Klasifikácia chemických reakcií v anorganickej a organickej chémii sa vykonáva na základe rôznych klasifikačných znakov, ktorých podrobnosti sú uvedené v tabuľke nižšie.
Zmenou oxidačného stavu prvkov
Prvým znakom klasifikácie je zmena stupňa oxidácie prvkov, ktoré tvoria reaktanty a produkty.
a) redoxný
b) bez zmeny oxidačného stavu
redox nazývané reakcie sprevádzané zmenou oxidačných stavov chemických prvkov, ktoré tvoria činidlá. Redox v anorganickej chémii zahŕňa všetky substitučné reakcie a tie rozkladné a zložené reakcie, na ktorých sa podieľa aspoň jedna jednoduchá látka. Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov prvkov tvoriacich reaktanty a reakčné produkty, zahŕňajú všetky výmenné reakcie.
Podľa počtu a zloženia činidiel a produktov
Chemické reakcie sú klasifikované podľa povahy procesu, to znamená podľa počtu a zloženia reaktantov a produktov.
Reakcie spojenia nazývané chemické reakcie, v dôsledku ktorých sa zložité molekuly získavajú z niekoľkých jednoduchších, napríklad:
4Li + 02 = 2Li20
Rozkladné reakcie nazývané chemické reakcie, v dôsledku ktorých sa jednoduché molekuly získavajú zo zložitejších, napríklad:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
Rozkladné reakcie možno považovať za procesy inverzné k zlúčenine.
substitučné reakcie chemické reakcie sa nazývajú, v dôsledku ktorých je atóm alebo skupina atómov v molekule látky nahradená iným atómom alebo skupinou atómov, napríklad:
Fe + 2HCl \u003d FeCl2 + H2
Ich charakteristickým znakom je interakcia jednoduchej látky so zložitou. Takéto reakcie existujú v organickej chémii.
Pojem „substitúcia“ v organických látkach je však širší ako v anorganickej chémii. Ak je ktorýkoľvek atóm alebo funkčná skupina v molekule pôvodnej látky nahradená iným atómom alebo skupinou, ide tiež o substitučné reakcie, aj keď z pohľadu anorganickej chémie proces vyzerá ako výmenná reakcia.
- výmena (vrátane neutralizácie).
Výmenné reakcie nazývame chemické reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov prvkov a vedú k výmene zložiek reagencií, napríklad:
AgN03 + KBr = AgBr + KNO3
Ak je to možné, bežte opačným smerom.
Ak je to možné, postupujte v opačnom smere - reverzibilné a nevratné.
reverzibilné nazývané chemické reakcie prebiehajúce pri danej teplote súčasne v dvoch opačných smeroch s úmernou rýchlosťou. Pri písaní rovníc takýchto reakcií sa znamienko rovnosti nahradí opačne orientovanými šípkami. Najjednoduchším príkladom reverzibilnej reakcie je syntéza amoniaku interakciou dusíka a vodíka:
N2 + 3H2↔2NH3
nezvratné sú reakcie, ktoré prebiehajú len smerom dopredu, v dôsledku čoho vznikajú produkty, ktoré spolu neinteragujú. Ireverzibilné zahŕňajú chemické reakcie, ktoré vedú k tvorbe mierne disociovaných zlúčenín, uvoľňuje sa veľké množstvo energie, ako aj také, pri ktorých konečné produkty opúšťajú reakčnú sféru v plynnej forme alebo vo forme zrazeniny, napríklad:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O2 \u003d 2CaO
BaBr2 + Na2S04 = BaS04↓ + 2NaBr
Tepelným efektom
exotermický sú chemické reakcie, pri ktorých sa uvoľňuje teplo. Symbol pre zmenu entalpie (obsah tepla) je ΔH a tepelný účinok reakcie je Q. Pre exotermické reakcie je Q > 0 a ΔH< 0.
endotermický nazývané chemické reakcie, ktoré prebiehajú pri absorpcii tepla. Pre endotermické reakcie Q< 0, а ΔH > 0.
Kopulačné reakcie budú vo všeobecnosti exotermické reakcie a rozkladné reakcie budú endotermické. Vzácnou výnimkou je reakcia dusíka s kyslíkom - endotermická:
N2 + O2 → 2NO - Q
Podľa fázy
homogénne nazývané reakcie prebiehajúce v homogénnom prostredí (homogénne látky, v jednej fáze, napr. g-g, reakcie v roztokoch).
heterogénne nazývané reakcie prebiehajúce v nehomogénnom prostredí, na kontaktnom povrchu reagujúcich látok, ktoré sú v rôznych fázach, napríklad tuhá a plynná, kvapalná a plynná, v dvoch nemiešateľných kvapalinách.
Pomocou katalyzátora
Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje chemickú reakciu.
katalytické reakcie prebieha len v prítomnosti katalyzátora (vrátane enzymatických).
Nekatalytické reakcie prebieha v neprítomnosti katalyzátora.
