Химическая реакция

Химическая реакция
План:
Введение


1 Классификация химических реакций
o 1.1 По типу преобразований
o 1.2 По изменению степеней окисления
o 1.3 По тепловому эффекту реакции
o 1.4 По типу реагентов
o 1.5 Наличие катализатора
o 1.6 По степени преобразования реагентов
2 Реакции переноса электрона
Источники
Введение
Химическая реакция, или химическое превращение, - это превращение веществ, при
котором молекулы одних веществ разрушаются и на их месте образуются молекулы
других веществ с другим атомным составом. Все химические реакции изображают
химическими уравнениями.
В химических реакциях из одних веществ получаются другие. Исходные вещества,
вступающие в химическую реакцию, называются реагентами, а новые, образующиеся в
результате такой реакции, - продуктами реакции.
Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами, называются
признаками химической реакции. Признаки химических реакций, часто встречающиеся:





поглощения или выделения теплоты
изменение окраски реакционной смеси;
образования или растворения осадка;
выделения или поглощения газа;
появление или исчезновение запаха.
1. Классификация химических реакций
1.1. По типу преобразований
Химические реакции классифицируются по следующим признакам: 1) изменение или
отсутствие изменения количества реагентов и продуктов реакции. По этому признаку
реакции подразделяются на четыре основных типа:




реакции соединения - реакция, при которой из двух или нескольких веществ
образуется одно новое вещество.
реакции разложения - реакция, при которой из одного вещества образуется два или
несколько новых веществ.
реакции замещения - реакция между простой и сложной веществами, в процессе
которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложной
веществе, в результате чего образуются новая простая и новая сложная вещества.
реакции обмена - реакция, в процессе которой две сложные вещества
обмениваются своими составными частями.
Такое деление или классификация, реакций на отдельные группы облегчает их изучение,
поскольку реакции той или иной группы или типа имеют ряд общих признаков.
Большинство химических реакций, происходящих в природе и технике, представляют
собой довольно сложный комплекс разнотипных реакций.
Реакция
Общая схема
Примеры
C + O 2 → CO 2
CaO + CO 2 → CaCO 3
C 2 H 4 + HBr → C 2 H 5 Br
Сообщения
A + B → AB
CO 2 (г) + H 2 O (г) → H 2 CO 3 (aq)
H 2 CO 3 (aq) + BaCO 3 (тв) → T ≈ 298 K, P ≈ 100 кПа Ba
(HCO 3) 2 (aq)
CaO (тв) + H 2 O (г) → T = 298,15 K, P = 101,325 кПа Ca
(OH) 2 (тв) & ΔH = -63,7 кДж / (моль CaO)
2
Расписания
AB → A + B
H2O→2H2+O2
C 2 H 5 Br → C 2 H 4 + HBr
ZnCO 3 (тв) → T >> 373 K, P ≈ 100 кПа ZnO (тв) + CO 2
(г)
Zn + CuSO 4 → Cu + ZnSO 4
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 ↑
Замещения
A + BC → B + AC
O 2 (г) + HgS (тв) → Hg (г) + SO 2 (г)
C (тв) + ZnO (тв) → T> 1223 K, P ≈ 100 кПа Zn (г) + CO
(г)
C (тв) + H 2 O (г) → T ≥ 1273 K, P ≈ 101 кПа H 2 (г) + CO
(г) & ΔH ≈ +120 кДж / моль
C 2 H 5 OH + HONO 2 → C 2 H 5 ONO 2 + H 2 O
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2 HCl
CuCl 2 + NaOH → Cu (OH) Cl ↓ + NaCl
Обмена
AB + CD → AD + CB
Cu (OH) Cl + HCl → CuCl 2 + HOH
NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + HOH (р)
NaCl (aq) + AgNO 3 (aq) → T ≈ 298 K, P ≈ 100 кПа
NaNO 3 (aq) + AgCl (тв)
Изомеризации
перегруппировка атомов в
молекуле
α глюкоза
β глюкоза
1.2. По изменению степеней окисления
Вторым признаком классификации химических реакций изменение или отсутствие
изменения степеней окисления элементов, входящих в состав веществ, которые
реагируют. По этому признаку реакции подразделяются на окислительновосстановительные и такие, которые происходят без изменения степеней окисления
элементов.
Процесс отдачи электронов веществами называется окислением, а процесс приема
электронов - восстановлением.
С точки зрения электронной теории валентности окислением называется процесс отдачи
атомом, молекулой или ионом электронов, независимо от того, принимает кислород
участие в реакции не берет. Процесс присоединения атомом, молекулой или ионом
электронов называется восстановлением. Атом, молекула или ион, отдающий электроны,
называются восстановителем. Отдавая электроны, сам восстановитель окисляется. И
наоборот, атом, молекула или ион, присоединяет электроны, называют окислителем.
Присоединяя электроны, окислитель восстанавливается.
При окислительно-восстановительных реакциях все электроны, теряются
восстановителем, переходят к окислителя. Поэтому общее количество электронов,
отданных восстановителем, обязательно должно равняться количеству электронов,
присоединенных окислителем. Из этого следует, что процессы окисления и
восстановления взаимно связаны и один без другого происходить не могут. Количество,
преданных и присоединенных электронов находят за изменением валентности
соответствующих элементов. При этом в уравнениях окислительно-восстановительных
реакций над символами каждого элемента меняют валентность, обозначают их
валентность соответствующим количеством знаков плюс, минус или ноль.
Примером окислительно-восстановительной реакции является реакция окисления
(растворения) меди разбавленной нитратной кислотой:
3 Cu 0 (Тв) + 2 HN +5 O 3 (aq) + 6 HNO 3 (aq) → 3 Cu +2 (NO 3) 2 (aq) + 2 N +2 O (г) + 4 H 2 O
(г)
Среди окислительно-восстановительной реакций выделяют:
1) реакции диспропорционирования (самоокиснення-самовосстановления):
3 AuF → 2 Au (тв) + AuF 3
4 KClO 3 → KCl + 3 KClO 4
3 K 2 MnO 4 + 2 H 2 O → MnO 2 + 2 KMnO 4 + 4 KOH
2) реакции внутрiшньомолекулярного окисления-восстановления:
2 Ag 2 O → O 2 (г) + 4 Ag (тв)
2 KClO 3 → 2 KCl + 3 O 2
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → N 2 (г) + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O
2 AgNO 3 → 2 Ag (тв) + 2 NO 2 + O 2
3) реакции мiжмолекулярного окисновання-восстановления:
H 2 (г) + F 2 (г) → 2 HF
KClO 4 + 4 C (тв) → KCl + 4 CO
KClO 4 + 2 C (тв) → KCl + 2 CO 2
3 H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4 H 2 SO 4 → 3 S (тв) + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O
3 C (тв) + 2 KNO 3 + S (тв) → 3 CO 2 + N 2 (г) + K 2 S
3 As 2 S 3 + 28 KNO 3 + 4 H 2 O → 6 H 3 AsO 4 + 9 H 2 SO 4 + 28 NO
1.3. По тепловому эффекту реакции
Следующим признаком классификации химических реакций выделения или поглощения
энергии в процессе реакции. По этому признаку реакции, происходящие с выделением
энергии (тепла), называются экзотермической. К ним относится большинство химических
реакций. Например, реакции соединения железа с серой, горения магния и фосфора в
воздухе, гашения горящего извести:




