Разнообразие химических реакций, количество которых не поддается подсчетам, невозможно охватить единой универсальной классификацией, поэтому их разделяют по определенным общим признакам. Под любой из таких признаков могут быть отнесены реакции, как между неорганическими, так и между органическими веществами.
Во-первых, это реакции без изменения состава вещества и реакции с изменением состава.
Реакции, идущие без изменения состава веществ:
AlCl3,t
СН3-СН2-СН2-СН3 > СН3-СН-СН3
Реакции, идущие с изменением состава веществ:
6 СО2 + 6 Н2О = С6Н12О6 + 6 О2
В органической химии к этому типу реакций относятся реакции изомеризации. Так, изомеризацию алканов проводят для получения бензина с большим октановым числом.
Для химических процессов, происходящих между неорганическими реагентами, наиболее часто используются такие классификации:
1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.
2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.
3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.
4. Природа переносимых частиц.
5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.
6. Знак теплового эффекта
Различные способы классификации часто сочетаются друг с другом (рис.1).
Рисунок 1 - Признак классификации химических реакций
Рассмотрим более подробно каждый из типов химических реакций.
1. Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ (табл.1).
Таблица 1 - Типы химических реакций и их механизмы
1. Реакции соединения. Д.И.Менделеев определял соединение как реакцию, «при которой из двух веществ происходит одно. Итак, при реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава
К реакциям соединения относят процессы горения простых веществ (серы, фосфора, углерода) на воздухе. Например, углерод горит на воздухе С+О 2 =СО 2 (конечно эта реакция протекает постепенно, сначала образуется угарный газ СО). Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений - являются экзотермическими.
Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са (НСО3)2
так и относиться к числу окислительно-восстановительных
2FеСl2 + Сl2 = 2FеСl3.
2. Реакции разложения. Химические реакции разложения, по Менделееву, «составляют случаи, обратные соединению, то есть такие, при которых одно вещество даёт два, или, вообще, данное число веществ -- большее их число.
Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества
А = В + С + D
Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества. Примером реакции разложение может служить химическая реакция разложения мела (или известняка под воздействием температуры): СаСО 3 =СаО+СО 2 . Для проведения реакции разложения, как правило, требуется нагревание. Такие процессы -- эндотермические, т.е. протекают с поглощением теплоты. Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот
CuSO4 5H2O = CuSO4 + 5H2O,
Cu(OH)2 = CuO + H2O,
H2SiO3 = SiO2 + H2O.
К реакциям разложения окислительно-восстановительного характера относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления
2SO3 = 2SO2 + O2,
4HNO3 = 2H2O + 4NO2O + O2O,
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,
(NH4) 2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.
Реакции разложения в органической химии, в отличие от реакций разложения в неорганической химии, имеют свою специфику. Их можно рассматривать как процессы, обратные присоединению, поскольку в результате чаще всего образуются кратные связи или циклы.
Реакции разложения в органической химии носят название крекинга
С18H38 = С9H18 + С9H20
или дегидрирования C4H10 = C4H6 + 2H2.
В реакциях двух других типов число реагентов равно числу продуктов.
3. Реакции замещения. Их отличительный признак -- взаимодействие простого вещества со сложным. Такие реакции есть и в органической химии. Однако понятие «замещение» в органике шире, чем в неорганической химии. Если в молекуле исходного вещества какой-либо атом или функциональная группа заменяются на другой атом или группу, это тоже реакции замещения, хотя с точки зрения неорганической химии процесс выглядит как реакция обмена.
При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное А + ВС = АВ + С
Например, опустив стальной гвоздь в раствор медного купороса получаем железный купорос (железо вытеснило медь из её соли) Fe+CuSO 4 = FeSO 4 +Cu.
Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным
2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3,
Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,
2КВr + Сl2 = 2КСl + Вr2,
2КСlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2.
Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны.
Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды
СаСО3+ SiO2 = СаSiO3 + СО2,
Са3(РО4)2 + ЗSiO2 = ЗСаSiO3 + Р2О5.
Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена
СН4 + Сl2 = СН3Сl + НСl.
4. Реакции обмена (в том числе и нейтрализации). Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями
АВ + СD = АD + СВ
Большое их число протекает в водных растворах. Примером химической реакции обмена может служить нейтрализация кислоты щёлочью
NaOH+HCl=NaCl+Н 2 О.
Здесь в реагентах (веществах, стоящих слева) ион водорода из соединения HCl обменивается с ионом натрия из соединения NaOH, в результате чего образуется раствор поваренной соли в воде.
Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами - оксидами, основаниями, кислотами и солями
ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,
AgNО3 + КВr = АgВr + КNО3,
СrСl3 + ЗNаОН = Сr(ОН)3 + ЗNаСl.
Частный случай этих реакций обмена - реакции нейтрализации
НСl + КОН = КСl + Н2О.
Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения
NаНСО3 + НСl = NаСl + Н2О + СО2^,
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3v + 2Н2О,
СН3СООNа + Н3РО4 = СН3СООН + NаН2РО4.
Однако очень многие реакции не укладываются в приведённую простую схему. Например, химическая реакция между перманганатом калия (марганцовкой) и иодидом натрия не может быть отнесена ни к одному из указанных типов. Такие реакции, обычно, называют окислительно- восстановительные, например
2KMnO 4 +10NaI+8H2SO4 =2MnSO4 +K2SO4 +5Na2SO4 +5I2 +8H2O .
К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. В более обобщенном варианте (уже с учетом и органической химии), все реакции с участием простых веществ. И, наоборот, к реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.
2. Классификация реакций по фазовым признакам
В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:
1. Газовые реакции:
2. Реакции в растворах:
NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н2О(ж).
3. Реакции между твердыми веществами:
СаО(тв) +SiO2(тв) = СаSiO3(тв).
Лекция 2.
Химические реакции. Классификация химических реакций.
Окислительно-восстановительные реакции
Вещества, взаимодействуя друг с другом подвергаются различным изменениям и превращениям. Например, уголь, сгорая образует углекислый газ. Бериллий, взаимодействуя с кислородом воздуха превращается в оксид бериллия.
Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающихся от исходных составом и свойствами и при этом не происходит изменения состава ядер атомов называются химическими . Окисление железа, горение, получение металлов из руд – все это химические явления.
Следует различать химические и физические явления.
При физических явлениях изменяется форма или физическое состояние вещества или образуются новые вещества за счет изменения состава ядер атомов . Например, при взаимодействии газообразного аммиакам с жидким азотом, аммиак переходит вначале в жидкое, а затем в твердое состояние. Это не химическое, а физическое явление, т.к. состав вещества не меняется. Некоторые явления, приводящие к образованию. Новых веществ относятся к физическим. Таковы например, ядерные реакции в результате которых из ядер одних элементов образуются атомы других.
Физические явления, т.к. и химические широко распространены: протекание электрического тока по металлическому проводнику, ковка и плаваление металла, выделение теплоты, превращение воды в лед или пар. И т.д.
Химические явления всегда сопровождаются физическими. Например, при сгорании магния выделяется теплота и свет, в гальваническом элементе в результате химической реакции возникает электрический ток.
В соответствии с атомно-молекулярным учением и законом сохранения массы вещества из атомов вступивших в реакцию веществ, образуются новые вещества как простые так и сложные, причем общее число атомов каждого элемента всегда остается постоянным.
Химические явления возникают благодаря протеканию химических реакций.
Химические реакции классифицируют по различным признакам.
1.По признаку выделения или поглощения теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими. Например, реакция образования хлористого водорода из водорода и хлора:
Н 2 +СI 2 =2HCI+184,6 кДж
Реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды, называются эндотермическими. Например, реакция образования оксида азота (II) из азота и кислорода, которая протекает при высокой температуре:
N 2 +O 2 =2NO – 180,8кДж
Количество, выделенной или поглощенной в результате реакции теплоты называют тепловым эффектом реакции. Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций называется термохимией. Об этом мы подробно поговорим при изучении раздела «Энергетика химических реакций».
