Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении.

В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.

Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование, плавление, электропроводность, излучение тепла и света, ковкость и др.) или образуются новые вещества с изменением состава ядер атомов.

Атомно - молекулярное учение.

1. Все вещества состоят из молекул.

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов.

Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 118 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Zпротонов и Nнейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе.

Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A= Z+ N .

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Массовое число ® Заряд ® ядра

A Z

63 29

Cu и

65 29

35 17

Cl и

37 17

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам. Простые вещества - молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

C ложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Постоянная атомной массы равна 1 / 12 массы изотопа 12 C - основного изотопа природного углерода.

m u = 1 / 12 m (12 C ) =1 а.е.м = 1,66057 10 -24 г

Относительная атомная масса (A r ) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1 / 12 массы атома 12 C .

Средняя абсолютная масса атома (m ) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

A r (Mg ) = 24,312

m (Mg ) = 24,312 1,66057 10 -24 = 4,037 10 -23 г

Относительная молекулярная масса (M r ) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1 / 12 массы атома углерода 12 C .

M г = m г / (1 / 12 m а (12 C ))

m r - масса молекулы данного вещества;

m а (12 C ) - масса атома углерода 12 C .

M г = S A г (э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Примеры.

M г (B 2 O 3 ) = 2 A r (B ) + 3 A r (O ) = 2 11 + 3 16 = 70

M г (KAl(SO 4) 2) = 1 A r (K) + 1 A r (Al) + 1 2 A r (S) + 2 4 A r (O) =
= 1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4 16 = 258

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.

Количество вещества, моль . Означает определенное число структурных элементов (молекул, атомов, ионов). Обозначается n , измеряется в моль. Моль - количество вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.

Число Авогадро (N A ). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то же и равно 6,02 10 23 . (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль -1).

Пример.

Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

n (s ) = m (s ) / M (s ) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро N A

N(s) = n (s) N A = 0,2 6,02 10 23 = 1,2 10 23

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M ).

M = m / n

Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему количеству вещества.

Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная.

M = N A m (1 молекула) = N A M г 1 а.е.м. = (N A 1 а.е.м.) M г = M г

Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO 3 ), то масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей (при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2 Na + Cl 2 2 NaCl , означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.

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:

Справочник содержит 1100 неорганических веществ, для которых приведены уравнения важнейших реакций. Выбор веществ обосновывался их теоретической и лабораторно-промышленной важностью.

Справочник организован по алфавитному принципу химических формул и четко разработанной структуре, снабжен предметным указателем, позволяющим легко найти нужное вещество. Не имеет аналогов в отечественной и зарубежной химической литературе.

Для студентов химических и химико-технологических ВУЗов. Может быть использован преподавателями ВУЗов, аспирантами, научными и инженерно-техническими работниками химической промышленности, а также учителями и учащимися старших классов средней школы.

Al - алюминий.

Белый, легкий, пластичный металл. Пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия из-за образования устойчивой оксидной пленки; амальгамированный металл реагирует с водой. Реакционноспособный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с разбавленными кислотами и щелочами.

AIN - нитрид алюминия.

Белый, очень твердый, огнеупорный, термически устойчивый. Не реагирует с жидкой водой, полностью гидролизуется водяным паром. Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами и щелочами, но кислотостоек в компактной форме.

ZnS - сульфид цинка(II).

Белый, аморфный (осажденный из раствора) или кристаллический - кубическая а-модификация и гексагональная B-модификация. Чувствителен к УФ-облучению. В аморфном виде более реакционноспособный. Пептизируется (переходит в коллоидный раствор) при длительной обработке сероводородной водой. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с сильными кислотами, во влажном состоянии медленно окисляется 02 воздуха.

Бесплатно скачать электронную книгу в удобном формате, смотреть и читать:
Скачать книгу Реакции неорганических веществ, справочник, Молочко В.А., Андреева Л.Л., Лидин Р.А., 2007 - fileskachat.com, быстрое и бесплатное скачивание.

