Katere reakcije imenujemo reakcije izmenjave. Klasifikacija kemijskih reakcij

9.1. Kakšne so kemične reakcije?

Spomnimo se, da vsak kemijski pojav v naravi imenujemo kemijske reakcije. Med kemično reakcijo se nekatere kemične vezi prekinejo, druge pa nastanejo. Kot rezultat reakcije se iz nekaterih kemičnih snovi pridobijo druge snovi (glej 1. poglavje).

Pri domači nalogi za § 2.5 ste se seznanili s tradicionalnim izborom štirih glavnih vrst reakcij iz celotnega sklopa kemijskih pretvorb, nato pa ste predlagali tudi njihova imena: reakcije združevanja, razgradnje, substitucije in izmenjave.

Primeri reakcij spojin:

C + O 2 = CO 2; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)

Primeri reakcij razgradnje:

2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)

Primeri substitucijskih reakcij:

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)

Primeri reakcij izmenjave:

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (11)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)

Tradicionalna klasifikacija kemijskih reakcij ne zajema vse njihove raznolikosti - poleg štirih glavnih vrst reakcij obstajajo tudi številne bolj zapletene reakcije.
Identifikacija dveh drugih vrst kemičnih reakcij temelji na sodelovanju v njih dveh pomembnih nekemičnih delcev: elektrona in protona.
Pri nekaterih reakcijah pride do popolnega ali delnega prenosa elektronov z enega atoma na drugega. V tem primeru se spremenijo oksidacijska stanja atomov elementov, ki sestavljajo izhodne snovi; od navedenih primerov so to reakcije 1, 4, 6, 7 in 8. Te reakcije imenujemo redoks.

V drugi skupini reakcij vodikov ion (H +), to je proton, prehaja iz enega reagirajočega delca v drugega. Takšne reakcije imenujemo kislinsko-bazične reakcije oz reakcije prenosa protonov.

Med navedenimi primeri so takšne reakcije reakcije 3, 10 in 11. Po analogiji s temi reakcijami včasih imenujemo redoks reakcije reakcije prenosa elektronov. Z OVR se boste seznanili v § 2, s KOR pa v naslednjih poglavjih.

REAKCIJE SPOJINE, REAKCIJE RAZGRADNJE, REAKCIJE SUBSTITUCIJE, REAKCIJE IZMENJAVE, REDOKS REAKCIJE, REAKCIJE KISLO-BAZICE.
Zapišite reakcijske enačbe, ki ustrezajo naslednjim shemam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3(PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Navedite tradicionalno vrsto reakcije. Označite redoks in kislinsko-bazične reakcije. Pri redoks reakcijah navedite, kateri atomi elementov spremenijo svoja oksidacijska stanja.

Razmislimo o redoks reakciji, ki se pojavi v plavžih med industrijsko proizvodnjo železa (natančneje litega železa) iz železove rude:

Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.

Določimo oksidacijska stanja atomov, ki tvorijo tako izhodne snovi kot reakcijske produkte

Kot lahko vidite, se je oksidacijsko stanje atomov ogljika zaradi reakcije povečalo, oksidacijsko stanje atomov železa se je zmanjšalo, oksidacijsko stanje atomov kisika pa je ostalo nespremenjeno. Posledično so atomi ogljika v tej reakciji oksidirali, kar pomeni, da so izgubili elektrone ( oksidirano), atomi železa pa – redukcijo, to pomeni, da so dodali elektrone ( opomogel) (glejte § 7.16). Za karakterizacijo OVR se uporabljajo koncepti oksidant in redukcijsko sredstvo.

Tako so v naši reakciji oksidacijski atomi atomi železa, redukcijski atomi pa ogljikovi atomi.

