione atomy łączą się, tworząc wiązania jonowe, tworząc kryształ soli.
Inną reakcją związku jest gaszenie wapna CaO wodą z wytworzeniem wodorotlenku wapnia. W tym samym czasie wapno palone (wapno palone) zaczyna się nagrzewać i tworzy się sypki proszek wapna gaszonego.
DO reakcje substytucji odnosi się do oddziaływania metalu z kwasem lub solą. Kiedy wystarczająco aktywny metal zanurzy się w mocnym (ale nie azotowym) kwasie, uwalniają się pęcherzyki wodoru. Bardziej aktywny metal wypiera mniej aktywny metal z roztworu jego soli.
Typowy reakcje wymiany jest reakcją zobojętniania i reakcją pomiędzy roztworami dwóch soli. Rysunek przedstawia wytwarzanie osadu siarczanu baru. Postęp reakcji neutralizacji monitoruje się za pomocą wskaźnika fenoloftaleiny (karmazynowa barwa zanika).
Tabela 12
Rodzaje reakcji chemicznych
POWIETRZE. TLEN. SPALANIE
Tlen jest najobficiej występującym pierwiastkiem chemicznym na Ziemi. Jego zawartość w skorupie ziemskiej i hydrosferze przedstawiono w tabeli 2 „Występowanie pierwiastków chemicznych”. Tlen stanowi około połowę (47%) masy litosfery. Jest głównym pierwiastkiem chemicznym hydrosfery. W skorupie ziemskiej tlen występuje wyłącznie w postaci związanej (tlenki, sole). Hydrosfera jest również reprezentowana głównie przez związany tlen (część tlenu cząsteczkowego jest rozpuszczona w wodzie).
Atmosfera zawiera 20,9% objętości wolnego tlenu. Powietrze jest złożoną mieszaniną gazów. Suche powietrze składa się w 99,9% z azotu (78,1%), tlenu (20,9%) i argonu (0,9%). Zawartość tych gazów w powietrzu jest prawie stała. W skład suchego powietrza atmosferycznego wchodzą również dwutlenek węgla, neon, hel, metan, krypton, wodór, tlenek azotu (I) (tlenek diazotu, półtlenek azotu - N 2 O), ozon, dwutlenek siarki, tlenek węgla, ksenon, tlenek azotu ( IV) (dwutlenek azotu – NO 2).
Skład powietrza określił francuski chemik Antoine Laurent Lavoisier pod koniec XVIII wieku (tabela 13). Udowodnił zawartość tlenu w powietrzu i nazwał je „powietrzem życia”. W tym celu podgrzał rtęć na piecu w szklanej retorcie, której cienką część umieszczono pod szklaną nakrętką umieszczoną w łaźni wodnej. Okazało się, że powietrze pod maską jest zamknięte. Po podgrzaniu rtęć łączy się z tlenem, zamieniając się w czerwony tlenek rtęci. „Powietrze” pozostające w kloszu szklanym po podgrzaniu rtęci nie zawierało tlenu. Mysz umieszczona pod maską się dusiła. Po kalcynowaniu tlenku rtęci Lavoisier ponownie wyizolował z niego tlen i ponownie uzyskał czystą rtęć.
Zawartość tlenu w atmosferze zaczęła zauważalnie rosnąć około 2 miliardów lat temu. W wyniku reakcji fotosynteza pewna objętość dwutlenku węgla została pochłonięta i wydzielona została taka sama ilość tlenu. Rysunek w tabeli schematycznie pokazuje powstawanie tlenu podczas fotosyntezy. Podczas fotosyntezy w liściach roślin zielonych zawierających chlorofil, gdy energia słoneczna jest absorbowana, przekształca się w wodę i dwutlenek węgla węglowodany(cukier) i tlen. Reakcję powstawania glukozy i tlenu w roślinach zielonych można zapisać w następujący sposób:
6H 2 O + 6CO 2 = C 6 H 12 O 6 + 6O 2.
Powstała glukoza staje się nierozpuszczalna w wodzie skrobia, który gromadzi się w roślinach.
Tabela 13
Powietrze. Tlen. Spalanie
Fotosynteza to złożony proces chemiczny, który obejmuje kilka etapów: absorpcję i transport energii słonecznej, wykorzystanie energii słonecznej do zainicjowania fotochemicznych reakcji redoks, redukcję dwutlenku węgla i powstawanie węglowodanów.
Światło słoneczne to promieniowanie elektromagnetyczne o różnych długościach fal. W cząsteczce chlorofilu, po absorpcji światła widzialnego (czerwonego i fioletowego), elektrony przechodzą z jednego stanu energetycznego do drugiego. Tylko niewielka część energii słonecznej (0,03%) docierającej do powierzchni Ziemi jest zużywana do fotosyntezy.