Podľa typu prasknutia
Podľa typu rozpadu chemickej väzby vo východiskovej molekule sa rozlišujú homolytické a heterolytické reakcie.
homolytikum nazývané reakcie, pri ktorých v dôsledku rozbitia väzieb vznikajú častice, ktoré majú nepárový elektrón – voľné radikály.
Heterolytická nazývané reakcie, ktoré prebiehajú tvorbou iónových častíc - katiónov a aniónov.
- homolytické (rovnaká medzera, každý atóm dostane 1 elektrón)
- heterolytický (nerovnaká medzera - jeden dostane pár elektrónov)
Radikálny(reťazové) chemické reakcie zahŕňajúce radikály sa nazývajú napr.
CH4 + Cl2 hv -> CH3CI + HCl
Iónový nazývané chemické reakcie, ktoré prebiehajú za účasti iónov, napríklad:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
Elektrofilné sa týkajú heterolytických reakcií organických zlúčenín s elektrofilmi - časticami, ktoré nesú celý alebo zlomkový kladný náboj. Delia sa na reakcie elektrofilnej substitúcie a elektrofilnej adície, napríklad:
C6H6 + Cl2FeCl3 -> C6H5Cl + HCl
H2C \u003d CH2 + Br2 → BrCH2-CH2Br
Nukleofilné sa týkajú heterolytických reakcií organických zlúčenín s nukleofilmi - časticami, ktoré nesú celočíselný alebo zlomkový záporný náboj. Delia sa na nukleofilné substitučné a nukleofilné adičné reakcie, napríklad:
CH3Br + NaOH → CH3OH + NaBr
CH 3 C (O) H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH (OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Klasifikácia organických reakcií
Klasifikácia organických reakcií je uvedená v tabuľke:
Všetky látky možno rozdeliť na jednoduché (pozostávajúci z atómov jedného chemického prvku) a komplexný (pozostávajúce z atómov rôznych chemických prvkov). Elementárne látky sa delia na kovy a nekovy.
Kovy majú charakteristický „kovový“ lesk, kujnosť, kujnosť, dajú sa zvinúť do plechov alebo ťahať do drôtu, majú dobrú tepelnú a elektrickú vodivosť. Pri izbovej teplote sú všetky kovy okrem ortuti v pevnom stave.
Nekovy nemajú lesk, sú krehké a zle vedú teplo a elektrinu. Pri izbovej teplote sú niektoré nekovy v plynnom stave.
Zlúčeniny sa delia na organické a anorganické.
Organické zlúčeniny sa bežne označujú ako zlúčeniny uhlíka. Organické zlúčeniny sú súčasťou biologických tkanív a sú základom života na Zemi.
Všetky ostatné spojenia sú tzv anorganické (zriedka minerálne). Jednoduché zlúčeniny uhlíka (CO, CO 2 a mnohé ďalšie) sa zvyčajne označujú ako anorganické zlúčeniny, zvyčajne sa o nich uvažuje v rámci anorganickej chémie.
Klasifikácia anorganických zlúčenín
Anorganické látky sa delia do tried buď podľa zloženia (binárne a viacprvkové; s obsahom kyslíka, s obsahom dusíka atď.) alebo podľa funkčných znakov.
Soli, kyseliny, zásady a oxidy patria medzi najdôležitejšie triedy anorganických zlúčenín izolovaných podľa ich funkčných charakteristík.
soľ sú zlúčeniny, ktoré sa v roztoku disociujú na katióny kovov a zvyšky kyselín. Príkladmi solí sú napríklad síran bárnatý BaS04 a chlorid zinočnatý ZnCl2.
kyseliny- látky disociujúce v roztokoch za vzniku vodíkových iónov. Príkladmi anorganických kyselín sú kyselina chlorovodíková (HCl), kyselina sírová (H 2 SO 4), kyselina dusičná (HNO 3), kyselina fosforečná (H 3 PO 4). Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať so zásadami za vzniku solí. Podľa stupňa disociácie v zriedených roztokoch sa kyseliny delia na kyseliny silné, kyseliny strednej sily a kyseliny slabé. Podľa redoxnej schopnosti sa rozlišujú kyseliny oxidačné (HNO 3) a kyseliny redukujúce (HI, H 2 S). Kyseliny reagujú so zásadami, amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi za vzniku solí.
základy- látky, ktoré disociujú v roztokoch za vzniku iba hydroxidových aniónov (OH 1-). Vo vode rozpustné zásady sa nazývajú alkálie (KOH, NaOH). Charakteristickou vlastnosťou zásad je interakcia s kyselinami za vzniku soli a vody.
oxidy sú zlúčeniny dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík. Existujú zásadité, kyslé a amfotérne oxidy. Zásadité oxidy sú tvorené len kovmi (CaO, K 2 O), zodpovedajú zásadám (Ca (OH) 2, KOH). Kyslé oxidy sú tvorené nekovmi (SO 3, P 2 O 5) a kovmi, ktoré vykazujú vysoký stupeň oxidácie (Mn 2 O 7), zodpovedajú kyselinám (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HMnO 4 ). Amfotérne oxidy v závislosti od podmienok vykazujú kyslé a zásadité vlastnosti, interagujú s kyselinami a zásadami. Patria sem Al 2 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 a množstvo ďalších. Existujú oxidy, ktoré nevykazujú ani zásadité, ani kyslé vlastnosti. Takéto oxidy sa nazývajú indiferentné (N 2 O, CO atď.)