• Константы неорганических веществ, Справочник, Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А., 2008
• Химия, Для школьников старших классов и поступающих в ВУЗы, Теоретические основы, Вопросы, Задачи, Тесты, Учебное пособие, Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л., 2001

Занятие 2

Классификация химических реакций в неорганической химии

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

По числу исходных веществ и продуктов реакции

Разложение – реакция, в которой из одного сложного вещества образуются два и более простых или сложных веществ

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Соединение – реакция, в результате которой из двух и более простых или сложных веществ, образуется одно более сложное

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

Замещение – реакция, протекающая между простыми и сложными веществами, при которой атомы простого вещества замещаются на атомы одного из элементов в сложном веществе.

Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2

Обмен – реакция, при которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Одна из реакций обмена реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием, в результате которой получается соль и вода.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

По тепловому эффекту

Реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими реакциями.

С + О 2 → СО 2 + Q

2) Реакции, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими реакциями.

N 2 + O 2 → 2NO – Q

По признаку обратимости

Обратимые – реакции, проходящие при одних и тех условиях в двух взаимопротивоположных направлениях.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные, называются необратимыми, при этом должен выделяться газ, осадок, или малодиссоциирующее вещество- вода.

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Na 2 CO 3 +2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Са + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

И реакции, протекающие без изменения степени окисления.

HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O

5.Гомомгенные реакции, если исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии. И гетерогенные реакции, если продукты реакции и исходные вещества находятся в разных агрегатных состояниях.

Например: синтез аммиака.

Окислительно-восстановительные реакции.

Различают два процесса:

Окисление – это отдача электронов, в результате степень окисления увеличивается. Атом молекула или ион, отдающий электрон называется восстановителем .

Mg 0 - 2e → Mg +2

Восстановление – процесс присоединения электронов, в результате степень окисления уменьшается. Атом молекула или ион, присоединяющий электрон называется окислителем .

S 0 +2e → S -2

O 2 0 +4e → 2O -2

В окислительно–восстановительных реакциях должно соблюдаться правило электронного баланса (число присоединенных электронов должно быть равно числу отданных, свободных электронов быть не должно). А так же должен соблюдаться атомный баланс (число одноименных атомов в левой части должно быть равно числу атомов в правой части)

Правило написание окислительно-восстановительных реакций.

Написать уравнение реакции

Поставить степени окисления

Найти элементы, у которых изменяется степень окисления

Выписать попарно их.

Найти окислитель и восстановитель

Написать процесс окисление или восстановления

Уравнять электроны, пользуясь правилом электронного баланса (найти н.о.к.), расставив коэффициенты

Написать суммарное уравнение

Поставить коэффициенты в уравнение химической реакции

KClO 3 → KClO 4 + KCl; N 2 + H 2 → NH 3 ; H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O; Al + O 2 = Al 2 O 3 ;

Сu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O; KClO 3 → KCl + O 2 ; P + N 2 O = N 2 + P 2 O 5 ;

NO 2 + H 2 O = HNO 3 + NO

. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химических реакций от концентрации, температуры и природы реагирующих веществ.

Химические реакции протекают с разными скоростями. Изучением скорости химической реакции, а также выявлением её зависимости от условий проведения процесса занимается наука - химическая кинетика.

υ гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единице объёма:

υ =Δ n / Δt ∙V

где Δ n – изменение числа молей одного из веществ (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции), (моль);

V – объем газа или раствора (л)

Поскольку Δ n / V = ΔC (изменение концентрации), то

υ =Δ С / Δt (моль/л∙ с)

υ гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ.

υ =Δ n / Δt ∙ S

где Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);

Δt – интервал времени (с, мин);

S – площадь поверхности соприкосновения веществ (см 2 , м 2)

Почему скорость разных реакций не одинакова?

Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Но не каждое их столкновение приводит к химической реакции. Для того чтобы столкновение привело к химической реакции, молекулы должны иметь достаточно высокую энергию. Частицы, способные при столкновении, вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц – энергией активации Е акт . Активных частиц в веществе намного меньше, чем со средней энергией, поэтому для начала многих реакций системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).

Энергетический барьер (величина Е акт ) разных реакций различен, чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция.

2. Факторы, влияющие на υ (количество соударений частиц и их эффективность).

1) Природа реагирующих веществ: их состав, строение => энергия активации

▪ чем меньше Е акт , тем больше υ;

2) Температура : при t на каждые 10 0 С, υ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Задача 1. Скорость некоторой реакции при 0 0 С равна 1 моль/л ∙ ч, температурный коэффициент реакции равен 3. Какой будет скорость данной реакции при 30 0 С?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 моль/л∙ч

3) Концентрация: чем больше, тем чаще происходят соударения и υ . При постоянной температуре для реакции mA + nB = C по закону действующих масс:

υ = k ∙ С A m ∙ C B n

где k – константа скорости;

С – концентрация (моль/л)

Закон действующих масс:

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.

Задача 2. Реакция идет по уравнению А +2В → С. Во сколько раз и как изменится скорость реакции, при увеличении концентрации вещества В в 3 раза?

Решение:υ = k ∙ С A m ∙ C B n

υ = k ∙ С A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ а ∙ в 2

υ 2 = k ∙ а ∙ 3 в 2

υ 1 / υ 2 = а ∙ в 2 / а ∙ 9 в 2 = 1/9

Ответ: увеличится в 9 раз

Для газообразных веществ скорость реакции зависит от давления

Чем больше давление, тем выше скорость.

4) Катализаторы – вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают Е акт => υ .

▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции

▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки.

▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ

1. При протекании реакции концентрация реагентов:

1) увеличивается

2) не изменяется

3) уменьшается

4) не знаю

2. При протекании реакции концентрация продуктов:

1) увеличивается

2) не изменяется

3) уменьшается

4) не знаю

3. Для гомогенной реакции А+В → … при одновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 раза скорость реакции возрастает:

1) в 2 раза

2) в 3 раза

4) в 9 раз

4. Скорость реакции H 2 + J 2 →2HJ понизится в 16 раз при одновременном уменьшении молярных концентраций реагентов:

1) в 2 раза

2) в 4 раза

5. Скорость реакции CO 2 + H 2 → CO + H 2 O при увеличении молярных концентраций в 3 раза (CO 2) и в 2 раза (H 2) возрастает:

1) в 2 раза

2) в 3 раза

4) в 6 раз

6. Скорость реакции C (T) + O 2 → CO 2 при V-const и увеличении количеств реагентов в 4 раза возрастает:

1) в 4 раза

4) в 32 раза

10. Скорость реакции А+В → … увеличится при:

1) понижении концентрации А

2) повышении концентрации В

3) охлаждении

4) понижении давления

7. Скорость реакции Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 выше при использовании:

1) порошка железа, а не стружек

2) железных стружек, а не порошка

3) концентрированной H 2 SO 4 , а не разбавленной H 2 SO 4

4) не знаю

8. Скорость реакции 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 будет выше, если использовать:

1) 3%-й раствор H 2 O 2 и катализатор

2) 30%-й раствор H 2 O 2 и катализатор

3) 3%-й раствор H 2 O 2 (без катализатора)

4) 30%-й раствор H 2 O 2 (без катализатора)

Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Химические реакции по направлению их протекания можно разделить

▪ Необратимые реакции протекают только в одном направлении (реакции ионного обмена с , ↓, мдс, горения и некоторые др.)

Например, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3

▪ Обратимые реакции при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях (↔).

Например, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Состояние обратимой реакции, при котором υ → = υ ← называется химическим равновесием.

Чтобы реакция на химических производствах проходила как можно полнее, необходимо сместить равновесие в сторону продукта. Для того, чтобы определить, как тот или иной фактор изменит равновесие в системе, используют принцип Ле Шателье (1844 г.):

Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие .

