Дать характеристику химических реакций по признакам классификации. Окислительно-восстновительные реакции
♦ По числу и составу исходных и полученных веществ химические реакции бывают:
- Соединения
- из двух или нескольких веществ образуется одно сложное вещество:
Fe + S = FeS
(при нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа) - Разложения
- из одного сложного вещества образуется два или несколько веществ:
2H 2 O = 2H 2 + O 2
(вода разлагается на водород и кислород при пропускании электрического тока) - Замещения
- атомы простого вещества замещают один из элементов в сложном веществе:
Fe + CuCl 2 = Cu↓ + FeCl 2
(железо вытесняет медь из раствора хлорида меди (II)) - Обмена
- 2 сложных вещества обмениваются составными частями:
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
(реакция нейтрализации - соляная кислота реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и воды)
♦ Реакции, протекающие с выделением энергии (тепла), называются экзотермическими . К ним относятся реакции горения, например серы:
S + O 2 = SO 2 + Q
Образуется оксид серы (IV), выделение энергии обозначают + Q
Реакции, требующие затрат энергии, т. е. протекающие с поглощением энергии, называются эндотермическими . Эндотермической является реакция разложения воды под действием электрического тока:
2H 2 O = 2H 2 + O 2 − Q
♦ Реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов, т. е. переходом электронов, называются окислительно-восстановительными :
Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2
Противоположностью являются электронно-статичные реакции, часто их называют просто реакции, протекающие без изменения степени окисления . К ним относятся все реакции обмена:
H +1 Cl −1 + Na +1 O −2 H +1 = Na +1 Cl −1 + H 2 +1 O −2
(Напомним, что степень окисления в веществах, состоящих из двух элементов, численно равна валентности, знак ставится перед цифрой)
2. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав предложенной соли, например сульфата меди (II)
Качественный состав соли доказывают с помощью реакций, сопровождающихся выпадением осадка или выделением газа с характерным запахом или цветом. Образование осадка происходит в случае получения нерастворимых веществ (определяем по таблице растворимости). Газы выделяются при образовании слабых кислот (для многих требуется нагревание) или гидроксида аммония.
Наличие иона меди можно доказать добавлением гидроксида натрия, выпадает синий осадок гидроксида меди (II):
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
Дополнительно можно провести разложение гидроксида меди (II) при нагревании, образуется черный оксид меди (II):
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Наличие сульфат-иона доказывается выпадением белого кристаллического осадка, нерастворимого в концентрированной азотной кислоте, при добавлении растворимой соли бария:
CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2
В предыдущих статьях были рассмотрены классификации реакций по следующим признакам:
1.По признаку изменения степеней окисления элементов в молекулах реагирующих веществ все реакции делятся на:
а) окислительно-восстановительные реакции (реакции с переносом электронов);
б) не окислительно-восстановительные реакции (реакции без переноса электронов).
2.По знаку теплового эффекта все реакции делятся на:
а) экзотермические (идущие с выделением теплоты);
б) эндотермические (идущие с поглощением теплоты).
3.По признаку однородности реакционной системы реакции делятся на:
а) гомогенные (протекающие в однородной системе);
б) гетерогенные (протекающие в неоднородной системе).
4.В зависимости от присутствия или отсутствия катализатора реакции делятся на:
а) каталитические (идущие с участием катализатора);
б) некаталитические (идущие без катализатора).
5.По признаку обратимости все химические реакции делятся на:
а) необратимые (протекающие только в одном направлении);
б) обратимые (протекающие одновременно в прямом и в обратном направлениях).
Рассмотрим еще одну часто используемую классификацию.
По числу и составу исходных веществ (реагентов) и продуктов реакции можно выделить следующие важнейшие типы химических реакций:
а) реакции соединения;
б) реакции разложения;
в) реакции замещения;
г) реакции обмена.
Реакции соединения - это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава: А + В +…= D
Существует большое число реакций соединения простых веществ (металлов с неметаллами, неметаллов с неметаллами), например:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
Реакции соединения простых веществ всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Как правило, эти реакции экзотермичны.
В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества, например:
СаО + SO 3 = CaSO 4
K 2 O + H 2 O = 2KOH
В приведенных примерах степени окисления элементов при протекании реакций не изменяются.