Klasifikácia organických zlúčenín
Uhlík v organických zlúčeninách spravidla tvorí stabilné štruktúry založené na väzbách uhlík-uhlík. Vo svojej schopnosti vytvárať takéto štruktúry je uhlík neporovnateľný s inými prvkami. Väčšina organických molekúl pozostáva z dvoch častí: fragmentu, ktorý zostáva nezmenený počas reakcie, a skupiny, ktorá prechádza transformáciami. V tomto ohľade sa určuje príslušnosť organických látok do jednej alebo druhej triedy a množstva zlúčenín.
Nezmenený fragment molekuly organickej zlúčeniny sa zvyčajne považuje za hlavný reťazec molekuly. Môže mať uhľovodíkový alebo heterocyklický charakter. V tomto ohľade možno bežne rozlíšiť štyri veľké série zlúčenín: aromatické, heterocyklické, alicyklické a acyklické.
V organickej chémii sa rozlišujú aj ďalšie série: uhľovodíky, zlúčeniny obsahujúce dusík, zlúčeniny obsahujúce kyslík, zlúčeniny obsahujúce síru, zlúčeniny obsahujúce halogén, organokovové zlúčeniny, organokremičité zlúčeniny.
Kombináciou týchto základných sérií vznikajú zložené série, napríklad: "Acyklické uhľovodíky", "Aromatické zlúčeniny obsahujúce dusík".
Prítomnosť určitých funkčných skupín alebo atómov prvkov určuje, či zlúčenina patrí do zodpovedajúcej triedy. Medzi hlavné triedy organických zlúčenín sa rozlišujú alkány, benzény, nitro a nitrózozlúčeniny, alkoholy, fenoly, furány, étery a veľké množstvo ďalších.
Typy chemických väzieb
Chemická väzba je interakcia, ktorá obsahuje dva alebo viac atómov, molekúl alebo ich ľubovoľnú kombináciu. Chemická väzba je svojou povahou elektrickou príťažlivou silou medzi záporne nabitými elektrónmi a kladne nabitými atómovými jadrami. Veľkosť tejto príťažlivej sily závisí najmä od elektrónovej konfigurácie vonkajšieho obalu atómov.
Schopnosť atómu vytvárať chemické väzby je charakterizovaná jeho mocnosťou. Elektróny, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemickej väzby, sa nazývajú valenčné elektróny.
Existuje niekoľko typov chemických väzieb: kovalentné, iónové, vodíkové, kovové.
Pri vzdelávaní kovalentná väzba dochádza k čiastočnému prekrývaniu elektrónových oblakov interagujúcich atómov, vznikajú elektrónové páry. Kovalentná väzba je tým silnejšia, čím viac sa interagujúce elektrónové oblaky prekrývajú.
Rozlišujte medzi polárnymi a nepolárnymi kovalentnými väzbami.
Ak dvojatómová molekula pozostáva z rovnakých atómov (H 2, N 2), potom je elektrónový oblak rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na oba atómy. Táto kovalentná väzba sa nazýva nepolárne (homeopolárne). Ak dvojatómová molekula pozostáva z rôznych atómov, potom je elektrónový oblak posunutý smerom k atómu s vyššou relatívnou elektronegativitou. Táto kovalentná väzba sa nazýva polárny (heteropolárne). Príklady zlúčenín s takouto väzbou sú HCl, HBr, HJ.
V uvažovaných príkladoch má každý z atómov jeden nespárovaný elektrón; pri interakcii dvoch takýchto atómov vzniká spoločný elektrónový pár – vzniká kovalentná väzba. Neexcitovaný atóm dusíka má tri nepárové elektróny, vďaka ktorým sa dusík môže podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb (NH 3). Atóm uhlíka môže tvoriť 4 kovalentné väzby.
Prekrývanie elektrónových oblakov je možné len vtedy, ak majú určitú vzájomnú orientáciu, pričom prekrývajúca sa oblasť je umiestnená v určitom smere vzhľadom na interagujúce atómy. Inými slovami, kovalentná väzba je smerová.
Energia kovalentných väzieb sa pohybuje v rozmedzí 150–400 kJ/mol.
Chemická väzba medzi iónmi, uskutočňovaná elektrostatickou príťažlivosťou, sa nazýva iónová väzba . Iónová väzba môže byť považovaná za hranicu polárnej kovalentnej väzby. Na rozdiel od kovalentnej väzby nie je iónová väzba smerová ani saturovateľná.