V naši reakciji je oksidant železov(III) oksid, redukcijsko sredstvo pa ogljikov(II) monoksid.
V primerih, ko so oksidacijski atomi in redukcijski atomi del iste snovi (primer: reakcija 6 iz prejšnjega odstavka), se pojma »oksidantna snov« in »reducirna snov« ne uporabljata.
Značilni oksidanti so torej snovi, ki vsebujejo atome, ki težijo k pridobivanju elektronov (v celoti ali delno), kar zniža njihovo oksidacijsko stopnjo. Od enostavnih snovi so to predvsem halogeni in kisik, v manjši meri pa žveplo in dušik. Od kompleksnih snovi - snovi, ki vsebujejo atome v višjih oksidacijskih stanjih, ki niso nagnjeni k tvorbi enostavnih ionov v teh oksidacijskih stanjih: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) itd.
Tipični reducenti so snovi, ki vsebujejo atome, ki težijo k temu, da v celoti ali delno oddajo elektrone, kar poveča njihovo oksidacijsko stanje. Enostavne snovi vključujejo vodik, alkalijske in zemeljsko alkalijske kovine ter aluminij. Od kompleksnih snovi - H 2 S in sulfidi (S –II), SO 2 in sulfiti (S +IV), jodidi (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) itd.
Na splošno lahko skoraj vse kompleksne in številne enostavne snovi kažejo tako oksidacijske kot redukcijske lastnosti. Na primer:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 je močno redukcijsko sredstvo);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 je šibek oksidant);
C + O 2 = CO 2 (t) (C je redukcijsko sredstvo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oksidant).
Vrnimo se k reakciji, o kateri smo razpravljali na začetku tega razdelka.

Upoštevajte, da so se zaradi reakcije oksidacijski atomi (Fe + III) spremenili v redukcijske atome (Fe 0), redukcijski atomi (C + II) pa v oksidacijske atome (C + IV). Toda CO 2 je zelo šibek oksidant pod kakršnimi koli pogoji in železo, čeprav je redukcijsko sredstvo, je pod temi pogoji veliko šibkejše od CO. Zato reakcijski produkti med seboj ne reagirajo in do obratne reakcije ne pride. Navedeni primer je ilustracija splošnega principa, ki določa smer toka OVR:

Redoks reakcije potekajo v smeri nastanka šibkejšega oksidanta in šibkejšega reducenta.

Redoks lastnosti snovi lahko primerjamo le v enakih pogojih. V nekaterih primerih je to primerjavo mogoče narediti kvantitativno.
Pri domači nalogi za prvi odstavek tega poglavja ste se prepričali, da je v nekaterih reakcijskih enačbah (predvsem ORR) precej težko izbrati koeficiente. Za poenostavitev te naloge v primeru redoks reakcij se uporabljata naslednji dve metodi:
A) metoda elektronske tehtnice in
b) metoda elektro-ionske bilance.
Metodo ravnovesja elektronov se boste naučili zdaj, metodo ravnotežja elektronov pa običajno preučujejo na visokošolskih ustanovah.
Obe metodi temeljita na dejstvu, da elektroni v kemijskih reakcijah niti ne izginejo niti se nikjer ne pojavijo, to pomeni, da je število elektronov, ki jih sprejmejo atomi, enako številu elektronov, ki jih oddajo drugi atomi.
Število danih in sprejetih elektronov pri metodi elektronske bilance je določeno s spremembo oksidacijskega stanja atomov. Pri uporabi te metode je treba poznati sestavo tako izhodnih snovi kot reakcijskih produktov.
Oglejmo si uporabo metode elektronske bilance na primerih.

Primer 1. Sestavimo enačbo za reakcijo železa s klorom. Znano je, da je produkt te reakcije železov (III) klorid. Zapišimo reakcijsko shemo:

Fe + Cl 2 FeCl 3 .

Določimo oksidacijska stanja atomov vseh elementov, ki sestavljajo snovi, ki sodelujejo v reakciji:

Atomi železa oddajo elektrone, molekule klora pa jih sprejmejo. Izrazimo te procese elektronske enačbe:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.

Da bi bilo število danih elektronov enako številu prejetih elektronov, je treba prvo elektronsko enačbo pomnožiti z dva, drugo pa s tri:

Z uvedbo koeficientov 2 in 3 v reakcijsko shemo dobimo reakcijsko enačbo:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.