2. По признаку изменения числа исходных и конечных веществ реакции подразделяют на следующие типы: соединения, разложения и обмена .
Реакции в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество называются реакциями соединения :
Например, взаимодействие хлористого водорода с аммиаком:
HCI + NH 3 = NH 4 CI
Или горение магния:
2Mg + O2 = 2MgO
Реакции в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ называются реакциями разложения .
Например реакция разложения иодида водорода
2HI = H 2 + I 2
Или разложение перманганата калия:
2KmnO 4 = K2mnO 4 + mnO 2 + O 2
Реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества называются реакциями замещения.
Например, замещение свинца цинком в нитрате свинца (II):
Pb(NO 3) 2 + Zn =Zn(NO 3) 2 + Pb
Или вытеснение брома хлором:
2NaBr + CI 2 = 2NaCI + Br 2
Реакции в результате которых два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества называются реакциями обмена . Например, взаимодействие оксида алюминия с серной кислотой:
AI2O3 + 3H3SO4 = AI2(SO4)3 + 3H3O
Или взаимодействие хлорида кальция с нитратом серебра:
CaCI 2 + AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + AgCI
3. По признаку обратимости реакции делятся на обратимые и необратимые.
4.По признаку изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, различают реакции протекающие без изменения степени окисления атомов и окислительно-восстановительные (с изменением степени окисления атомов).
Окислительно-восстновительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители. Методы подбора коэффициентов в реакциях
окисления-восстановления
Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому типу относятся реакции протекающие без изменения степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Например
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H3O
BaCI 2 + K 2 SO4 = BaSO 4 + 2KCI
Ко второму типу относятся химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых элементов:
2KCIO 3 = 2KICI+3O2
2KBr+CI2=Br 2 +2KCI
Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода меняют степень окисления, а во второй атомы брома и хлора.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов входящих в состав реагирующих веществ называются окислительно-восстановительными.
Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.
Основные положения теории окислительно-восстановительных
реакций:
1.Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
AI - 3e – = AI 3+ H 2 - 2e – = 2H +
2.Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
S + 2e – = S 2- CI 2 +2e – = 2CI -
3.Атомы, молекулы или ионы отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются
4.Атомы, молекулы или ионы присоединяющие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнением:
Восстановитель – e – = Окислитель
Окислитель + e – = Восстановитель
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов окисления и восстановления.
Число электронов отдаваемых восстановителем всегда равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, т.е. состоящими из одного элемента или сложными. Типичными восстановителями являются атомы на внешнем энергетическом уровне которых имеются от одного до трех электронов. К этой группе относятся металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например водород, углерод, бор и др.
В химических реакциях они отдают электроны по схеме:
Э – ne – = Э n+
В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Например, в третьем периоде натрий самый активный восстановитель, а хлор – окислитель.
У элементов главных подгрупп усиливаются восстановительные свойства с повышением порядкового номера и ослабевают окислительные. Элементы главных подгрупп 4 - 7 групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны, т.е. проявлять восстановительные и окислительные свойства. Исключение – фтор, который проявляет только окислительные свойства, т.к. обладает наибольшей электроотрицательностью. Элементы побочных подгрупп имеют металлический характер, т.к. на внешнем уровне их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями.
Окислительные или восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента.
Например, KMnO 4 , MnO 2 , MnSO 4 ,
В первом соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может больше ее повышать, следовательно он может быть только окислителем.
В третьем соединении у марганца минимальная степень окисления, он может быть только восстановителем.
Важнейшие восстановители : металлы, водород, уголь, монооксид углерода, сероводород, хлорид двухвалентного олова, азотистая кислота, альдегиды, спирты, глюкоза, муравьиная и щавелевая кислоты, соляная кислота, катод при элетролизе.