Существуют также реакции соединения простых и сложных веществ, которые относятся к окислительно-восстановительным реакциям, например:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Реакции разложения - это реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ: А = В + С + …
Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества, например:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O
ВаСО 3 = ВаО + CO 2
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Как и реакции соединения, реакции разложения могут протекать с изменением и без изменения степеней окисления элементов.
Реакции замещения - это реакции между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замешают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества. В результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество:
А + ВС = АС + В
Эти реакции почти всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Например:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3
2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2
Существует небольшое число реакций замещения, в которых участвуют сложные вещества и которые происходят без изменения степеней окисления элементов, например:
СаСО 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + СО 2
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5
Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями:
АВ + С D = А D + СВ
Реакции обмена всегда протекают без переноса электронов, т. е. являются не окислительно-восстановительными реакциями. Например:
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H2O
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
В результате реакций обмена обычно образуются осадок (↓), или газообразное вещество (), или слабый электролит (например, вода).
Классификация химических реакций.
Химические реакции классифицируют по изменению числа и состава исходных веществ и продуктов реакции на следующие виды:
реакции соединения - несколько веществ соединяются в один продукт;
реакции разложения - из одного исходного вещества образуется несколько продуктов;
реакции замещения - простое вещество замещает часть атомов сложного вещества;
реакции обмена - сложные вещества обмениваются своими составными частями.
По тепловому эффекту химические реакции можно подразделить на экзотермические - протекающие с выделением теплоты и эндотермические - протекающие с поглощением теплоты.
С учетом явления катализа реакции могут быть каталитические - с применением катализаторов и некаталитические - без применения катализаторов.
По изменению степени окисления реакции делятся на окислительно-восстановительные – в них происходит изменение степеней окисления атомов, и на реакции без изменения степеней окисления атомов.
По признаку наличия поверхности раздела фаз реакции делятся на гомогенные и гетерогенные . Гомогенные протекают в одной фазе, гетерогенные – на поверхности раздела фаз.
По признаку обратимости реакции делят на обратимые и необратимые. Необратимые реакции протекают до конца, пока вещества не прореагируют полностью; обратимые – до достижения химического равновесия, которое характеризуется равными скоростями протекания прямой и обратной реакций и наличием в реакционной смеси одновременно и исходных веществ, и продуктов реакции.
Химическое равновесие является динамическим, и его можно сместить в ту или иную сторону изменяя условия реакции (концентрации веществ, температуру, давление). Предсказать направление смещения равновесия можно с помощью принципа Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие внешние факторы, то равновесие в системе смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.
Химические реакции протекают с определенными скоростями. Раздел химии, который изучает влияние различных факторов на скорость химической реакции, а также механизмы химических превращений, называется химическая кинетика.
Факторы, влияющие на скорость протекания химической реакции: температура, давление, концентрация веществ, присутствие катализатора.
Влияние температуры на скорость реакций определяется правилом Вант-Гоффа: в интервале температур от 0 о С до 100 о С при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.
Катализ - избирательное ускорение одного из направлений химической реакции под действием катализатора. Катализаторы принимают участие в промежуточных процессах, но восстанавливаются в конце реакции. Явление катализа распространено в природе (большинство процессов, происходящих в живых организмах, являются каталитическими) и широко используется в технике (в нефтепереработке и нефтехимии, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты и др.). Большая часть всех промышленных реакций - это каталитические.
Существует отрицательный катализ или ингибирование.Ингибиторы – вещества, замедляющие протекание химической реакции (например, ингибиторы коррозии).
Особую группу образуют автокаталитические реакции. В них один из продуктов реакции служит катализатором превращения исходных веществ.
Природные катализаторы называются ферментами, ферменты ускоряют биохимические процессы внутри организма. Исходными веществами для синтеза ферментов являются коферменты. Ряд коферментов организм не может синтезировать из пищи и должен получать их в готовом виде. Это, например, витамины.
Лекция 2.
Химические реакции. Классификация химических реакций.
Окислительно-восстановительные реакции
Вещества, взаимодействуя друг с другом подвергаются различным изменениям и превращениям. Например, уголь, сгорая образует углекислый газ. Бериллий, взаимодействуя с кислородом воздуха превращается в оксид бериллия.
Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающихся от исходных составом и свойствами и при этом не происходит изменения состава ядер атомов называются химическими . Окисление железа, горение, получение металлов из руд – все это химические явления.
Следует различать химические и физические явления.