Cały dwutlenek węgla na Ziemi przechodzi cykl fotosyntezy średnio po 300 latach, tlen po 2000 lat, a woda oceaniczna po 2 milionach lat. Obecnie w atmosferze ustalono stałą zawartość tlenu. Prawie w całości jest wydawany na oddychanie, spalanie i rozkład substancji organicznych.
Tlen jest jedną z najbardziej aktywnych substancji. Procesy z udziałem tlenu nazywane są reakcjami utleniania. Należą do nich spalanie, oddychanie, gnicie i wiele innych. Tabela pokazuje spalanie oleju, które zachodzi wraz z wydzielaniem ciepła i światła.
Reakcje spalania mogą przynieść nie tylko korzyści, ale także szkody. Spalanie można zatrzymać poprzez odcięcie dostępu powietrza (utleniacza) do płonącego przedmiotu za pomocą piany, piasku lub koca.
Gaśnice pianowe napełniane są stężonym roztworem sody oczyszczonej. W kontakcie ze stężonym kwasem siarkowym, znajdującym się w szklanej ampułce na górze gaśnicy, tworzy się piana z dwutlenku węgla. Aby uruchomić gaśnicę, odwróć ją i uderz metalowym kołkiem w podłogę. W tym przypadku ampułka z kwasem siarkowym pęka, a dwutlenek węgla powstały w wyniku reakcji kwasu z wodorowęglanem sodu spienia ciecz i wyrzuca ją silnym strumieniem z gaśnicy. Pienista ciecz i dwutlenek węgla, otaczając płonący przedmiot, wypychają powietrze i gaszą płomień.
Powiązana informacja.
Typ lekcji: zdobywanie nowej wiedzy.
Typ lekcji: rozmowa z pokazem eksperymentów.
Cele:
Edukacyjny- powtórz różnice pomiędzy zjawiskami chemicznymi i fizycznymi. Pogłębianie wiedzy o znakach i warunkach reakcji chemicznych.
Rozwojowy- rozwijać umiejętności w oparciu o wiedzę chemiczną, stawiać proste problemy, formułować hipotezy, generalizować.
Edukacyjny - w dalszym ciągu kształtują światopogląd naukowy uczniów, pielęgnują kulturę komunikacji poprzez pracę w parach „uczeń-uczeń”, „uczeń-nauczyciel”, a także obserwację, uwagę, dociekliwość i inicjatywę.
Metody i techniki metodologiczne: Rozmowa, demonstracja eksperymentów; wypełnianie tabeli, dyktando chemiczne, samodzielna praca z kartami.
Sprzęt i odczynniki. Stanowisko laboratoryjne z probówkami, żelazną łyżką do spalania substancji, probówką z rurką wylotową gazu, lampą alkoholową, zapałkami, roztworami chlorku żelaza FeCL 3, tiocyjanianem potasu KNCS, siarczanem miedzi (siarczanem miedzi) CuSO 4, wodorotlenkiem sodu NaOH, węglan sodu Na 2 CO 3, kwas solny HCL, proszek S.
Podczas zajęć
Nauczyciel. Studiujemy rozdział „Zmiany zachodzące w substancjach” i wiemy, że zmiany mogą być fizyczne i chemiczne. Jaka jest różnica między zjawiskiem chemicznym a fizycznym?
Student. W wyniku zjawiska chemicznego zmienia się skład substancji, natomiast w wyniku zjawiska fizycznego skład substancji pozostaje niezmienny, zmienia się jedynie stan jej skupienia lub kształt i wielkość ciał.
Nauczyciel. W tym samym eksperymencie można jednocześnie obserwować zjawiska chemiczne i fizyczne. Jeśli spłaszczysz drut miedziany młotkiem, otrzymasz miedzianą płytkę. Kształt drutu zmienia się, ale jego skład pozostaje ten sam. Jest to zjawisko fizyczne. Jeśli płyta miedziana zostanie podgrzana na dużym ogniu, metaliczny połysk zniknie. Powierzchnia miedzianej płytki zostanie pokryta czarną powłoką, którą można zeskrobać nożem. Oznacza to, że miedź oddziałuje z powietrzem i zamienia się w nową substancję. Jest to zjawisko chemiczne. Pomiędzy metalem a tlenem z powietrza zachodzi reakcja chemiczna.
Chemiczne dyktando
opcja 1
Ćwiczenia. Wskaż, o jakim zjawisku (fizycznym lub chemicznym) mówisz. Wyjaśnij swoją odpowiedź.
1. Spalanie benzyny w silniku samochodowym.
2. Przygotowanie proszku z kawałka kredy.
3. Gnicie resztek roślinnych.
4. Zakwaszanie mleka.
5. Opady deszczu
Opcja 2
1. Spalanie węgla.
2. Topniejący śnieg.
3. Tworzenie się rdzy.
4. Tworzenie się szronu na drzewach.
5. Świecenie żarnika wolframowego w żarówce.
Kryteria oceny
Można uzyskać maksymalnie 10 punktów (1 punkt za prawidłowo wskazane zjawisko i 1 punkt za uzasadnienie odpowiedzi).