Важнейшие окислители : галогены, перманганат калия, бихромат каля, кислород, озон, пероксид водорода, азотная, серная, селеновая кислоты, гипохлориты, перхлораты, хлораты, црская водка, смесь концентрированных азотной и плавиковой кислот, анод при электролизе.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
1.Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом число электронов отданных восстановителем равно числу электронов присоединенных окислителем. Для составления уравнения необходимо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо на основе известных свойств элементов либо опытным путем.
Медь, образуя ион меди отдает два электрона., ее степень окисления возрастает от 0 до +2. Ион палладия присоединяя два электрона изменяет степень окисления от +2 до 0. Следовательно нитрат палладия – окислитель.
Если установлены как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
Сu 0 -2e - = Сu 2+ 1
Pd +2 +2e - =Pd 0 1
Из приведенных электронных уравнений видно, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1.
Окончательное уравнение реакции:
Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd
Для проверки правильности составленного уравнения подсчитываем число атомов в правой и левой части уравнения. Последним проверяем по кислороду.
восстановительной реакции, идущей по схеме:
KМnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Решение Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
восстановитель 5 │ Р 3+ - 2ē ═ Р 5+ процесс окисления
окислитель 2 │Mn +7 + 5 ē ═ Mn 2+ процесс восстановления
Общее число электронов, отданных восстановлением, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид
2KМnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 ═ 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Метод полуреакций или ионно-электронный метод . Как показывает само название этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления.
При пропускании сероводорода через подкисленный раствор перманганата калия малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет.
Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования серы:
Н 2 S S + 2H +
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части отнять два электрона после чего можно стрелку заменить на знак равенства
Н 2 S – 2е – = S + 2H +
Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя сероводорода.
Обесцвечивание раствора связано с переходом MnO 4 - (малиновая окраска) в Mn 2+ (слабо розовая окраска). Это можно выразить схемой
MnO 4 – Mn 2+
В кислом растворе кислород, входящий в состав MnO 4 - вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так
MnO 4 – +8Н + Mn 2+ + 4Н 2 О
Чтобы стрелку заменить на знак равенства надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов, то а конечные два положительных заряда, то для выполнения условий равенства надо к левой части схемы прибавить пять электронов
MnO 4 – +8Н + +5е – Mn 2+ + 4Н 2 О
Это полуреакция – процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона.
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно, уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилу нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители на которые умножают уравнения пол
Н 2 S – 2е – = S + 2H + 5
MnO 4 – +8Н + +5е – Mn 2+ + 4Н 2 О 2
5Н 2 S +2MnO 4 – +16Н + = 5S+10H + + 2Mn 2+ + 8Н 2 О
После сокращения на 10H + получаем
5Н 2 S +2MnO 4 – +6Н + = 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О или в молекулярной форме
2к + + 3SO 4 2- = 2к + + 3SO 4 2-
5Н 2 S +2KMnO 4 +3Н 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +8Н 2 О
Сопоставим оба метода. Достоинство метод полуреакций по сравнению с методом электронного баланса заключается в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле в растворе нет ионов Mn +7 , Cr +6 , S +6 , S +4 ; MnO 4– , Cr 2 O 7 2– , CrO 4 2– , SO 4 2– . При методе полуреакций не нужно знать все образующиеся вещества; они появляются в уравнении реакции при выводе его.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования .
К межмолекулярным относятся реакции в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Сюда же относят и и реакции между разными веществами в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O
5HCI + HCIO 3 = 5CI 2 + 3H 2 O
К внутримолекулярным относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе. В этом случае атом с более положительной степенью окисления окисляет атом с меньшей степенью окисления. Такими реакциями являются реакции химического разложения. Например:
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2
2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2
Сюда же относят и разложение веществ в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
Протекание реакций диспропорционирования сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента. При этом исходное вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с более низкой степенью окисления. Эти реакции возможны для веществ с промежуточной степенью окисления. Примером может служить превращение манганата калия в котором марганец имеет промежуточную степень окисления +6 (от +7 до +4). Раствор этой соли имеет красивый темно-зеленый цвет (цвет иона МnO 4 химических Химический эксперимент по неорганической химии в системе проблемного обученияДипломная работа >> Химия
Задач» 27. Классификация химических реакций . Реакции , которые идут без изменения состава. 28. Классификация химических реакций , которые идут...