При физических явлениях изменяется форма или физическое состояние вещества или образуются новые вещества за счет изменения состава ядер атомов . Например, при взаимодействии газообразного аммиакам с жидким азотом, аммиак переходит вначале в жидкое, а затем в твердое состояние. Это не химическое, а физическое явление, т.к. состав вещества не меняется. Некоторые явления, приводящие к образованию. Новых веществ относятся к физическим. Таковы например, ядерные реакции в результате которых из ядер одних элементов образуются атомы других.
Физические явления, т.к. и химические широко распространены: протекание электрического тока по металлическому проводнику, ковка и плаваление металла, выделение теплоты, превращение воды в лед или пар. И т.д.
Химические явления всегда сопровождаются физическими. Например, при сгорании магния выделяется теплота и свет, в гальваническом элементе в результате химической реакции возникает электрический ток.
В соответствии с атомно-молекулярным учением и законом сохранения массы вещества из атомов вступивших в реакцию веществ, образуются новые вещества как простые так и сложные, причем общее число атомов каждого элемента всегда остается постоянным.
Химические явления возникают благодаря протеканию химических реакций.
Химические реакции классифицируют по различным признакам.
1.По признаку выделения или поглощения теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими. Например, реакция образования хлористого водорода из водорода и хлора:
Н 2 +СI 2 =2HCI+184,6 кДж
Реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды, называются эндотермическими. Например, реакция образования оксида азота (II) из азота и кислорода, которая протекает при высокой температуре:
N 2 +O 2 =2NO – 180,8кДж
Количество, выделенной или поглощенной в результате реакции теплоты называют тепловым эффектом реакции. Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химических реакций называется термохимией. Об этом мы подробно поговорим при изучении раздела «Энергетика химических реакций».
2. По признаку изменения числа исходных и конечных веществ реакции подразделяют на следующие типы: соединения, разложения и обмена .
Реакции в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество называются реакциями соединения :
Например, взаимодействие хлористого водорода с аммиаком:
HCI + NH 3 = NH 4 CI
Или горение магния:
2Mg + O2 = 2MgO
Реакции в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ называются реакциями разложения .
Например реакция разложения иодида водорода
2HI = H 2 + I 2
Или разложение перманганата калия:
2KmnO 4 = K2mnO 4 + mnO 2 + O 2
Реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества называются реакциями замещения.
Например, замещение свинца цинком в нитрате свинца (II):
Pb(NO 3) 2 + Zn =Zn(NO 3) 2 + Pb
Или вытеснение брома хлором:
2NaBr + CI 2 = 2NaCI + Br 2
Реакции в результате которых два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества называются реакциями обмена . Например, взаимодействие оксида алюминия с серной кислотой:
AI2O3 + 3H3SO4 = AI2(SO4)3 + 3H3O
Или взаимодействие хлорида кальция с нитратом серебра:
CaCI 2 + AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + AgCI
3. По признаку обратимости реакции делятся на обратимые и необратимые.
4.По признаку изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, различают реакции протекающие без изменения степени окисления атомов и окислительно-восстановительные (с изменением степени окисления атомов).
Окислительно-восстновительные реакции. Важнейшие окислители и восстановители. Методы подбора коэффициентов в реакциях
окисления-восстановления
Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому типу относятся реакции протекающие без изменения степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.
Например
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H3O
BaCI 2 + K 2 SO4 = BaSO 4 + 2KCI
Ко второму типу относятся химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых элементов:
2KCIO 3 = 2KICI+3O2
2KBr+CI2=Br 2 +2KCI
Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода меняют степень окисления, а во второй атомы брома и хлора.
Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов входящих в состав реагирующих веществ называются окислительно-восстановительными.
Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.
Основные положения теории окислительно-восстановительных
реакций:
1.Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
AI - 3e – = AI 3+ H 2 - 2e – = 2H +
2.Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом.
S + 2e – = S 2- CI 2 +2e – = 2CI -
3.Атомы, молекулы или ионы отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются
4.Атомы, молекулы или ионы присоединяющие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.
Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнением:
Восстановитель – e – = Окислитель
Окислитель + e – = Восстановитель
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов окисления и восстановления.
Число электронов отдаваемых восстановителем всегда равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, т.е. состоящими из одного элемента или сложными. Типичными восстановителями являются атомы на внешнем энергетическом уровне которых имеются от одного до трех электронов. К этой группе относятся металлы. Восстановительные свойства могут проявлять и неметаллы, например водород, углерод, бор и др.