Dôležitým typom chemickej väzby je spájanie elektrónov v kove. Kovy sú tvorené kladnými iónmi, ktoré sú držané v uzloch kryštálovej mriežky, a voľnými elektrónmi. Keď sa vytvorí kryštálová mriežka, valenčné orbitály susedných atómov sa prekrývajú a elektróny sa voľne pohybujú z jedného orbitálu do druhého. Tieto elektróny už nepatria konkrétnemu atómu kovu, sú v obrovských orbitáloch, ktoré sa rozprestierajú v celej kryštálovej mriežke. Chemická väzba, ktorá je výsledkom väzby kladných iónov kovovej mriežky voľnými elektrónmi, sa nazýva kovové.
Medzi molekulami (atómami) látok môžu byť slabé väzby. Jeden z najdôležitejších - vodíková väzba , čo môže byť intermolekulárne a intramolekulárne. Vodíková väzba vzniká medzi atómom vodíka molekuly (je čiastočne kladne nabitý) a silne elektronegatívnym prvkom molekuly (fluór, kyslík atď.).
Energia vodíkovej väzby je oveľa menšia ako energia kovalentnej väzby a nepresahuje 10 kJ/mol. Táto energia je však dostatočná na vytvorenie asociácií molekúl, ktoré sťažujú vzájomné oddelenie molekúl. Vodíkové väzby hrajú dôležitú úlohu v biologických molekulách (proteíny a nukleové kyseliny) a do značnej miery určujú vlastnosti vody.
Van der Waalsove sily sa tiež považujú za slabé väzby. Sú spôsobené tým, že akékoľvek dve neutrálne molekuly (atómy) vo veľmi blízkych vzdialenostiach sú slabo priťahované v dôsledku elektromagnetických interakcií elektrónov a jadier jednej molekuly s elektrónmi a jadrami druhej.
♦ Podľa počtu a zloženia východiskových a získaných látok sú chemické reakcie:
- Spojenia- z dvoch alebo viacerých látok vzniká jedna komplexná látka:
Fe + S = FeS
(pri zahrievaní práškov železa a síry vzniká sulfid železa) - rozšírenia- dve alebo viac látok sú vytvorené z jednej komplexnej látky:
2H20 \u003d 2H2 + O2
(voda sa pri prechode elektrického prúdu rozkladá na vodík a kyslík) - Substitúcie- atómy jednoduchej látky nahradia jeden z prvkov v zložitej látke:
Fe + CuCl2 = Cu↓ + FeCl2
(železo vytláča meď z roztoku chloridu meďnatého) - výmena- 2 komplexné látky si vymieňajú zložky:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
(neutralizačná reakcia - kyselina chlorovodíková reaguje s hydroxidom sodným za vzniku chloridu sodného a vody)
♦ Reakcie, ktoré prebiehajú s uvoľňovaním energie (tepla), sa nazývajú exotermický. Patria sem spaľovacie reakcie, ako je síra:
S + O2 \u003d S02 + Q
Vzniká oxid sírový (IV), uvoľnenie energie je označené + Q
Reakcie, ktoré vyžadujú energiu, t.j. prebiehajúce s absorpciou energie, sa nazývajú endotermický. Endotermická reakcia je rozklad vody pôsobením elektrického prúdu:
2H20 \u003d 2H2 + 02 - Q
♦ Reakcie sprevádzané zmenou oxidačných stavov prvkov, t.j. prechodom elektrónov, sú tzv. redox:
Fe 0 + S 0 \u003d Fe +2 S -2
Opakom sú elektronický statický reakcie, často nazývané jednoducho reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu. Patria sem všetky výmenné reakcie:
H+1 Cl -1 + Na +1 O -2 H +1 = Na +1 Cl -1 + H2 +1 O -2
(Pripomeňme, že stupeň oxidácie v látkach pozostávajúcich z dvoch prvkov sa číselne rovná valencii, znak je umiestnený pred číslom)
2. Skúsenosti. Uskutočnenie reakcií potvrdzujúcich kvalitatívne zloženie navrhovanej soli, napríklad síran meďnatý (II)
Kvalitatívne zloženie soli dokazujú reakcie sprevádzané zrážaním alebo vývojom plynu s charakteristickým zápachom alebo farbou. K zrážaniu dochádza, keď sa získajú nerozpustné látky (stanovené z tabuľky rozpustnosti). Plyny sa uvoľňujú, keď sa tvoria slabé kyseliny (mnohé vyžadujú zahrievanie) alebo hydroxid amónny.