Primer 2. Ustvarimo enačbo za reakcijo zgorevanja belega fosforja v presežku klora. Znano je, da fosforjev (V) klorid nastaja pod temi pogoji:

Molekule belega fosforja oddajo elektrone (oksidirajo), molekule klora pa jih sprejmejo (reducirajo):

Prvotno dobljena faktorja (2 in 20) sta imela skupni delitelj, s katerim sta bila (kot bodoči koeficienti v reakcijski enačbi) deljena. Enačba reakcije:

P4 + 10Cl2 = 4PCl5.

Primer 3. Ustvarimo enačbo za reakcijo, ki se zgodi, ko železov(II) sulfid pražimo v kisiku.

Shema reakcije:

V tem primeru pride do oksidacije obeh atomov železa(II) in žvepla(–II). Sestava železovega(II) sulfida vsebuje atome teh elementov v razmerju 1:1 (glej indekse v najpreprostejši formuli).
Elektronska tehtnica:

Reakcijska enačba: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Primer 4. Ustvarimo enačbo za reakcijo, ki se zgodi, ko železov(II) disulfid (pirit) pražimo v kisiku.

Shema reakcije:

Tako kot v prejšnjem primeru so tudi tu atomi železa(II) in atomi žvepla oksidirani, vendar z oksidacijskim stanjem I. Atomi teh elementov so vključeni v sestavo pirita v razmerju 1:2 (glej indeksi v najpreprostejši formuli). V zvezi s tem reagirajo atomi železa in žvepla, kar se upošteva pri sestavljanju elektronske bilance:

Reakcijska enačba: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Obstajajo tudi bolj zapleteni primeri ODD, z nekaterimi se boste seznanili med domačimi nalogami.

OKSIDIRAJOČI ATOM, REDUCIRAJOČI ATOM, OKSIDIRAJOČA SNOVI, REDUCIRAJČA SNOVI, METODA ELEKTRONSKEGA BILANCA, ELEKTRONSKE ENAČBE.
1. Sestavite elektronsko tehtnico za vsako enačbo OVR, navedeno v besedilu § 1 tega poglavja.
2. Sestavite enačbe za ORR, ki ste jih odkrili med reševanjem naloge za 1. § tega poglavja. Tokrat za nastavitev kvot uporabite metodo elektronskega ravnovesja. 3. Z metodo elektronskega ravnovesja sestavite reakcijske enačbe, ki ustrezajo naslednjim shemam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br 2 AlBr 3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn207 + NH3MnO2 + N2 + H20;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).

Zakaj pride do kemičnih reakcij?
Za odgovor na to vprašanje se spomnimo, zakaj se posamezni atomi povezujejo v molekule, zakaj iz izoliranih ionov nastane ionski kristal in zakaj pri oblikovanju elektronske ovojnice atoma velja načelo najmanjše energije. Odgovor na vsa ta vprašanja je enak: ker je energijsko koristen. To pomeni, da se med takimi procesi sprošča energija. Zdi se, da bi se kemične reakcije morale zgoditi iz istega razloga. Dejansko se lahko izvede veliko reakcij, med katerimi se sprosti energija. Energija se sprošča, običajno v obliki toplote.

Če med eksotermno reakcijo toplota nima časa za odvajanje, se reakcijski sistem segreje.
Na primer pri reakciji zgorevanja metana

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

sprosti se toliko toplote, da se kot gorivo uporabi metan.
Dejstvo, da ta reakcija sprošča toploto, se lahko odraža v reakcijski enačbi:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.

