Химия: 4.1. Классификация химических реакций в

Химия
4. Химические реакции
4.1. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии по различным
признакам. Окислительно-восстановительные реакции.
4.1.1. Классификация химических реакций в неорганической химии.
Химические реакции – это превращение одних веществ в другие.
При химических реакциях происходит перегруппировка атомов. Химические связи между атомами в
исходных веществах (реагентах) разрываются, и образуются новые химические связи в продуктах
реакции. При этом в составе атомных ядер изменений не происходит.
Рассмотрим типичную химическую реакцию: сгорание природного газа (метана) в кислороде
воздуха, рис.1.
Рис. 1. Схема реакции горения метана.
Метан СН4 и кислород О2 реагируют между собой с образованием диоксида углерода СО2 и воды
Н2О. При этом разрываются связи между атомами С и Н в молекуле метана и между атомами кислорода
в молекуле О2. На их месте возникают новые связи между атомами С и О, Н и О.
Химические реакции весьма разнообразны, поэтому необходимо их классифицировать.
Классификацию химических реакций проводят по разным признакам.
1. По признаку изменения числа исходных и конечных веществ все химические реакции делятся на
4 типа:
- реакции СОЕДИНЕНИЯ,
- реакции РАЗЛОЖЕНИЯ,
- реакции ОБМЕНА,
- реакции ЗАМЕЩЕНИЯ.
Реакции соединения – это такие химические реакции, при которых из нескольких химических
веществ образуется одно вещество.
Например,
СаО + Н2О = Са(ОН)2 (1)
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3. (2)
Реакции разложения – это такие химические реакции, при которых из одного вещества образуется
нескольких химических веществ.
Например,
Са(ОН)2 = СаО + Н2О (3)
NH4NO3 = N2O + 2H2O. (4)
Реакции обмена – это химические реакции, при которых сложные вещества обмениваются своими
составными частями.
Например,
CaBr2 + 2HF = CaF2 + 2HBr (5)
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S. (6)
Реакции замещения – это такие химические реакции, при которых атомы простого вещества
замещают какие-либо атомы сложного вещества.
Например,
Zn + 2HCl = H2 + ZnCl2 (7)
2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2 (8)
В первой реакции цинк заместил водород в его соединении с хлором - в HCl. Водород при этом
выделяется в виде газа. Во второй реакции хлор заместил бром с его соединении с натрием – в NaBr.
2. По признаку изменения (или отсутствия изменения) степеней окисления у реагентов и
продуктов все реакции делятся на 2 типа:
- ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
- РЕАКЦИИ БЕЗ ИЗМЕНЕНИЯ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ.
Реакция между Zn и HCl является не только реакцией замещения, но и окислительновосстановительной реакцией, потому что в ней изменяются степени окисления цинка и водорода:
Zn0 + 2H+Cl− = H20 + Zn+2Cl−2
Окислительно-восстановительной является также реакция метана с кислородом:
в которой меняют степень окисления углерод и кислород, реакция бромида натрия с хлором:
в которой меняют степень окисления бром и хлор.
В реакциях (1), (3), (5), (6) степени окисления элементов не изменяются, это реакции без изменения
степени окисления.
3. По признаку выделения или поглощения тепла при реакции все реакции делятся на 2 типа:
- ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
- ЭНДОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ.
Экзотермические реакции – это такие реакции, при которых выделяется теплота. К ним, например,
относятся реакции горения:
СH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + Q (9)
Выделившуюся теплоту обозначают: +Q.
Реакция горения метана (природного газа) сопровождается выделением большого количества
теплоты, что широко используется в экономике и быту (отопление помещений, приготовление пищи на
газовых плитах).
С выделением тепла протекают реакции горения углерода, водорода, угарного газа, любых
органических веществ. К экзотермическим относится также реакция гашения извести (1), при которой
из негашеной извести СаО получают гашеную Са(ОН)2. Экзотермической является реакция
нейтрализации (взаимодействия щелочи и кислоты), например:
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O. (10)
Эндотермические реакции – это такие реакции, при которых поглощается теплота. К ним относятся
большинство реакций разложения:
СaCO3 = СаО + CO2 − Q (11)
Поглотившуюся теплоту обозначают: −Q.
Для разложения известняка СaCO3 требуется большое количество энергии, необходимое для разрыва
химических связей в этом веществе. Одним из самых простых и распространенных способов сообщить
эту энергию веществу является нагревание. В ходе реакции происходит поглощение подведенной
теплоты.
К эндотермическим относится также реакция (3) разложения гашеной извести.