Nauczyciel. Wiadomo więc, że wszystkie zjawiska dzielą się na fizyczne i chemiczne. W przeciwieństwie do zjawisk fizycznych, podczas zjawisk chemicznych, czyli reakcji chemicznych, następuje przemiana jednych substancji w inne. Przemianom tym towarzyszą znaki zewnętrzne. Aby wprowadzić Państwa w reakcje chemiczne przeprowadzę serię eksperymentów demonstracyjnych. Musisz zidentyfikować oznaki wskazujące, że nastąpiła reakcja chemiczna. Zwróć uwagę, jakie warunki są niezbędne, aby zaszły te reakcje chemiczne.
Doświadczenie demonstracyjne nr 1
Nauczyciel. W pierwszym doświadczeniu trzeba dowiedzieć się, co dzieje się z chlorkiem żelaza (111) po dodaniu do niego roztworu tiocyjanianu potasu KNCS.
FeCL 3 + KNCS = Fe(NCS) 3 + 3 KCL
Student. Reakcji towarzyszy zmiana koloru
Eksperyment demonstracyjny nr 2
Nauczyciel. Do probówki wlej 2 ml siarczanu miedzi i dodaj odrobinę roztworu wodorotlenku sodu.
CuSO 4 + 2 NaOH = Cu (OH) 2↓ + Na 2 SO 4
Student. Pojawia się niebieski osad, Cu(OH) 2↓
Eksperyment demonstracyjny nr 3
Nauczyciel. Do powstałego roztworu Cu (OH) 2↓ dodać roztwór kwasu HCL
Cu (OH) 2↓ + 2 HCL = CuCL 2 +2 HOH
Student. Osad rozpuszcza się.
Eksperyment demonstracyjny nr 4
Nauczyciel. Do probówki zawierającej roztwór węglanu sodu wlać roztwór kwasu solnego HCL.
Na 2 CO 3 +2 HCL = 2 NaCL + H 2 O + CO 2
Student. Wydziela się gaz.
Eksperyment demonstracyjny nr 5
Nauczyciel. Podpalmy trochę siarki w żelaznej łyżce. Tworzy się dwutlenek siarki - tlenek siarki (4) - SO 2.
S + O 2 = SO 2
Student. Siarka zapala się niebieskawym płomieniem, wytwarza obfity, gryzący dym oraz uwalnia ciepło i światło.
Eksperyment demonstracyjny nr 6
Nauczyciel. Reakcja rozkładu nadmanganianu potasu jest reakcją polegającą na wytwarzaniu i rozpoznawaniu tlenu.
Student. Wydziela się gaz.
Nauczyciel. Reakcja ta zachodzi przy ciągłym ogrzewaniu, gdy tylko się zatrzyma, reakcja również ustaje (końcówkę rurki wylotowej gazu urządzenia, w którym uzyskano tlen, zanurza się do probówki z wodą - podczas ogrzewania wydziela się tlen, a widać to po bąbelkach wydobywających się z końcówki rurki, ale jeśli przestanie się podgrzewać - ustaje także uwalnianie się pęcherzyków tlenu).
Eksperyment demonstracyjny nr 7
Nauczyciel. Podczas ogrzewania do probówki zawierającej chlorek amonu NH4CL dodać odrobinę alkalicznego NaOH. Poproś jednego z uczniów, aby podszedł i powąchał uwalniający się amoniak. Ostrzeż ucznia o silnym zapachu!
NH4CL + NaOH = NH3 + HOH + NaCL
Student. Wydziela się gaz o ostrym zapachu.
Uczniowie zapisują w zeszytach oznaki reakcji chemicznych.
Oznaki reakcji chemicznych
Uwalnianie (absorpcja) ciepła lub światła
Zmiana koloru
Uwolnienie gazu
Izolacja (rozpuszczenie) osadu
Zmiana zapachu
Korzystając z wiedzy uczniów na temat reakcji chemicznych, na podstawie przeprowadzonych eksperymentów demonstracyjnych, sporządzamy tabelę warunków zachodzenia i występowania reakcji chemicznych
Nauczyciel. Badałeś oznaki reakcji chemicznych i warunki ich występowania. Praca indywidualna z wykorzystaniem kart.
Jakie znaki są charakterystyczne dla reakcji chemicznych?
A) Tworzenie się osadu
B) Zmiana stanu skupienia
B) Uwolnienie gazu
D) Mielenie substancji
Część końcowa
Nauczyciel podsumowuje lekcję, analizując uzyskane wyniki. Daje oceny.
Praca domowa
Podaj przykłady zjawisk chemicznych zachodzących w pracy Twoich rodziców, w gospodarstwie domowym i w przyrodzie.
Według podręcznika O.S. Gabrielyana „Chemia - klasa 8” § 26, ust. 3,6 s. 96
Ładowanie...