To je tako imenovani termokemična enačba. Tukaj je simbol "+ Q" pomeni, da se pri zgorevanju metana sprosti toplota. Ta toplota se imenuje toplotni učinek reakcije.
Od kod izvira sproščena toplota?
Veste, da se med kemijskimi reakcijami lomijo in tvorijo kemične vezi. V tem primeru se prekinejo vezi med atomi ogljika in vodika v molekulah CH 4, pa tudi med atomi kisika v molekulah O 2 . V tem primeru nastanejo nove vezi: med atomi ogljika in kisika v molekulah CO 2 ter med atomi kisika in vodika v molekulah H 2 O, da bi prekinili vezi, morate porabiti energijo (glej "energija vezi", "energija atomizacije" ), pri tvorjenju vezi pa se sprošča energija. Očitno je, da če so »nove« vezi močnejše od »starih«, se bo več energije sprostilo kot absorbiralo. Razlika med sproščeno in absorbirano energijo je toplotni učinek reakcije.
Toplotni učinek (količina toplote) se meri v kilodžulih, na primer:

2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ.

Ta zapis pomeni, da se bo sprostilo 484 kilojoulov toplote, če dva mola vodika reagirata z enim molom kisika, da nastaneta dva mola plinaste vode (vodne pare).

torej v termokemijskih enačbah so koeficienti številčno enaki količinam snovi reaktantov in reakcijskih produktov.

Kaj določa toplotni učinek posamezne reakcije?
Toplotni učinek reakcije je odvisen
a) o agregatnem stanju izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov,
b) na temperaturo in
c) o tem, ali se kemijska transformacija zgodi pri konstantnem volumnu ali pri konstantnem tlaku.
Odvisnost toplotnega učinka reakcije od agregatnega stanja snovi je posledica dejstva, da procese prehoda iz enega agregatnega stanja v drugega (kot nekateri drugi fizikalni procesi) spremlja sproščanje ali absorpcija toplote. To lahko izrazimo tudi s termokemijsko enačbo. Primer – termokemijska enačba za kondenzacijo vodne pare:

H 2 O (g) = H 2 O (l) + Q.

V termokemičnih enačbah in po potrebi v običajnih kemijskih enačbah so agregatna stanja snovi označena s črkovnimi indeksi:
(d) – plin,
(g) – tekočina,
(t) ali (cr) – trdna ali kristalinična snov.
Odvisnost toplotnega učinka od temperature je povezana z razlikami v toplotnih kapacitetah izhodne snovi in ​​reakcijski produkti.
Ker se prostornina sistema vedno poveča zaradi eksotermne reakcije pri konstantnem tlaku, se del energije porabi za opravljanje dela za povečanje prostornine, sproščena toplota pa bo manjša, kot če bi ista reakcija potekala pri konstantni prostornini .
Toplotni učinki reakcij se običajno izračunajo za reakcije, ki potekajo pri konstantnem volumnu pri 25 °C in so označeni s simbolom Q o.
Če se energija sprosti samo v obliki toplote in kemijska reakcija poteka pri konstantnem volumnu, potem je toplotni učinek reakcije ( Q V) je enaka spremembi notranja energija(D U) snovi, ki sodelujejo v reakciji, vendar z nasprotnim predznakom:

Q V = – U.

Pod notranjo energijo telesa razumemo skupno energijo medmolekulskih interakcij, kemičnih vezi, ionizacijsko energijo vseh elektronov, vezno energijo nukleonov v jedrih in vseh drugih znanih in neznanih vrst energije, ki jih to telo »shranjuje«. Znak "–" je posledica dejstva, da se notranja energija pri sproščanju toplote zmanjša. To je

U= – Q V .

Če reakcija poteka pri konstantnem tlaku, se lahko prostornina sistema spremeni. Delo za povečanje glasnosti vzame tudi del notranje energije. V tem primeru

U = –(QP+A) = –(QP+PV),

kje Q str– toplotni učinek reakcije, ki poteka pri konstantnem tlaku. Od tukaj

Q P = – U–PV .

Vrednost, ki je enaka U+PV dobil ime sprememba entalpije in označeno z D H.

H=U+PV.

Zato

Q P = – H.

