Αντίδραση σύνθεσης

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση

Αντιδράσεις σύνθεσης ή σχηματισμού[1] ονομάζονται οι χημικές αντιδράσεις που έχουν ως αποτέλεσμα να σχηματίζεται χημική ένωση από τα στοιχεία που την αποτελούν, όπως για παράδειγμα είναι η σύνθεση του διοξειδίου του θείου από θείο και οξυγόνο : S + O2 → SO2.

Οι αντιδράσεις σύνθεσης είναι οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις γιατί τα στοιχεία στα αντιδρώντα που ενώνονται έχουν αριθμό οξείδωσης 0, ενώ στο προϊόν έχουν αριθμό οξείδωσης διάφορο του 0. Για παράδειγμα στην αντίδραση Si0 + Cl20 → Si+4Cl4−1, το Si αυξάνει τον αριθμό οξείδωσής του (δηλ. οξειδώνεται) και το Cl ελαττώνει τον αριθμό του (δηλ. ανάγεται).

Ανάλογα με την ένωση που σχηματίζεται, διακρίνουμε τις εξής περιπτώσεις :

Σχηματισμός ένωσης μετάλλου-αμετάλλου[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Στην περίπτωση αυτή το μέταλλο συμπεριφέρεται ως αναγωγικό και οξειδώνεται αποκτώντας θετικό αριθμό οξείδωσης και το αμέταλλο συμπεριφέρεται ως οξειδωτικό και ανάγεται αποκτώντας αρνητικό αριθμό οξείδωσης. Έτσι σχηματίζεται ιοντική ένωση αφού το μέταλλο γίνεται κατιόν και το αμέταλλο ανιόν. Οι αντιδράσεις σύνθεσης είναι πάντα εξώθερμες δηλ. απελευθερώνεται θερμότητα προς το περιβάλλον.
Οι σπουδαιότερες από τις αντιδράσεις μετάλλου-αμετάλλου είναι :

Το οξείδιο του αργιλίου δημιουργείται από την αντίδραση : 2Al + 3/2 O2 → Al2O3
  • Αντιδράσεις μετάλλου-οξυγόνου. Τα μέταλλα εκτός από τα ευγενή (άργυρος, χρυσός, λευκόχρυσος) ενώνονται απευθείας με το καθαρό ή ατμοσφαιρικό Ο2, σε διαφορετικές για το καθένα συνθήκες. Τα περισσότερα μέταλλα στις συνηθισμένες συνθήκες, προσβάλλονται αργά και επιφανειακά ενώ αντίθετα καίγονται σε υψηλή θερμοκρασία χαρακτηριστική για το καθένα τους. Έτσι, για τις αντιδράσεις σύνθεσης ορισμένων μετάλλων με το Ο2, έχουμε :
2M + O2 → 2MO όπου Μ = Pb, Zn, Ni, Mg, Ba, Hg, Cu
Κ + Ο2 → ΚΟ2 (το Ο έχει αριθμό οξείδωσης -1/2)
2Na + O2 → Na2O2 (το Ο έχει αριθμό οξείδωσης -1)
3Fe + 2O2 → Fe3O4
2Al + 3/2 O2 → Al2O3
  • Αντιδράσεις μετάλλου-αλογόνου2 όπου Χ = F, Cl, Br, I). Το φθόριο (F2) είναι το δραστικότερο αλογόνο και αντιδρά ζωηρά με αρκετά μέταλλα ακόμα και με το λευκόχρυσο (Pt) και το χρυσό (Au) :
3F2 + 2M → 2MF3 όπου Μ = Al, Fe, Au
F2 + 2Na → 2NaF
2F2 + Pt → PtF4

Το χλώριο (Cl2), το βρόμιο (Βr2) και το ιώδιο (Ι2) δίνουν παραπλήσιες αντιδράσεις αλλά το βρόμιο και το ιώδιο είναι λιγότερο δραστικά :

Cl2 + M → MCl2 όπου Μ = Mg, Mn, Zn, Hg
3/2 Cl2 + M → MCl3 όπου Μ = Fe, Cr
  • Αντιδράσεις μετάλλου-θείου. Το θείο (S) προσβάλλει γενικά όλα τα μέταλλα. Τα περισσότερα απ' αυτά, όταν θερμαίνονται με θείο, μετατρέπονται σε ένα σουλφίδιο του μετάλλου :
S + M → MS όπου Μ = Mg, Fe, Cu, Pb, Zn,
  • Αντιδράσεις μετάλλου-αζώτου. Το άζωτο (Ν2) αντιδρά με ορισμένα μέταλλα σε υψηλή θερμοκρασία και δίνει τα αντίστοιχα νιτρίδια :
N2 + 3M → M3N2 όπου Μ = Ca, Mg, Ra, Mn
N2 + 2Al → 2AlN
  • Αντιδράσεις μετάλλου-άνθρακα. Ο άνθρακας (C) αντιδρά με ορισμένα μέταλλα σε υψηλή θερμοκρασία και δίνει καρβίδια :
3C + 4Al → Al4C3
2C + Ca → CaC2
Κρυσταλλική δομή του υδριδίου του νατρίου (NaH)
C + 3Fe → Fe3C
2C + 3Cr → Cr3C2
  • Αντιδράσεις μετάλλου-υδρογόνου. Το υδρογόνο (Η2) αντιδρά με τα στοιχεία της 1ης (αλκάλια) και 2ης ομάδας (αλκαλικές γαίες) του περιοδικού πίνακα σχηματίζοντας τα αντίστοιχα υδρίδια όπου έχει αριθμό οξείδωσης -1. Το Η2 συμπεριφέρεται ως οξειδωτικό :
1/2 H2 + M → MH όπου Μ = Li, K, Na, Rb
H2 + M → MH2 όπου M = Ca, Mg, Ba, Ra
  • Αντιδράσεις μετάλλου-φωσφόρου, αρσενικού, αντιμόνιου. Ο φωσφόρος (P), το αρσενικό (As) και το αντιμόνιο (Sb) αντιδρούν με ορισμένα μέταλλα και δίνουν τα αντίστοιχα φωσφίδια, αρσενίδια και αντιμονίδια :
3Ca + 2P → Ca3P2
3Mg + 2As → Mg3As2
3Ca + Sb → Ca3Sb2