Prítomnosť iónu medi možno dokázať pridaním hydroxidu sodného, modrej zrazeniny hydroxidu meďnatého (II):
CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
Okrem toho sa hydroxid meďnatý (II) zahrievaním môže rozložiť, vzniká čierny oxid medi (II):
Cu(OH)2 \u003d CuO + H20
Prítomnosť síranového iónu sa dokazuje vyzrážaním bielej kryštalickej zrazeniny, nerozpustnej v koncentrovanej kyseline dusičnej, keď sa pridá rozpustná bária:
CuS04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + CuCl2
Úvod
1. Všeobecná koncepcia chemickej reakcie
2. Klasifikácia chemických reakcií
Záver
Bibliografia
Úvod
Najzaujímavejšie na svete okolo nás je, že sa neustále mení.
koncepcia « chemická reakcia » - druhý hlavný pojem chémie. Každú sekundu prebieha vo svete nespočetné množstvo reakcií, v dôsledku ktorých sa jedna látka mení na druhú. Niektoré reakcie môžeme pozorovať priamo, napríklad hrdzavenie železných predmetov, zrážanie krvi a horenie automobilového paliva.
Drvivá väčšina reakcií zároveň zostáva neviditeľná, no určujú vlastnosti sveta okolo nás.
Aby si človek uvedomil svoje miesto vo svete a naučil sa ho riadiť, musí hlboko pochopiť povahu týchto reakcií a zákonov, ktoré dodržiavajú. Úlohou modernej chémie je študovať funkcie látok v zložitých chemických a biologických systémoch, analyzovať vzťah medzi štruktúrou látky a jej funkciami a syntetizovať látky s danými funkciami.
Okolo človeka teda prebieha množstvo chemických reakcií, prebiehajú neustále. Čo je potrebné urobiť, aby ste sa nezamotali v celej škále chemických reakcií? Naučte sa ich klasifikovať a identifikovať podstatné znaky tried.
Účel tejto práce: zvážiť pojem "chemická reakcia" a systematizovať a zovšeobecniť poznatky o klasifikácii chemických reakcií.
Práca pozostáva z úvodu, dvoch kapitol, záveru a zoznamu literatúry. Celkový rozsah práce je 14 strán.
1. Všeobecná koncepcia chemickej reakcie
Chemická reakcia je premena jednej látky na inú. Táto definícia však potrebuje významné doplnenie.
Takže napríklad v jadrovom reaktore alebo v urýchľovači sa niektoré látky premieňajú aj na iné, ale takéto premeny sa nenazývajú chemické. o čo tu ide? Jadrové reakcie prebiehajú v jadrovom reaktore. Spočívajú v tom, že jadrá prvkov sa pri zrážke s vysokoenergetickými časticami (môžu to byť neutróny, protóny a jadrá iných prvkov) rozbijú na fragmenty, ktoré sú jadrami iných prvkov. Je tiež možné zlúčiť jadrá medzi sebou. Tieto nové jadrá potom prijímajú elektróny z okolia a tým je ukončená tvorba dvoch alebo viacerých nových látok. Všetky tieto látky sú niektorými prvkami periodického systému. Na rozdiel od jadrových reakcií v chemických reakciách jadrá nie sú ovplyvnené atómov. Všetky zmeny sa vyskytujú iba vo vonkajších elektrónových obaloch. Niektoré chemické väzby sa prerušia a iné sa vytvoria.
Touto cestou, chemické reakcie Javy sa nazývajú javy, pri ktorých sa niektoré látky s určitým zložením a vlastnosťami premieňajú na iné látky – s iným zložením a inými vlastnosťami. Zároveň nedochádza k žiadnym zmenám v zložení atómových jadier.
Vyzdvihnime znaky a podmienky chemických reakcií (obr. 1, 2).
Obrázok 1 - Znaky chemických reakcií
Obrázok 2 - Podmienky na vykonávanie chemických reakcií
Zvážte typickú chemickú reakciu: spaľovanie zemného plynu (metánu) vo vzdušnom kyslíku (túto reakciu možno pozorovať doma, kto má plynový sporák) na obrázku 3.
Obrázok 3 - Spaľovanie zemného plynu (metánu) v vzdušnom kyslíku
Metán CH 4 a kyslík O 2 navzájom reagujú za vzniku oxidu uhličitého CO 2 a vody H 2 O. V tomto prípade sú väzby medzi atómami C a H v molekule metánu a medzi atómami kyslíka v molekule O 2 zlomený. Namiesto nich vznikajú nové väzby medzi atómami C a O, H a O.
Obrázok 3 jasne ukazuje, že pre úspešnú implementáciu odozvy na jeden vziať molekulu metánu dva molekuly kyslíka. Zapisovať chemickú reakciu pomocou nákresov molekúl však nie je príliš vhodné, preto sa na zapisovanie chemických reakcií používajú skrátené vzorce látok – takýto záznam je tzv. rovnica chemickej reakcie.