Tako se s sproščanjem toplote entalpija sistema zmanjša. Od tod tudi staro ime za to količino: »toplotna vsebnost«.
Za razliko od toplotnega učinka je sprememba entalpije značilna za reakcijo ne glede na to, ali poteka pri konstantnem volumnu ali konstantnem tlaku. Imenujemo termokemične enačbe, zapisane s spremembo entalpije termokemijske enačbe v termodinamični obliki. V tem primeru je podana vrednost spremembe entalpije pri standardnih pogojih (25 °C, 101,3 kPa), označena z H o. Na primer:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) H o= – 65 kJ.

Odvisnost količine toplote, sproščene pri reakciji ( Q) zaradi toplotnega učinka reakcije ( Q o) in količino snovi ( n B) enega od udeležencev v reakciji (snov B - izhodna snov ali produkt reakcije) izrazimo z enačbo:

Tu je B količina snovi B, določena s koeficientom pred formulo snovi B v termokemijski enačbi.

Naloga

Določite količino vodikove snovi, ki je zgorela v kisiku, če se je sprostilo 1694 kJ toplote.

rešitev

Spoznajmo zadnjo vrsto reakcij, ki temeljijo na "številu in sestavi izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov."

V demonstracijsko epruveto vlijemo raztopino alkalije - natrijevega hidroksida, nato pa ji dodamo raztopino soli - bakrov (II) sulfat. Nastala bo gosta modra oborina v vodi netopnega bakrovega (II) hidroksida (slika 108). Če prefiltriramo manjši del vsebine iz epruvete, v kateri je nastala oborina, in nekaj kapljic nastale raztopine odparimo na urnem steklu, potem ne bo težko opaziti pojava belih kristalov soli, ki nastanejo med reakcija:

riž. 108. Reakcija natrijevega hidroksida z bakrovim (II) sulfatom

Da bi poudarili, da reakcija povzroči nastanek oborine v vodi netopnega bakrovega (II) hidroksida, je poleg formule v reakcijski enačbi zapisana puščica, ki kaže navzdol.

Nedvomno je lahko nastala sol samo natrijev sulfat Na 2 SO 4:

Kot rezultat reakcije sta dve kompleksni snovi ionske strukture - natrijev hidroksid in bakrov (II) sulfat - izmenjali svoje ione, t.j. prišlo je do reakcije izmenjave, katere enačba je:

Podobno natrijev jodid in svinčev (II) nitrat v raztopini izmenjujeta ione kot rezultat reakcije izmenjave. Posledično izpade rumena oborina svinčevega (II) jodida (slika 109):

riž. 109. Reakcija natrijevega jodida s svinčevim (II) nitratom

V demonstracijsko epruveto nalijemo raztopino alkalije in ji dodamo nekaj kapljic fenolftaleina. Vsebina epruvete se bo obarvala škrlatno, kar kaže na alkalno raztopino. Če zdaj vsebini epruvete dodamo malo raztopine kisline, bo barva izginila in raztopina se bo razbarvala, kar je znak kemijske reakcije (slika 110).

riž. 110.
Interakcija med raztopinami alkalij in kislin

Če nekaj kapljic tekočine, ki nastane pri reakciji, izhlapimo na urno steklo, bodo na njem nastali kristali soli. Drugi produkt reakcije je voda:

alkalija + kislina → sol + voda.

Upoštevajte, da medsebojno delujeta dve kompleksni snovi: alkalija, sestavljena iz kovinskih ionov in hidroksidnih ionov, in kislina, molekularna spojina, ki v raztopini tvori vodikove ione in kisli ostanek. Posledično nastaneta dve novi kompleksni snovi: ionska spojina - sol in molekularna spojina - voda.

Vsaka od obeh medsebojno delujočih raztopin je imela svoje okolje, alkalno oziroma kislo. Zaradi reakcije je okolje postalo nevtralno. Zato se reakcija izmenjave med kislinami in alkalijami imenuje nevtralizacijska reakcija.