1. По признаку изменения степеней окисления элементов в молекулах реагирующих веществ все реакции делятся на:
а) окислительно-восстановительные реакции (реакции с переносом электронов);
б) не окислительно-восстановительные реакции (реакции без переноса электронов).
2. По знаку теплового эффекта все реакции делятся на:
а) экзотермические (идущие с выделением теплоты);
б) эндотермические (идущие с поглощением теплоты).
3. По признаку однородности реакционной системы реакции делятся на:
а) гомогенные (протекающие в однородной системе);
б) гетерогенные (протекающие в неоднородной системе)
4. В зависимости от присутствия или отсутствия катализатора реакции делятся на:
а) каталитические (идущие с участием катализатора);
б) некаталитические (идущие без катализатора).
5. По признаку обратимости все химические реакции делятся на:
а) необратимые (протекающие только в одном направлении);
б) обратимые (протекающие одновременно в прямом и в обратном направлениях).
Рассмотрим еще одну часто используемую классификацию.
По числу и составу исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции можно выделить следующие важнейшие типы химических реакций:
а) реакции соединения; б) реакции разложения;
в) реакции замещения; г) реакции обмена.
Реакции соединения - это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава:
А + В + ... = В.
Существует большое число реакций соединения простых веществ (металлов с неметаллами, неметаллов с неметаллами), например:
Fe + S = FeS 2Na + Н 2 = 2NaН
S + О 2 = SО 2 Н 2 + Сl 2 = 2НСl
Реакции соединения простых веществ всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Как правило, эти реакции экзотермичны.
В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества, например:
СаО + SО 3 = СаSО 4 К 2 О + Н 2 О = 2КОН
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Сa(НСО 3) 2
В приведенных примерах степени окисления элементов при протекании реакций не изменяются.
Существуют также реакции соединения простых и сложных веществ, которые относятся к окислительно-восстановительным реакциям, например:
2FеС1 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 2SО 2 + О 2 = 2SО 3
· Pеакции разложения - это реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ: А = В + С + ...
Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества, например:
2Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3Н 2 О ВаСО 3 = ВаО + СО 2
2АgNO 3 = 2Аg + 2NO 2 + О 2
Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Как и реакции соединения, реакции разложения могут протекать с изменением и без изменения степеней окисления элементов.
Реакции замещения - это реакции между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества. В результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество:
А + ВС = АС + В
Эти реакции почти всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Например:
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2
Са + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2
Fе + СuSО 4 = FеSО 4 + Сu
2Аl + Fе 2 О 3 = 2Fе + Аl 2 О 3
2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2
Существует небольшое число реакций замещения, в которых участвуют сложные вещества и которые происходят без изменения степеней окисления элементов, например:
СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2
Са 3 (РО 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + Р 2 О 5
Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями:
АВ + СВ = АВ + СВ
Реакции обмена всегда протекают без переноса электронов, т. е. являются не окислительно-восстановительными реакциями. Например:
НNО 3 + NаОН = NaNО 3 + Н 2 О
ВаСl 2 + Н 2 SО 4 = ВаSO 4 + 2НСl
В результате реакций обмена обычно образуются осадок (↓),или газообразное вещество (), или слабый электролит (например, вода).
Классификацию химических реакций в неорганической и органической химии осуществляют на основании различных классифицирующих признаков, сведения о которых приведены в таблице ниже.
По изменению степени окисления элементов
Первый признак классификации — по изменению степени окисления элементов, образующих реагенты и продукты.
а) окислительно-восстановительные
б) без изменения степени окисления
Окислительно-восстановительными
называют реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов. К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. К реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.
По числу и составу реагентов и продуктов
Химические реакции классифицируются по характеру процесса, т.е по числу и составу реагентов и продуктов.