Равновесие смещается:

1) при С реаг →,

при С прод ← ;

2) при p (для газов) - в сторону уменьшения объема,

при ↓ р – в сторону увеличения V;

если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

3) при t – в сторону эндотермической реакции (- Q),

при ↓ t – в сторону экзотермической реакции (+ Q).

Задача 3. Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q , чтобы сместить равновесие в сторону разложения PCl 5 (→)

↓ С (PCl 3) и С (Cl 2)

Задача 4. Как сместиться химическое равновесие реакции 2СО + О 2 ↔ 2СО 2 + Q при

а) повышении температуры;

б) повышении давлении

1. Способ, смещающий равновесие реакции 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 вправо (→), - это:

1) увеличение концентрации угарного газа

2) увеличение концентрации углекислого газа

3) уменьшение концентрации оксида мели (I)

4) уменьшение концентрации оксида меди (II)

2. В гомогенной реакции 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O при повышении давления равновесие сместится:

2) вправо

3) не сместится

4) не знаю

8. При нагревании равновесие реакции N 2 + O 2 2NO – Q:

1) сместится вправо

2) сместится влево

3) не сместится

4) не знаю

9. При охлаждении равновесие реакции H 2 + S H 2 S + Q:

1) сместится влево

2) сместится вправо

3) не сместится

4) не знаю

1. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

   Документ

   Задания А 19 (ЕГЭ 2012 г) Классификация химических реакций в неорганической и органической химии . К реакциям замещения относится взаимодействие: 1) пропена и воды, 2) ...

2. Тематическое планирование уроков химии в 8-11 классах 6

   Тематическое планирование

   1 Химические реакции 11 11 Классификация химических реакций в неорганической химии . (С) 1 Классификация химических реакций в органической химии . (С) 1 Скорость химических реакций . Энергия активации. 1 Факторы, влияющие на скорость химических реакций ...

3. Вопросы к экзаменам по химии для студентов 1 го курса ну(К)орк фо

   Документ

   Метана, применение метана. Классификация химических реакций в неорганической химии . Физические и химические свойства и применение этилена. Химическое равновесие и условия его...

4. Химические реакции – это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и (или) строению.

   Классификация реакций:

   I. По числу и составу реагирующих веществ и продуктов реакции:

   1) Реакции, идущие без изменения состава вещества:

   В неорганической химии это реакции превращения одних аллотропных модификаций в другие:

   C (графит) → C (алмаз); P (белый) → P (красный).

   В органической химии это реакции изомеризации – реакции, в результате которых из молекул одного вещества образуются молекулы других веществ того же качественного и количественного состава, т.е. с той же молекулярной формулой, но другим строением.

   СН 2 -СН 2 -СН 3 → СН 3 -СН-СН 3

   н-бутан 2-метилпропан (изобутан)

   2) Реакции, идущие с изменением состава вещества:

   а) Реакции соединения (в органической химии присоединения) – реакции, в ходе которых из двух и более веществ образуется одно более сложное: S + O 2 → SO 2

   В органической химии это реакции гидрирования, галогенирования, гидрогалогенирования, гидратации, полимеризации.

   СН 2 = СН 2 + НОН → СН 3 – СН 2 ОН

   б) Реакции разложения (в органической химии отщепления, элиминирования) – реакции, в ходе которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ:

   СН 3 – СН 2 ОН → СН 2 = СН 2 + Н 2 О

   2KNO 3 →2KNO 2 + O 2

   В органической химии примеры реакций отщепления - дегидрирование, дегидратация, дегидрогалогенирование, крекинг.

   в) Реакции замещения – реакции, в ходе которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе (в органической химии – реагентами и продуктами реакции часто являются два сложных вещества).

   CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl +HCl ; 2Na+ 2H 2 O→ 2NaOH + H 2

   Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением степеней окисления атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию оксида кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие оксиды:

   СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2

   Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5

   г) Реакции обмена – реакции, в ходе которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями:

   NaOH + HCl → NaCl + H 2 O,
   2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O

   II. По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества

   1) Реакции, идущие с изменением степеней окисления, или ОВР:

   ∙2| N +5 + 3e – → N +2 (процесс восстановления, элемент – окислитель),

   ∙3| Cu 0 – 2e – → Cu +2 (процесс окисления, элемент – восстановитель),

   
   
   

   8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

   В органической химии:

   C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH

   2) Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов:

   Li 2 O + H 2 O → 2LiOH,
   HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O

   III. По тепловому эффекту

   1) Экзотермические реакции протекают с выделением энергии:

   С + О 2 → СО 2 + Q,
   СH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q

   2) Эндотермические реакции протекают с поглощением энергии:

   СaCO 3 → CaO + CO 2 - Q

   C 12 H 26 → C 6 H 14 + C 6 H 12 - Q

   IV. По агрегатному состоянию реагирующих веществ

   1) Гетерогенные реакции – реакции, в ходе которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях:

   Fe(тв) + CuSO 4 (р-р) → Cu(тв) + FeSO 4 (р-р),
   CaC 2 (тв) + 2H 2 O(ж) → Ca(OH) 2 (р-р) + C 2 H 2 (г)

   2) Гомогенные реакции – реакции, в ходе которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии:

   H 2 (г) + Cl 2 (г) → 2HCl(г),
   2C 2 H 2 (г) + 5O 2 (г) → 4CO 2 (г) + 2H 2 O(г)

   V. По участию катализатора

   1) Некаталитические реакции, идущие без участия катализатора:

   2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О, С 2 Н 4 + 3О 2 → 2СО 2 + 2Н 2 О

   2) Каталитические реакции, идущие с участием катализаторов:

   2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

   VI. По направлению

   1) Необратимые реакции протекают в данных условиях только в одном направлении:

   С 2 Н 4 + 3О 2 → 2СО 2 + 2Н 2 О

   2) Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3

   
   
   

   VII. По механизму протекания

   1) Радикальный механизм.

   А: В → А· + ·В

   Происходит гомолитический (равноценный) разрыв связи. При гемолитическом разрыве пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из образующихся частиц получает по одному электрону. При этом образуются радикалы – незаряженные частицы с неспаренными электрономи. Радикалы – очень реакционноспособные частицы, реакции с их участием происходят в газовой фазе с большой скоростью и часто со взрывом.

   Радикальные реакции идут между образующимися в ходе реакции радикалами и молекулами:

   2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

   CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl +HCl

   Примеры: реакции горения органических и неорганических веществ, синтез воды, аммиака, реакции галогенирования и нитрования алканов, изомеризация и ароматизация алканов, каталитическое окисление алканов, полимеризация алкенов, винилхлорида и др.

   2) Ионный механизм.

   А: В → :А - + В +

   Происходит гетеролитический (неравноценный) разрыв связи, при этом оба электрона связи остают­ся с одной из ранее связанных частиц. Образуются заряженные частиц (катионы и анионы).

   Ионные реакции идут в растворах между уже имеющимися или образующимися в ходе реакции ионами.

   Например, в неорганической химии – это взаимодействие электролитов в растворе, в органической химии – это реакции присоединения к алкенам, окисление и дегидрирование спиртов, замещение спиртовой группы и другие реакции, характеризующие свойства альдегидов и карбоновых кислот.

   VIII. По виду энергии, инициирующей реакцию:

   1) Фотохимические реакции происходят при воздействии квантов света. Например, синтез хлороводорода, взаимодействие метана с хлором, получение озона в природе, процессы фотосинтеза и др.

   2) Радиационные реакции инициируются излучениями больших энергий (рентгеновскими лучами, γ-лучами).

   3) Электрохимические реакции инициирует электрический ток, например, при электролизе.

   4) Термохимические реакции инициируются тепловой энергией. К ним относятся все эндотермические реакции и множество экзотермических, для инициации которых необходима теплота.