V demonstracijsko epruveto nalijte bistro, brezbarvno raztopino natrijevega karbonata in ji dodajte malo raztopine dušikove kisline. Znak kemične reakcije bo "vretje" raztopine zaradi sproščenega ogljikovega dioksida (slika 111):

riž. 111.
Reakcija natrijevega karbonata z dušikovo kislino

Od kod prihaja ogljikov dioksid? Verjetno se spomnite, da je ogljikova kislina šibka spojina, ki razpade na ogljikov dioksid in vodo:

zato je treba reakcijsko enačbo zapisati takole:

Oblikujmo pravilo, po katerem potekajo izmenjevalne reakcije med raztopinami snovi.

Če raztopini kalijevega hidroksida dodamo raztopino natrijevega klorida, potem ne bodo opazni znaki reakcije - reakcija ne poteka, ker zaradi nje ne nastane oborina, plin ali voda:

Ključne besede in besedne zveze

1. Reakcije izmenjave.
2. Reakcije nevtralizacije.
3. Pogoji za dokončanje reakcij izmenjave v raztopinah.

Delo z računalnikom

1. Oglejte si elektronsko prijavo. Preučite učno gradivo in dokončajte dodeljene naloge.
2. Na internetu poiščite e-poštne naslove, ki lahko služijo kot dodatni viri, ki razkrivajo vsebino ključnih besed in fraz v odstavku. Ponudite svojo pomoč učitelju pri pripravi nove lekcije - naredite poročilo o ključnih besedah ​​in besednih zvezah naslednjega odstavka.

Vprašanja in naloge

OPREDELITEV

Kemična reakcija se imenujejo transformacije snovi, pri katerih pride do spremembe njihove sestave in (ali) strukture.

Najpogosteje kemijske reakcije razumemo kot proces pretvorbe izhodnih snovi (reagentov) v končne snovi (produkte).

Kemijske reakcije so zapisane s pomočjo kemijskih enačb, ki vsebujejo formule izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov. V skladu z zakonom o ohranitvi mase je število atomov vsakega elementa na levi in ​​desni strani kemijske enačbe enako. Običajno so formule izhodnih snovi zapisane na levi strani enačbe, formule produktov pa na desni. Enakost števila atomov vsakega elementa na levi in ​​desni strani enačbe dosežemo tako, da pred formulami snovi postavimo cele stehiometrične koeficiente.

Kemijske enačbe lahko vsebujejo dodatne informacije o značilnostih reakcije: temperatura, tlak, sevanje itd., kar je označeno z ustreznim simbolom nad (ali »pod«) znakom enačaja.

Vse kemijske reakcije lahko združimo v več razredov, ki imajo določene značilnosti.

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na število in sestavo izhodnih in nastalih snovi

Po tej klasifikaciji se kemijske reakcije delijo na reakcije združevanja, razgradnje, substitucije in izmenjave.

Kot rezultat reakcije spojin iz dveh ali več (kompleksnih ali enostavnih) snovi nastane ena nova snov. Na splošno bo enačba za takšno kemično reakcijo videti takole:

Na primer:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Reakcije spojine so v večini primerov eksotermne, tj. nadaljujte s sproščanjem toplote. Če so v reakciji udeležene enostavne snovi, potem so takšne reakcije največkrat redoks reakcije (ORR), tj. nastanejo s spremembami oksidacijskih stanj elementov. Nemogoče je nedvoumno reči, ali bo reakcija spojine med kompleksnimi snovmi razvrščena kot ORR.

Reakcije, ki povzročijo nastanek več drugih novih snovi (kompleksnih ali enostavnih) iz ene kompleksne snovi, so razvrščene kot reakcije razgradnje. Na splošno bo enačba za kemijsko reakcijo razgradnje videti takole:

Na primer:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)

Večina reakcij razgradnje poteka pri segrevanju (1,4,5). Možna razgradnja pod vplivom električnega toka (2). Razgradnja kristaliničnih hidratov, kislin, baz in soli kislin, ki vsebujejo kisik (1, 3, 4, 5, 7), poteka brez spreminjanja oksidacijskih stanj elementov, tj. te reakcije niso povezane z ODD. Reakcije razgradnje ORR vključujejo razgradnjo oksidov, kislin in soli, ki jih tvorijo elementi v višjih oksidacijskih stopnjah (6).