Obrázok 4 - Reakčná rovnica
Rovnica pre chemickú reakciu znázornená na obrázku 3 je nasledovná
CH4 + 202 \u003d CO2 + 2H20
Počet atómov rôznych prvkov na ľavej a pravej strane rovnice je rovnaký. Na ľavej strane jeden atóm uhlíka v molekule metánu (CH 4) a vpravo - rovnaký atóm uhlíka nájdeme v zložení molekuly CO 2. všetky štyri atómy vodíka určite nájdeme z ľavej strany rovnice a z pravej - v zložení molekúl vody.
V rovnici chemickej reakcie na vyrovnanie počtu identických atómov v rôznych častiach rovnice, kurzov, ktoré sú zaznamenané predtým látkové vzorce.
Uvažujme o inej reakcii – premene oxidu vápenatého CaO (pálené vápno) na hydroxid vápenatý Ca(OH) 2 (hasené vápno) pôsobením vody (obr. 5).
Obrázok 5 - Oxid vápenatý CaO pripája molekulu vody H 2 O
s tvorbou hydroxidu vápenatého Ca (OH) 2
Na rozdiel od matematických rovníc, chemické rovnice nemôžu zamieňať ľavú a pravú stranu. Látky na ľavej strane rovnice chemickej reakcie sa nazývajú činidlá a vpravo reakčné produkty .
Ak v rovnici z obrázku 5 zameníme ľavú a pravú časť, dostaneme rovnicu kompletne odlišný chemická reakcia
Ca (OH)2 \u003d CaO + H20
Ak sa reakcia medzi CaO a H 2 O (obr. 4) spustí spontánne a prebieha za uvoľnenia veľkého množstva tepla, potom posledná reakcia, kde Ca(OH) 2 slúži ako činidlo, vyžaduje silné zahrievanie. Dodávame tiež, že reaktanty a produkty nemusia byť nevyhnutne molekuly, ale aj atómy - ak sa reakcie zúčastňuje nejaký prvok alebo prvky v čistej forme, napr.
H2 + CuO \u003d Cu + H20
Tak sme sa dostali ku klasifikácii chemických reakcií, o ktorej budeme uvažovať v nasledujúcej kapitole.
2. Klasifikácia chemických reakcií
V procese štúdia chémie sa treba stretnúť s klasifikáciou chemických reakcií podľa rôznych kritérií (tabuľka 1).
Tabuľka 1 - Klasifikácia chemických reakcií
| Autor: tepelný efekt | exotermický- tok s uvoľňovaním energie 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + Q; CH4 + 202 -> C02 + 2H20 + Q |
| Endotermický- pokračovať s absorpciou energie Cu(OH) 2 CuO + H 2 O - Q; C8H18C8H16 + H2-Q | |
| Autor: počet a zloženie originálu a vytvorené látky | Rozkladné reakcie- z jednej zložitej látky vzniká niekoľko jednoduchších: CaCO 3 CaO + CO 2 C 2 H 5 OH → C 2 H 4 + H 2 O |
| Reakcie spojenia- jedna komplexná látka vzniká z viacerých jednoduchých alebo zložitých látok: 2H 2 + O 2 → 2H 2 OC 2 H 4 + H 2 → C 2 H 6 | |
| Substitučné reakcie- atómy jednoduchej látky nahrádzajú atómy jedného z prvkov v komplexnej látke: Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl | |
| Výmenné reakcie- dve komplexné látky si vymieňajú zložky: AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3 HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O | |
| Autor: stav agregácie reaktantov | Heterogénne- východiskové látky a reakčné produkty sú v rôznom stave agregácie: Fe (t) + CuCl 2 (roztok) → Cu (t) + FeCl 2 (roztok) 2Na (t) + 2C 2 H 5 OH (l) → 2C 2 H 5 ONa (roztok) + H 2 (g) |
| homogénne- východiskové materiály a reakčné produkty sú v rovnakom stave agregácie: H 2 (g) + Cl 2 (g) \u003d 2HCl (g) C 2 H 5 OH (l) + CH 3 COOH (l) → CH 3 COOC 2 H 5 (l) + H20 (l) | |
| Autor: prítomnosť katalyzátora | katalytický 2H202 2H20 + O2C2H4 + H2C2H4 |
| Nekatalytické S + O 2 SO 2 C 2 H 2 + 2Cl 2 → C 2 H 2 Cl 4 | |
| Autor: smer | nezvratné- prúdi za týchto podmienok iba jedným smerom: H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2HCl CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O |
| reverzibilné- prúdiť za týchto podmienok súčasne v dvoch opačných smeroch: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3; C2H4 + H2 ↔ C2H6 | |
| Autor: zmena oxidačného stavu atómov prvkov | Redox- reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačného stavu: Fe 0 + 2H +1 Cl -1 → Fe 2+ Cl 2 -1 + H 2 0 H +1 C 0 O -2 H +1 + H 2 → C - 2H3+10-2H+1 |
| Neoxidačne-redukujúce- reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu: S + 4 O 4 -2 + H 2 O → H 2 + S + 4 O 4 -2 CH 3 NH 2 + HCl → (CH 3 NH 3) Cl |
Ako vidíte, existujú rôzne spôsoby klasifikácie chemických reakcií, z ktorých podrobnejšie zvážime nasledujúce.