В химических реакциях они отдают электроны по схеме:
Э – ne – = Э n+
В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Например, в третьем периоде натрий самый активный восстановитель, а хлор – окислитель.
У элементов главных подгрупп усиливаются восстановительные свойства с повышением порядкового номера и ослабевают окислительные. Элементы главных подгрупп 4 - 7 групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны, т.е. проявлять восстановительные и окислительные свойства. Исключение – фтор, который проявляет только окислительные свойства, т.к. обладает наибольшей электроотрицательностью. Элементы побочных подгрупп имеют металлический характер, т.к. на внешнем уровне их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями.
Окислительные или восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента.
Например, KMnO 4 , MnO 2 , MnSO 4 ,
В первом соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может больше ее повышать, следовательно он может быть только окислителем.
В третьем соединении у марганца минимальная степень окисления, он может быть только восстановителем.
Важнейшие восстановители : металлы, водород, уголь, монооксид углерода, сероводород, хлорид двухвалентного олова, азотистая кислота, альдегиды, спирты, глюкоза, муравьиная и щавелевая кислоты, соляная кислота, катод при элетролизе.
Важнейшие окислители : галогены, перманганат калия, бихромат каля, кислород, озон, пероксид водорода, азотная, серная, селеновая кислоты, гипохлориты, перхлораты, хлораты, црская водка, смесь концентрированных азотной и плавиковой кислот, анод при электролизе.
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
1.Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом число электронов отданных восстановителем равно числу электронов присоединенных окислителем. Для составления уравнения необходимо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо на основе известных свойств элементов либо опытным путем.
Медь, образуя ион меди отдает два электрона., ее степень окисления возрастает от 0 до +2. Ион палладия присоединяя два электрона изменяет степень окисления от +2 до 0. Следовательно нитрат палладия – окислитель.
Если установлены как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
Сu 0 -2e - = Сu 2+ 1
Pd +2 +2e - =Pd 0 1
Из приведенных электронных уравнений видно, что при восстановителе и окислителе коэффициенты равны 1.
Окончательное уравнение реакции:
Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd
Для проверки правильности составленного уравнения подсчитываем число атомов в правой и левой части уравнения. Последним проверяем по кислороду.
восстановительной реакции, идущей по схеме:
KМnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SO 4 → MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
Решение Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют свою степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
восстановитель 5 │ Р 3+ - 2ē ═ Р 5+ процесс окисления
окислитель 2 │Mn +7 + 5 ē ═ Mn 2+ процесс восстановления
Общее число электронов, отданных восстановлением, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид
2KМnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SO 4 ═ 2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
Метод полуреакций или ионно-электронный метод . Как показывает само название этот метод основан на составлении ионных уравнений для процесса окисления и процесса восстановления.
При пропускании сероводорода через подкисленный раствор перманганата калия малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет.
Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования серы:
Н 2 S S + 2H +
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части отнять два электрона после чего можно стрелку заменить на знак равенства
Н 2 S – 2е – = S + 2H +
Это первая полуреакция – процесс окисления восстановителя сероводорода.
Обесцвечивание раствора связано с переходом MnO 4 - (малиновая окраска) в Mn 2+ (слабо розовая окраска). Это можно выразить схемой
MnO 4 – Mn 2+
В кислом растворе кислород, входящий в состав MnO 4 - вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так
MnO 4 – +8Н + Mn 2+ + 4Н 2 О
Чтобы стрелку заменить на знак равенства надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов, то а конечные два положительных заряда, то для выполнения условий равенства надо к левой части схемы прибавить пять электронов
MnO 4 – +8Н + +5е – Mn 2+ + 4Н 2 О
Это полуреакция – процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона.
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно, уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилу нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители на которые умножают уравнения пол
Н 2 S – 2е – = S + 2H + 5
MnO 4 – +8Н + +5е – Mn 2+ + 4Н 2 О 2
5Н 2 S +2MnO 4 – +16Н + = 5S+10H + + 2Mn 2+ + 8Н 2 О
После сокращения на 10H + получаем
5Н 2 S +2MnO 4 – +6Н + = 5S + 2Mn 2+ + 8Н 2 О или в молекулярной форме
2к + + 3SO 4 2- = 2к + + 3SO 4 2-
5Н 2 S +2KMnO 4 +3Н 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +8Н 2 О
Сопоставим оба метода. Достоинство метод полуреакций по сравнению с методом электронного баланса заключается в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. В самом деле в растворе нет ионов Mn +7 , Cr +6 , S +6 , S +4 ; MnO 4– , Cr 2 O 7 2– , CrO 4 2– , SO 4 2– . При методе полуреакций не нужно знать все образующиеся вещества; они появляются в уравнении реакции при выводе его.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования .
К межмолекулярным относятся реакции в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Сюда же относят и и реакции между разными веществами в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O
5HCI + HCIO 3 = 5CI 2 + 3H 2 O
К внутримолекулярным относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе. В этом случае атом с более положительной степенью окисления окисляет атом с меньшей степенью окисления. Такими реакциями являются реакции химического разложения. Например:
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2
2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2
Сюда же относят и разложение веществ в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
Протекание реакций диспропорционирования сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атомов одного и того же элемента. При этом исходное вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с более низкой степенью окисления. Эти реакции возможны для веществ с промежуточной степенью окисления. Примером может служить превращение манганата калия в котором марганец имеет промежуточную степень окисления +6 (от +7 до +4). Раствор этой соли имеет красивый темно-зеленый цвет (цвет иона МnO 4 химических Химический эксперимент по неорганической химии в системе проблемного обученияДипломная работа >> Химия
Задач» 27. Классификация химических реакций . Реакции , которые идут без изменения состава. 28. Классификация химических реакций , которые идут...
Химические реакции следует отличать от ядерных реакций. В результате химических реакций общее число атомов каждого химического элемента и его изотопный состав не меняются. Иное дело ядерные реакции - процессы превращения атомных ядер в результате их взаимодействия с другими ядрами или элементарными частицами, например превращение алюминия в магний:
27 13 Аl + 1 1 Н = 24 12 Мg + 4 2 Не
Классификация химических реакций многопланова, то есть в ее основу могут быть положены различные признаки. Но под любой из таких признаков могут быть отнесены реакции как между неорганическими, так и между органическими веществами.
Рассмотрим классификацию химических реакций по различным признакам.
I. По числу и составу реагирующих веществ
Реакции, идущие без изменения состава веществ.
В неорганической химии к таким реакциям можно отнести процессы получения аллотропных модификаций одного химического элемента, например:
С (графит) ↔ С (алмаз)
S (ромбическая) ↔ S (моноклинная)
Р (белый) ↔ Р (красный)
Sn (белое олово) ↔ Sn (серое олово)
3O 2 (кислород) ↔ 2O 3 (озон)
В органической химии к этому типу реакций могут быть отнесены реакции изомеризации, которые идут без изменения не только качественного, но и количественного состава молекул веществ, например:
1. Изомеризация алканов.
Реакция изомеризации алканов имеет большое практическое значение, так как углеводороды изостроения обладают меньшей способностью к детонации.
2. Изомеризация алкенов.
3. Изомеризация алкинов (реакция А. Е. Фаворского).
CH 3 - CH 2 - С= - СН ↔ СН 3 - С= - С- СН 3
этилацетилен диметнлацетилен
4. Изомеризация галогеналканов (А. Е. Фаворский, 1907 г.).
5. Изомеризация цианита аммония при нагревании.
Впервые мочевина была синтезирована Ф. Велером в 1828 г. изомеризацией цианата аммония при нагревании.
Реакции, идущие с изменением состава вещества
Можно выделить четыре типа таких реакций: соединения, разложения, замещения и обмена.
1. Реакции соединения - это такие реакции, при которых из двух и более веществ образуется одно сложное вещество
В неорганической химии все многообразие реакций соединения можно рассмотреть, например, на примере реакций получения серной кислоты из серы:
1. Получение оксида серы (IV):
S + O 2 = SO - из двух простых веществ образуется одно сложное.
2. Получение оксида серы (VI):
SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - из простого и сложного веществ образуется одно сложное.
3. Получение серной кислоты:
SO 3 + Н 2 O = Н 2 SO 4 - из двух сложных веществ образуется одно сложное.
Примером реакции соединения, при которой одно сложное вещество образуется из более чем двух исходных, может служить заключительная стадия получения азотной кислоты:
4NО 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4НNO 3
В органической химии реакции соединения принято называть «реакциями присоединения». Все многообразие таких реакций можно рассмотреть на примере блока реакций, характеризующих свойства непредельных веществ, например этилена:
1. Реакция гидрирования - присоединения водорода:
CH 2 =CH 2 + Н 2 → Н 3 -СН 3
этен → этан
2. Реакция гидратации - присоединения воды.