Fe + 2S = FeS 2
2Mg + О 2 = 2MgO
4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5
CaO (тв) + H 2 O (г) → T = 298,15 K, P = 101,325 кПа Ca (OH) 2 (тв) & ΔH = -63,7 кДж / (моль Ca (OH) 2)

4 C 6 H 5 NH 2 (г) + 31 O 2 (г) → T = 298,15 K, P = 101,325 кПа 24 CO 2 (г) + 14 H 2 O (г) + 2 N 2 (г) &
ΔH = -13 584 кДж / (4 моль C 6 H 5 NH 2)
Реакции, происходящие с уборки энергии (тепла), называются эндотермической. К ним
относят, например, реакции образования монооксида азота при взаимодействии азота и
кислорода и дисульфида углерода при взаимодействии углерода и серы при высоких
температурах:


C + 2 S = CS 2
N 2 (г) + O 2 (г) → T = 298,15 K, P = 101,325 кПа 2 NO (г) & ΔH = +180,8 кДж / (2 моль NO)
Согласно этому химические соединения, образующиеся из простых веществ с выделением
энергии, называются экзотермической, а соединения, образующиеся из Уборка энергии, эндотермической. Экзотермические вещества имеют меньший запас энергии по
сравнению с исходными веществами, а эндотермические, наоборот, больше.
Экзотермические вещества, как правило, достаточно устойчивы, причем чем больше
энергии выделяется при их образовании, тем они устойчивее. Эндотермические вещества,
наоборот, мало устойчивы и легко разлагаются. Поэтому эндотермических веществ
относительно мало.
1.4. По типу реагентов
По типу реагентов реакции подразделяются на реакции галогенов (взаимодействие с
хлором, бромом), гидрирования (присоединение молекул водорода), гидратации
(присоединения молекул воды), гидролиза, нитрования.
1.5. Наличие катализатора
По этому признаку реакции подразделяются на каталитические (которые происходят
только при наличии катализатора) и некаталитического (происходящих без катализатора).
1.6. По степени преобразования реагентов
По этому признаку реакции подразделяются на необратимые, когда реагенты полностью
превращаются в продукты реакции, и оборотные, которые не доходят до конца.
2. Реакции переноса электрона
Реакции переноса электрона - реакции, сопровождающиеся переносом электрона (ПЭ), т.е.
процесса, при котором электрон передается от одного атома или молекулы до другого
атома или молекулы. ПЭ - механистический описание термодинамического понятия
окислительно-восстановительных реакций, при котором изменяются состояния окисления
обоих реагентов реакции. Многочисленные существенные процессы в биологии
используют реакции переноса электрона, в частности: связывание и транспорт кислорода,
фотосинтез / дыхание, метаболические синтеза, и токсификация высоко-активных
соединений. Дополнительно, процесс передачи энергии может быть формализован как два
электронных обмены (две конкурирующие события ПЭ в противоположных
направлениях). Реакции ПЭ обычно привлекают переходного металлические комплексы,
но сейчас известно много примеров ПЭ в органических молекулах.
См.. также



Реакция будуаре
Реакция Гайдингера
Реакция Мейгена
Источники


Глоссарий терминов по химии / / Й.Опейда, О.Швайка. Ин-т физико-органической
химии и углехимии им .. Л. М. Литвиненко НАН Украины, Донецкий
национальный университет - Донецк: "Вебер", 2008. - 758 с. ISBN 978-966-335-2060
Ф. А. Деркач "Химия" Л. 1968
http://nado.znate.ru