Rôzne chemické reakcie, ktorých počet sa nedá vypočítať, nemožno zahrnúť do jednej univerzálnej klasifikácie, preto sú rozdelené podľa určitých spoločných znakov. Pod ktorýmkoľvek z týchto znakov možno pripísať reakcie medzi anorganickými aj medzi organickými látkami.
Po prvé, existujú reakcie bez zmeny zloženia látky a reakcie so zmenou zloženia.
Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny zloženia látok:
AlCl3,t
CH3-CH2-CH2-CH3 > CH3-CH-CH3
Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene zloženia látok:
6C02 + 6 H20 = C6H12O6 + 602
V organickej chémii tento typ reakcie zahŕňa izomerizačné reakcie. Izomerizácia alkánov sa teda uskutočňuje, aby sa získal benzín s vysokým oktánovým číslom.
Pre chemické procesy vyskytujúce sa medzi anorganickými činidlami sa najčastejšie používajú tieto klasifikácie:
1. Počet a zloženie východiskových látok a reakčných produktov.
2. Súhrnný stav reaktantov a reakčných produktov.
3. Počet fáz, v ktorých sa nachádzajú účastníci reakcie.
4. Charakter prenášaných častíc.
5. Možnosť priebehu reakcie v smere dopredu a dozadu.
6. Značka tepelného efektu
Rôzne klasifikačné metódy sa často navzájom kombinujú (obr. 1).
Obrázok 1 - Znak klasifikácie chemických reakcií
Pozrime sa podrobnejšie na každý z typov chemických reakcií.
1. Klasifikácia podľa počtu a zloženia činidiel a konečných látok (tabuľka 1).
Tabuľka 1 - Typy chemických reakcií a ich mechanizmy
1. Reakcie spojenia. D.I. Mendelejev definoval zlúčeninu ako reakciu, „v ktorej sa vyskytuje jedna z dvoch látok. Takže pri reakciách zlúčeniny z niekoľkých reagujúcich látok relatívne jednoduchého zloženia sa získa jedna látka so zložitejším zložením
Kombinačné reakcie zahŕňajú procesy spaľovania jednoduchých látok (síra, fosfor, uhlík) vo vzduchu. Napríklad uhlík horí vo vzduchu C + O 2 \u003d CO 2 (samozrejme, táto reakcia prebieha postupne, najskôr sa vytvorí oxid uhoľnatý CO). Spravidla sú tieto reakcie sprevádzané uvoľňovaním tepla, t.j. vedú k tvorbe stabilnejších a energeticky menej bohatých zlúčenín – sú exotermické.
Reakcie kombinácie jednoduchých látok majú vždy redoxný charakter. Spojovacie reakcie vyskytujúce sa medzi komplexnými látkami môžu prebiehať bez zmeny valencie
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca (HCO3) 2
a byť klasifikovaný ako redoxný
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.
2. Rozkladné reakcie. Chemické reakcie rozkladu podľa Mendelejeva „sú prípady inverzné k zlúčenine, teda také, v ktorých jedna látka dáva dve, alebo vo všeobecnosti je daný počet látok väčším počtom.
Rozkladné reakcie vedú k vzniku niekoľkých zlúčenín z jednej komplexnej látky
A = B + C + D
Produkty rozkladu komplexnej látky môžu byť jednoduché aj zložité látky. Príkladom rozkladnej reakcie je chemická reakcia rozkladu kriedy (alebo vápenca pod vplyvom teploty): CaCO 3 \u003d CaO + CO 2. Rozkladná reakcia vo všeobecnosti vyžaduje zahrievanie. Takéto procesy sú endotermické, t.j. prúdenie s absorpciou tepla. Z rozkladných reakcií, ktoré prebiehajú bez zmeny valenčných stavov, je potrebné poznamenať rozklad kryštalických hydrátov, zásad, kyselín a solí kyselín obsahujúcich kyslík.
CuSO4 5H2O = CuSO4 + 5H2O,
Cu(OH)2 = CuO + H2O,
H2Si03 = Si02 + H2O.
Rozkladné reakcie redoxného charakteru zahŕňajú rozklad oxidov, kyselín a solí tvorených prvkami vo vyšších oxidačných stupňoch
2SO3 = 2SO2 + O2,
4HNO3 = 2H2O + 4N02O + O2O,
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,
(NH4)2Cr207 = Cr203 + N2 + 4H20.
Charakteristické sú najmä redoxné reakcie rozkladu solí kyseliny dusičnej.
Rozkladné reakcie v organickej chémii majú na rozdiel od rozkladných reakcií v anorganickej chémii svoje špecifiká. Možno ich považovať za reverzné procesy sčítania, pretože výsledkom je najčastejšie vytváranie viacnásobných väzieb alebo cyklov.