Σχηματισμός ένωσης δύο αμετάλλων[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Τα αμέταλλα αντιδρούν μεταξύ τους σχηματίζοντας ομοιοπολικές ενώσεις. Το πλήθος των ενώσεων που σχηματίζεται από τέτοιες αντιδράσεις σύνθεσης είναι πολύ μεγάλο, δεν έχουν όμως όλες οι ενώσεις την ίδια σπουδαιότητα. Ενδιαφέρον παρουσιάζουν αυτές που φαίνονται στον παρακάτω πίνακα.

Ενώσεις που προκύπτουν από αντιδράσεις σύνθεσης δύο αμετάλλων
H2 F2 Cl2 Br2 I2 O2 S N2 P As Sb C Si B
H2 HF HCl HBr HI H2O H2S NH3 CxHy[2]
F2 SF6[3] PF3,PF5 AsF3,AsF5 SbF3,SbF5 CF4 SiF4 BF3
Cl2 S2Cl2[4] PCl3,PCl5 AsCl3 SbCl3 SiCl4 BCl3
Br2 S2Br2[5] PBr3,PBr5 AsBr3 SbBr3 BBr3
I2 PI3 AsI3 SbI3 BI3
O2 SO2 NO P2O5 As2O3 Sb2O3 CO2 SiO2 B2O3
S PxSy[6] As2S3,As2S5 Sb2S3,Sb2S5 CS2 SiS2 B2S3
N2 Si3N4 BN
C SiC B4C

Οι παραπάνω ενώσεις προκύπτουν με απευθείας αντίδραση σύνθεσης των αμετάλλων, π.χ. η ένωση CF4 σχηματίζεται από την αντίδραση C + 2F2 → CF4 κ.λ.π.
Οι κενές θέσεις του πίνακα αντιστοιχούν σε ενώσεις που είναι ήδη γραμμένες ή που δεν υπάρχουν, ή που σχηματίζονται έμμεσα.

Για παράδειγμα η ένωση μεταξύ Br2 και Η2 (δηλ. HBr) είναι η ίδια με την ένωση μεταξύ Η2 και Br2.

Οι ενώσεις μεταξύ ίδιων αμετάλλων προφανώς δεν υπάρχουν.

Οι ενώσεις AsH3 (αρσίνη), PH3 (φωσφίνη), SbH3 (αντιμονίνη), οι διάφορες ενώσεις του Si με το Η2 (σιλάνια), του Β με το Η2 (βοράνια) και του C με το Cl2 (CCl4), το Br2 (CBr4) και to Ι2 (CI4) σχηματίζονται έμμεσα.

Σημειώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Μερικές φορές ως αντιδράσεις σύνθεσης θεωρούμε και εκείνες στις οποίες η ένωση δημιουργείται από άλλες απλούστερες οργανικές, συνήθως, ενώσεις όπως είναι η σύνθεση της μεθανόλης από CO και Η2 : CO + 2H2 → CH3OH. Η άποψη αυτή χρησιμοποιείται κυρίως στην οργανική χημεία, οπότε οι αντιδράσεις αυτές αναφέρονται και ως οργανικές συνθέσεις και αποτελούν ιδιαίτερο τμήμα μελέτης των οργανικών αντιδράσεων.
  2. Σχηματίζονται διάφοροι υδρογονάνθρακες
  3. Εξαφθοριούχο θείο
  4. Διθειοχλωρίδιο
  5. Διθειοβρωμίδιο
  6. Σχηματίζονται περισσότερες από μια ενώσεις

Πηγές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
  2. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
  3. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις", Αθήνα 1976.
  4. Βάρβογλης Α. "Χημεία Οργανικών Ενώσεων", Θεσσαλονίκη 1986.
  5. Δημητριάδης Θ. Γ. "Test Οξειδοαναγωγής", Αθήνα 1989.
  6. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποιοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
  7. Μπαζάκης Ι. Α. "Γενική Χημεία", Αθήνα.

Δείτε επίσης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]