3. Реакция полимеризации.
2. Реакции разложения - это такие реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.
В неорганической химии все многообразие таких реакций можно рассмотреть на блоке реакций получения кислорода лабораторными способами:
1. Разложение оксида ртути(II) - из одного сложного вещества образуются два простых.
2. Разложение нитрата калия - из одного сложного вещества образуются одно простое и одно сложное.
3. Разложение перманганата калия - из одного сложного вещества образуются два сложных и одно простое, то есть три новых вещества.
В органической химии реакции разложения можно рассмотреть на блоке реакций получения этилена в лаборатории и в промышленности:
1. Реакция дегидратации (отщепления воды) этанола:
С 2 H 5 OH → CH 2 =CH 2 + H 2 O
2. Реакция дегидрирования (отщепление водорода) этана:
CH 3 -CH 3 → CH 2 =CH 2 + H 2
или СН 3 -СН 3 → 2С + ЗН 2
3. Реакция крекинга (расщепления) пропана:
CH 3 -СН 2 -СН 3 → СН 2 =СН 2 + СН 4
3. Реакции замещения - это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе.
В неорганической химии примером таких процессов может служить блок реакций, характеризующих свойства, например, металлов:
1. Взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов с водой:
2Na + 2Н 2 O = 2NаОН + Н 2
2. Взаимодействие металлов с кислотами в растворе:
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2
3. Взаимодействие металлов с солями в растворе:
Fе + СuSO 4 = FеSO 4 + Сu
4. Металлотермия:
2Аl + Сr 2 O 3 → Аl 2 O 3 + 2Сr
Предметом изучения органической химии являются не простые вещества, а только соединения. Поэтому как пример реакции замещения приведем наиболее характерное свойство предельных соединений, в частности метана, - способность его атомов водорода замещаться на атомы галогена. Другой пример - бромирование ароматического соединения (бензола, толуола, анилина).
С 6 Н 6 + Вr 2 → С 6 Н 5 Вr + НВr
бензол → бромбензол
Обратим внимание на особенность реакции замещения у органических веществ: в результате таких реакций образуются не простое и сложное вещество, как в неорганической химии, а два сложных вещества.
В органической химии к реакциям замещения относят и некоторые реакции между двумя сложными веществами, например нитрование бензола. Она формально является реакцией обмена. То, что это реакция замещения, становится понятным только при рассмотрении ее механизма.
4. Реакции обмена - это такие реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями
Эти реакции характеризуют свойства электролитов и в растворах протекают по правилу Бертолле, то есть только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (например, Н 2 O).
В неорганической химии это может быть блок реакций, характеризующих, например, свойства щелочей:
1. Реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды.
2. Реакция между щелочью и солью, идущая с образованием газа.
3. Реакция между щелочью и солью, идущая с образованием осадка:
СuSO 4 + 2КОН = Сu(ОН) 2 + К 2 SO 4
или в ионном виде:
Сu 2+ + 2OН - = Сu(ОН) 2
В органической химии можно рассмотреть блок реакций, характеризующих, например, свойства уксусной кислоты:
1. Реакция, идущая с образованием слабого электролита - Н 2 O:
СН 3 СООН + NаОН → Nа(СН3СОО) + Н 2 O
2. Реакция, идущая с образованием газа:
2СН 3 СООН + СаСO 3 → 2СН 3 СОО + Са 2+ + СO 2 + Н 2 O
3. Реакция, идущая с образованием осадка:
2СН 3 СООН + К 2 SO 3 → 2К(СН 3 СОО) + Н 2 SO 3
2СН 3 СООН +SiO → 2СН 3 СОО + Н 2 SiO 3
II. По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества
По этому признаку различают следующие реакции:
1. Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов, или окислительно-восстановительные реакции.
К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, например:
1. Mg 0 + H + 2 SO 4 = Mg +2 SO 4 + H 2
2. 2Mg 0 + O 0 2 = Mg +2 O -2
Сложные окислительно-восстановительные реакции составляются с помощью метода электронного баланса.
2KMn +7 O 4 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O
В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов.
1. Они восстанавливаются в соответствующие спирты:
Альдекиды окисляются в соответствующие кислоты:
2. Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов.