Реакциями соединения
называют химические реакции, в результате которых сложные молекулы получаются из нескольких более простых, например:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Реакциями разложения
называют химические реакции, в результате которых простые молекулы получаются из более сложных, например:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Реакции разложения можно рассматривать как процессы, обратные соединению.
Реакциями замещения
называют химические реакции, в результате которых атом или группа атомов в молекуле вещества замещается на другой атом или группу атомов, например:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Их отличительный признак - взаимодействие простого вещества со сложным. Такие реакции есть и в органической химии.
Однако понятие «замещение» в органике шире, чем в неорганической химии. Если в молекуле исходного вещества какой-либо атом или функциональная группа заменяются на другой атом или группу, это тоже реакции замещения, хотя с точки зрения неорганической химии процесс выглядит как реакция обмена.
— обмена (в том числе и нейтрализации).
Реакциями обмена
называют химические реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов и приводящие к обмену составных частей реагентов, например:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
По возможности протекать в обратном направлении
По возможности протекать в обратном направлении – обратимые и необратимые.
Обратимыми называют химические реакции, протекающие при данной температуре одновременно в двух противоположных направлениях с соизмеримыми скоростями. При записи уравнений таких реакций знак равенства заменяют противоположно направленными стрелками. Простейшим примером обратимой реакции является синтез аммиака взаимодействием азота и водорода:
N 2 +3H 2 ↔2NH 3
Необратимыми называют реакции, протекающие только в прямом направлении, в результате которых образуются продукты, не взаимодействующие между собой. К необратимым относят химические реакции, в результате которых образуются малодиссоциированные соединения, происходит выделение большого количества энергии, а также те, в которых конечные продукты уходят из сферы реакции в газообразном виде или в виде осадка, например:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O 2 = 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
По тепловому эффекту
Экзотермическими называют химические реакции, идущие с выделением теплоты. Условное обозначение изменения энтальпии (теплосодержания) ΔH, а теплового эффекта реакции Q. Для экзотермических реакций Q > 0, а ΔH < 0.
Эндотермическими называют химические реакции, идущие с поглощением теплоты. Для эндотермических реакций Q < 0, а ΔH > 0.
Реакции соединения как правило будут реакциями экзотермическими, а реакции разложения - эндотермическими. Редкое исключение - реакция азота с кислородом - эндотермическая:
N2 + О2 → 2NO – Q
По фазе
Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной среде (однородные вещества, в одной фазе, например г-г, реакции в растворах).
Гетерогенными называют реакции, протекающие в неоднородной среде, на поверхности соприкосновения реагирующих веществ, находящихся в разных фазах, например, твердой и газообразной, жидкой и газообразной, в двух несмешивающихся жидкостях.
По использованию катализатора
Катализатор – вещество ускоряющее химическую реакцию.
Каталитические реакции протекают только в присутствии катализатора (в том числе и ферментативные).
Некаталитические реакции идут в отсутствие катализатора.
По типу разрыва связей
По типу разрыва химической связи в исходной молекуле различают гомолитические и гетеролитические реакции.
Гомолитическими называются реакции, при которых в результате разрыва связей образуются частицы, имеющие неспаренный электрон - свободные радикалы.
Гетеролитическими называют реакции, протекающие через образование ионных частиц - катионов и анионов.
- гомолитические (равный разрыв, каждый атом по 1 электрону получает)
- гетеролитический (неравный разрыв – одному достается пара электронов)
Радикальными (цепными) называют химические реакции с участием радикалов, например:
CH 4 + Cl 2 hv →CH 3 Cl + HCl
Ионными называют химические реакции, протекающие с участием ионов, например:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Электрофильными называют гетеролитические реакции органических соединений с электрофилами - частицами, несущими целый или дробный положительный заряд. Они подразделяются на реакции электрофильного замещения и электрофильного присоединения, например:
C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl
H 2 C =CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br
Нуклеофильными называют гетеролитические реакции органических соединений с нуклеофилами - частицами, несущими целый или дробный отрицательный заряд. Они подразделяются на реакции нуклеофильного замещения и нуклеофильного присоединения, например:
CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr
CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Классификация органических реакций
Классификация органических реакций приведена в таблице:
Химические реакции (химические явления) – это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от исходных по составу или строению. При протекании химических реакций не происходит изменения числа атомов того или иного элемента, взаимопревращения изотопов.