Rozkladné reakcie v organickej chémii sú tzv praskanie
С18H38 = С9H18 + С9H20
alebo dehydrogenácii C4H10 = C4H6 + 2H2.
Pri reakciách ostatných dvoch typov sa počet reaktantov rovná počtu produktov.
3. Substitučné reakcie. Ich charakteristickým znakom je interakcia jednoduchej látky so zložitou. Takéto reakcie existujú v organickej chémii. Pojem „substitúcia“ v organických látkach je však širší ako v anorganickej chémii. Ak je ktorýkoľvek atóm alebo funkčná skupina v molekule pôvodnej látky nahradená iným atómom alebo skupinou, ide tiež o substitučné reakcie, aj keď z pohľadu anorganickej chémie proces vyzerá ako výmenná reakcia.
Pri substitučných reakciách obyčajne jednoduchá látka interaguje so zložitou látkou, pričom vzniká ďalšia jednoduchá látka a ďalšia zložitá látka. A + BC = AB + C
Napríklad ponorením oceľového klinca do roztoku síranu meďnatého získame síran železitý (železo vytesnenú meď z jeho soli) Fe + CuSO 4 \u003d FeSO 4 + Cu.
Tieto reakcie sú prevažne redoxné reakcie.
2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3,
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,
2KS103 + 12 = 2K103 + Cl2.
Príkladov substitučných reakcií, ktoré nie sú sprevádzané zmenou valenčných stavov atómov, je extrémne málo.
Treba poznamenať reakciu oxidu kremičitého so soľami kyselín obsahujúcich kyslík, ktoré zodpovedajú plynným alebo prchavým anhydridom
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2,
Ca3(P04)2 + 3Si02 = 3CaSi03 + P205.
Niekedy sa tieto reakcie považujú za výmenné reakcie.
CH4 + Cl2 = CH3CI + HCl.
4. Výmenné reakcie (vrátane neutralizácie). Výmenné reakcie sú reakcie medzi dvoma zlúčeninami, ktoré si navzájom vymieňajú svoje zložky.
AB + CD = AD + CB
Veľké množstvo z nich sa vyskytuje vo vodných roztokoch. Príkladom chemickej výmennej reakcie je neutralizácia kyseliny zásadou.
NaOH + HCl \u003d NaCl + H20.
Tu sa v činidlách (látky vľavo) vymení vodíkový ión zo zlúčeniny HCl za sodíkový ión zo zlúčeniny NaOH, čím vznikne roztok kuchynskej soli vo vode.
Ak sa počas substitučných reakcií vyskytujú redoxné procesy, potom vždy prebiehajú výmenné reakcie bez zmeny valenčného stavu atómov. Ide o najbežnejšiu skupinu reakcií medzi komplexnými látkami – oxidmi, zásadami, kyselinami a soľami.
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,
AgNO3 + KBr = AgBr + KNO3,
CrCl3 + ZNaOH = Cr(OH)3 + ZNaCl.
Špeciálny prípad týchto výmenných reakcií - neutralizačné reakcie
HCl + KOH = KCl + H2O.
Zvyčajne sa tieto reakcie riadia zákonmi chemickej rovnováhy a prebiehajú v smere, v ktorom je aspoň jedna z látok odstránená z reakčnej sféry vo forme plynnej, prchavej látky, zrazeniny alebo nízkodisociujúcej (pre roztoky) zlúčeniny.
NaHCO3 + Hcl \u003d NaCl + H2O + CO2 ^,
Ca (HCO3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaCO3v + 2H2O,
CH3COONa + H3PO4 = CH3COOH + NaH2PO4.
Mnohé reakcie však nezapadajú do vyššie uvedenej jednoduchej schémy. Napríklad chemickú reakciu medzi manganistanom draselným (manganistan draselný) a jodidom sodným nemožno pripísať žiadnemu z uvedených typov. Takéto reakcie sa zvyčajne označujú napríklad ako redoxné reakcie
2KMnO4 + 10NaI+ 8H2S04=2MnS04+K2SO4+5Na2S04+5I2+8H20.
Redox v anorganickej chémii zahŕňa všetky substitučné reakcie a tie rozkladné a zložené reakcie, na ktorých sa podieľa aspoň jedna jednoduchá látka. Vo všeobecnejšej verzii (už berie do úvahy organickú chémiu) všetky reakcie zahŕňajúce jednoduché látky. A naopak, reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov prvkov tvoriacich reaktanty a reakčné produkty, zahŕňajú všetky výmenné reakcie.
2. Klasifikácia reakcií podľa fázových charakteristík
V závislosti od stavu agregácie reagujúcich látok sa rozlišujú tieto reakcie:
1. Reakcie plynu:
2. Reakcie v roztokoch:
NaOH (p-p) + Hcl (p-p) = NaCl (p-p) + H20 (1).
3. Reakcie medzi pevnými látkami:
CaO (tv) + SiO2 (tv) \u003d CaSiO3 (tv).