Reakcije razgradnje najdemo tudi v organski kemiji, vendar pod drugimi imeni - krekiranje (8), dehidrogenacija (9):

C 18 H 38 = C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

pri substitucijske reakcije enostavna snov medsebojno deluje s kompleksno snovjo, pri čemer nastane nova preprosta in nova kompleksna snov. Na splošno bo enačba za kemično substitucijsko reakcijo videti takole:

Na primer:

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2 (2)

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2 (3)

2KlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 (5)

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5 (6)

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl (7)

Večina substitucijskih reakcij je redoks (1 – 4, 7). Primerov reakcij razgradnje, pri katerih ne pride do spremembe oksidacijskih stanj, je malo (5, 6).

Reakcije izmenjave so reakcije, ki potekajo med kompleksnimi snovmi, pri katerih izmenjujejo svoje sestavne dele. Običajno se ta izraz uporablja za reakcije, ki vključujejo ione v vodni raztopini. Na splošno bo enačba za reakcijo kemične izmenjave videti takole:

AB + CD = AD + CB

Na primer:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)

Reakcije izmenjave niso redoks. Poseben primer teh reakcij izmenjave je reakcija nevtralizacije (reakcija kislin z alkalijami) (2). Reakcije izmenjave potekajo v smeri, ko se vsaj ena od snovi odstrani iz reakcijske krogle v obliki plinaste snovi (3), oborine (4, 5) ali slabo disociirajoče spojine, največkrat vode (1, 2). ).

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na spremembe oksidacijskih stanj

Glede na spremembo oksidacijskih stanj elementov, ki sestavljajo reagente in reakcijske produkte, so vse kemijske reakcije razdeljene na redoks reakcije (1, 2) in tiste, ki potekajo brez spremembe oksidacijskega stanja (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (redukcijsko sredstvo)

C 4+ + 4e = C 0 (oksidant)

FeS 2 + 8HNO 3 (konc.) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (redukcijsko sredstvo)

N 5+ +3e = N 2+ (oksidant)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Razvrstitev kemijskih reakcij po toplotnem učinku

Glede na to, ali se med reakcijo sprosti ali absorbira toplota (energija), vse kemijske reakcije pogojno delimo na eksotermne (1, 2) oziroma endotermne (3). Količina toplote (energije), ki se sprosti ali absorbira med reakcijo, se imenuje toplotni učinek reakcije. Če enačba kaže količino sproščene ali absorbirane toplote, potem se takšne enačbe imenujejo termokemične.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 kJ (1)

2Mg + O 2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na smer reakcije

Glede na smer reakcije ločimo reverzibilne (kemični procesi, katerih produkti lahko reagirajo med seboj pod enakimi pogoji, v katerih so bili pridobljeni, da tvorijo izhodne snovi) in ireverzibilne (kemični procesi, katerih produkti niso lahko reagirajo med seboj, da tvorijo izhodne snovi).

Za reverzibilne reakcije je enačba v splošni obliki običajno zapisana takole:

A + B ↔ AB

Na primer:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

Primeri ireverzibilnih reakcij vključujejo naslednje reakcije:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

Dokaz ireverzibilnosti reakcije je lahko sproščanje plinaste snovi, oborine ali slabo disociirajoče spojine, največkrat vode, kot produkta reakcije.

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na prisotnost katalizatorja

S tega vidika ločimo katalitične in nekatalitske reakcije.

Katalizator je snov, ki pospeši potek kemične reakcije. Reakcije, ki potekajo s sodelovanjem katalizatorjev, imenujemo katalitične. Nekatere reakcije sploh ne morejo potekati brez prisotnosti katalizatorja:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2)

Pogosto eden od produktov reakcije služi kot katalizator, ki to reakcijo pospeši (avtokatalitične reakcije):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, kjer je Me kovina.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

domov » Varnost otrok v prometu » Katere reakcije imenujemo reakcije izmenjave. Klasifikacija kemijskih reakcij