Классификация химических реакций многопланова, в ее основу могут быть положены различные признаки: число и состав реагентов и продуктов реакции, тепловой эффект, обратимость и др.
I. Классификация реакций по числу и составу реагирующих веществ
А. Реакций, протекающие без изменения качественного состава вещества . Это многочисленные аллотропные превращения простых веществ (например, кислород ↔ озон (3О 2 ↔2О 3), белое олово ↔ серое олово); переход при изменении температуры некоторых твердых веществ из одного кристаллического состояния в другое –полиморфные превращения (например, красные кристаллы иодида ртути (II) при нагревании превращаются в вещество желтого цвета того же состава, при охлаждении протекает обратный процесс); реакции изомеризации (например,NH 4 OCN↔ (NH 2) 2 CO) и др.
Б. Реакции, протекающие с изменением состава реагирующих веществ.
Реакции соединения – это реакции, при которых из двух или более исходных веществ образуется одно новое сложное вещество. Исходные вещества могут быть как простыми, так и сложными, например:
4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5 ; 4NO 2 + О 2 + 2Н 2 О = 4HNO 3 ; СаО+ Н 2 О =Са(ОН) 2 .
Реакции разложения – это реакции, при которых из одного исходного сложного вещества образуется два или более новых вещества. Вещества, образующиеся в реакциях такого типа могут быть как простыми, так и сложными, например:
2HI = Н 2 + I 2 ; СаCO 3 =СаО+ CO 2 ; (CuOH) 2 CO 3 = CuO + H 2 O + CO 2 .
Реакции замещения – это процессы, в которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе. Поскольку в реакциях замещения в качестве одного из реагентов обязательно участвует простое вещество, практически все превращения такого типа являются окислительно-восстановительными, например:
Zn + H 2 SO 4 = H 2 + ZnSO 4 ; 2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 ; H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.
Реакции обмена – это реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями. Реакции обмена могут протекать непосредственно между двумя реагентами без участия растворителя, например:H 2 SO 4 + 2КОН =K 2 SO 4 + 2Н 2 О;SiО 2 (тв) + 4HF(г)=SiF 4 + 2Н 2 О.
Реакции обмена, протекающие в растворах электролитов, называют реакциями ионного обмена. Такие реакции возможны лишь в том случае, если одно из образующихся веществ является слабым электролитом, выделяется из сферы реакции в виде газа или труднорастворимого вещества (правило Бертолле):
AgNO 3 +HCl=AgCl↓ +HNO 3 , илиAg + +Cl - =AgCl↓;
NH 4 Cl+ КОН =KCl+NH 3 +H 2 O, илиNH 4 + +OH - =H 2 O+NH 3 ;
NaOH+HCl=NaCl+H 2 O, или Н + +OH - =H 2 O.
II. Классификация реакций по тепловому эффекту
А. Реакции, протекающие с выделением тепловой энергии –экзотермические реакции (+ Q).
Б. Реакции, протекающие с поглощением теплоты –эндотермические реакции (– Q).
Тепловым эффектом реакции называют количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции. Уравнение реакции, в котором указан ее тепловой эффект, называюттермохимическим. Значение теплового эффекта реакции удобно приводить в расчете на 1 моль одного из участников реакции, поэтому в термохимических уравнениях часто можно встретить дробные коэффициенты:
1/2N 2 (г) + 3/2Н 2 (г) =NH 3 (г) + 46,2 кДж /моль.
Экзотермическими являются все реакции горения, подавляющее большинство реакций окисления и соединения. Реакции разложения, как правило, требуют затрат энергии.