4. По признаку необходимости катализатора для осуществления реакции все химические реакции
делятся на 2 типа:
- КАТАЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ,
- РЕАКЦИИ, ПРОТЕКАЮЩИЕ БЕЗ КАТАЛИЗАТОРА.
Катализатором называют вещество, которое влияет на скорость реакции, непосредственно не
участвуя в реакции и не расходуясь в ней. Некоторые химические реакции без катализатора протекают
настолько медленно, что их проведение практически невозможно. В присутствии катализатора скорость
таких реакций значительно возрастает, и их осуществление становится возможным. Такие реакции
называют каталитическими.
Большинство органических реакций являются каталитическими. К ним относятся реакции
гидрирования (присоединения водорода), которые протекают в присутствии катализатора Ni или Pd,
реакции гидратации (присоединения воды), которые протекают в присутствии катализатора H2SO4
(конц.) и т.д. Каталитическими также являются многие реакции с участием неорганических веществ,
например, синтез аммиака, который протекает в присутствии катализатора Fe, каталитическое
окисление аммиака, протекающие в присутствии Pt или Pd и др.
Примеры каталитических реакций:
C2H4 + H2
C2H6 (12)
C2H4 + H2O
C2H5OH (13)
N2 + 3H2
4NH3 + 5O2
2NH3 (14)
4NO + 6H2O (15)
Реакции, для проведения которых не требуется присутствие катализатора, называются
некаталитическими. Это, например, реакции обмена в растворе (5), (6), (10), реакции горения
органических веществ (9), углерода, серы, водорода, реакции взаимодействия металлов с кислотой (7),
реакции разложения известняка и гашеной извести (11), (3) и многие другие.
5. По признаку обратимости все химические реакции делят на
- ОБРАТИМЫЕ реакции
- НЕОБРАТИМЫЕ реакции.
Обратимые реакции – это такие химические реакции, которые протекают как в прямом, так и в
обратном направлениях и заканчиваются наступлением химического равновесия.
Из рассмотренных выше реакций обратимыми являются реакции (1), (3), (11), (12), (13), (14).
Необратимые реакции – это такие химические реакции, которые протекают только в одном
направлении и заканчиваются полным превращением исходных веществ в продукты.
Из рассмотренных выше реакций обратимыми являются реакции (2), (4), (5), (6), (7), (8), (9), (10),
(15).
4.1.2. Классификация химических реакций в органической химии.
1) По структурному признаку реакции с участием органических веществ классифицируются на
- Реакции присоединения
R−CH=CH2 + XY→ R−CHX−CH2Y;
Пример реакции присоединения:
(16)
- Реакции замещения
R−CH2X + Y→ R−CH2Y + X;
Пример реакции замещения:
(17)
- Реакции отщепления (элиминирования)
R−CHX−CH2Y→ R−CH=CH2 + XY;
Пример реакции отщепления (элиминирования):
(18)
- Реакции полимеризации
nСНX=СНY → (−CHX−СНY−)n
Пример реакции полимеризации:
nСН2=СН2 → (−CH2−СН2−)n (19)
этилен полиэтилен
2) По типу разрыва связей реакции с участием органических веществ классифицируются на
- РАДИКАЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
- ИОННЫЕ РЕАКЦИИ.
Радикальные реакции − это процессы, идущие с гомолитическим разрывом ковалентной связи. При
гомолитическом разрыве пара электронов, образующая связь, делится таким образом, что каждая из
образующихся частиц получает по одному электрону. В результате гомолитического разрыва
образуются свободные радикалы – частицы с неспаренным электроном:
X:Y → X. + .Y.
Из рассмотренных выше реакций к радикальным относится реакция хлорирования метана (17).
Ионные реакции — это процессы, идущие с гетеролитическим разрывом ковалентных связей, когда
оба электрона связи остаются с одной из ранее связанных частиц. В результате гетеролитического
разрыва образуются положительный и отрицательный ионы:
X:Y → X+ + :Y− .
Из рассмотренных выше реакций к ионным относится реакция дегидратации этанола (18).
4.1.3. Окислительно-восстановительные реакции.
К окислительно-восстановительным относятся реакции, протекающие с изменением степени
окисления. В окислительно-восстановительных реакциях электроны от одних атомов, молекул или
ионов переходят к другим.
Окислитель – это частица (атом, молекула или ион), принимающая электроны.
Восстановитель – это частица (атом, молекула или ион), отдающая электроны, рис. 2.
Рис.2. Передача электронов от восстановителя окислителю.
Окисление – это процесс отдачи электронов;
восстановление – это процесс принятия электронов.
Процесс окисления в реакции всегда сопровождается процессом восстановления. При этом число
электронов, принятых окислителем равно числу электронов, отданных восстановителем.
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию между водородом и фтором:
Эту реакцию можно разделить на две полуреакции:
1) Окисление:
2) Восстановление:
.
Роль окислителя в этой реакции играет фтор (окислитель принимает электроны, при этом он
восстанавливается); роль восстановителя – водород (восстановитель отдает электроны, при этом он
окисляется). В ходе реакции степень окисления окислителя всегда понижается (у фтора до реакции
была степень окисления 0, а после реакции стала −1), а степень окисления восстановителя – повышается
(у водорода до реакции была степень окисления 0, а после реакции стала +1).
Для того, чтобы уравнять окислительно-восстановительную реакцию, используют метод
электронного баланса.
Рассмотрим сущность этого метода на примере реакции взаимодействия алюминия с кислородом:
Al0 + O02 → Al+32O−23.
Баланс – это равенство. Поэтому следует сделать одинаковым количество электронов, которые
отдает один элемент и принимает другой элемент в данной реакции. Первоначально это количество
выглядит разным, что видно из разных степеней окисления алюминия и кислорода: у алюминия до
реакции была степень окисления 0, после реакции стала +3, у кислорода до реакции была степень
окисления 0, после реакции стала −2.
Алюминий отдает электроны (приобретает положительную степень окисления), а кислород –
принимает электроны (приобретает отрицательную степень окисления). Чтобы получить степень
окисления +3, атом алюминия должен отдать 3 электрона. Молекула кислорода, чтобы превратиться в
кислородные атомы со степенью окисления −2, должна принять 4 электрона:
Чтобы количество отданных и принятых электронов выровнялось, первое уравнение надо умножить
на 4, а второе – на 3. Для этого достаточно переместить числа отданных и принятых электронов против
верхней и нижней строчки так, как показано на схеме вверху.
Если теперь в уравнении перед восстановителем (Al) мы поставим найденный нами коэффициент 4, а
перед окислителем (O2) – найденный нами коэффициент 3, то количество отданных и принятых
электронов выравнивается и становится равным 12. Электронный баланс достигнут. Видно, что перед
продуктом реакции Al2O3 необходим коэффициент 2. Теперь уравнение окислительновосстановительной реакции уравнено:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Все преимущества метода электронного баланса проявляются в более сложных случаях, чем
окисление алюминия кислородом. Например, перманганат калия KMnO4 является сильным окислителем
за счет атома Mn в степени окисления +7. Даже анион хлора Cl– отдает ему электрон, превращаясь в
атом хлора. Рассмотрим применение метода электронного баланса для уравнивания реакции
взаимодействия перманганата калия с соляной кислотой. Запишем схему реакции (без коэффициентов)
и определим, какие элементы поменяли степень окисления в ходе реакции:
KMn+7O4 + HCl− → Cl02 + Mn+2Cl2 + KCl + H2O.
Составим схему электронного баланса:
Двойка и пятерка – главные коэффициенты уравнения, благодаря которым удается легко подобрать
все другие коэффициенты. Перед Cl2 следует поставить коэффициент 5, а перед KMnO4 и MnCl2 –
коэффициент 2. Все остальные коэффициенты привязывают к этим коэффициентам.
2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2Mn Cl2 + 2KCl + 8H2O
Чтобы уравнять количество атомов К (2 атома слева), надо перед KCl в правой части уравнения
поставить коэффициент 2. Чтобы найти коэффициент перед HCl, необходимо подсчитать число атомов
хлора в правой части (16). Перед HCl поставим коэффициент 16. Теперь надо уравнять водород и
кислород. Так как в левой части 16 атомов водорода (16HCl), то в правой части необходимо поставить
коэффициент 8 перед H2O. В конце проверяем, совпадает ли число атомов кислорода в правой и левой
части уравнения. Число атомов кислорода в левой части 8 (в 2KMnO4), в правой части тоже 8 (в 8H2O).
Мы получили уравнение в окончательном виде.
Окислительно-восстановительные реакции играют огромную роль в природе и технике. Без этих
реакций невозможна жизнь, потому что дыхание, обмен веществ, синтез растениями клетчатки из
углекислого газа и воды – все это окислительно-восстановительные процессы.
В технике с помощью реакций этого типа получают такие важные вещества как аммиак (NH 3),
серную (H2SO4) и соляную (HCl) кислоты и многие другие продукты. Вся металлургия основана на
восстановлении металлов из их соединений – руд.
Используемая при составлении лекции литература:
http://www.hemi.nsu.ru/ucheb158.htm
Последнее изменение: четверг 9 декабря 2010, 21:05