К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, многие реакции разложения, реакции этерификации:
НСООН + CHgOH = НСООСН 3 + H 2 O
III. По тепловому эффекту
По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.
1. Экзотермические реакции протекают с выделением энергии.
К ним относятся почти все реакции соединения. Редкое исключение составляют эндотермические реакции синтеза оксида азота(II) из азота и кислорода и реакция газообразного водорода с твердым иодом.
Экзотермические реакции, которые протекают с выделением света, относят к реакциям горения. Гидрирование этилена - пример экзотермической реакции. Она идет при комнатной температуре.
2. Эндотермические реакции протекают с поглощением энергии.
Очевидно, что к ним будут относиться почти все реакции разложения, например:
1. Обжиг известняка
2. Крекинг бутана
Количество выделенной или поглощенной в результате реакции энергии называют тепловым эффектом реакции, а уравнение химической реакции с указанием этого эффекта называют термохимическим уравнением:
Н 2(г) + С 12(г) = 2НС 1(г) + 92,3 кДж
N 2(г) + O 2(г) = 2NO(г) - 90,4 кДж
IV. По агрегатному состоянию реагирующих веществ (фазовому составу)
По агрегатному состоянию реагирующих веществ различают:
1. Гетерогенные реакции - реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях (в разных фазах).
2. Гомогенные реакции - реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (в одной фазе).
V. По участию катализатора
По участию катализатора различают:
1. Некаталитические реакции, идущие без участия катализатора.
2. Каталитические реакции, идущие с участием катализатора. Так как все биохимические реакции, протекающие в клетках живых организмов, идут с участием особых биологических катализаторов белковой природы - ферментов, все они относятся к каталитическим или, точнее, ферментативным. Следует отметить, что более 70% химических производств используют катализаторы.
VI. По направлению
По направлению различают:
1. Необратимые реакции протекают в данных условиях только в одном направлении. К ним можно отнести все реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (воды) и все реакции горения.
2. Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях. Таких реакций подавляющее большинство.
В органической химии признак обратимости отражают названия - антонимы процессов:
Гидрирование - дегидрирование,
Гидратация - дегидратация,
Полимеризация - деполимеризация.
Обратимы все реакции этерификации (противоположный процесс, как вы знаете, носит название гидролиза) и гидролиза белков, сложных эфиров, углеводов, полинуклеотидов. Обратимость этих процессов лежит в основе важнейшего свойства живого организма - обмена веществ.
VII. По механизму протекания различают:
1. Радикальные реакции идут между образующимися в ходе реакции радикалами и молекулами.
Как вы уже знаете, при всех реакциях происходит разрыв старых и образование новых химических связей. Способ разрыва связи в молекулах исходного вещества определяет механизм (путь) реакции. Если вещество образовано за счет ковалентной связи, то могут быть два способа разрыва этой связи: гемолитический и гетеролитический. Например, для молекул Сl 2 , СН 4 и т. д. реализуется гемолитический разрыв связей, он приведет к образованию частиц с неспаренными электронами, то есть свободных радикалов.
Радикалы чаще всего образуются, когда разрываются связи, при которых общие электронные пары распределены между атомами примерно одинаково (неполярная ковалентная связь), однако многие полярные связи также могут разрываться подобным же образом, в частности тогда, когда реакция проходит в газовой фазе и под действием света, как, например, в случае рассмотренных выше процессов - взаимодействия С 12 и СН 4 - . Радикалы очень реакционноспособны, так как стремятся завершить свой электронный слой, забрав электрон у другого атома или молекулы. Например, когда радикал хлора сталкивается с молекулой водорода, то он вызывает разрыв общей электронной пары, связывающей атомы водорода, и образует ковалентную связь с одним из атомов водорода. Второй атом водорода, став радикалом, образует общую электронную пару с неспаренным электроном атома хлора из разрушающейся молекулы Сl 2 , в результате чего возникает радикал хлора, который атакует новую молекулу водорода и т. д
Реакции, представляющие собой цепь последовательных превращений, называют цепными реакциями.
За разработку теории цепных реакций два выдающихся химика - наш соотечественник Н. Н. Семенов и англичанин С. А. Хиншелвуд были удостоены Нобелевской премии.
Аналогично протекает и реакция замещения между хлором и метаном:
По радикальному механизму протекают большинство реакций горения органических и неорганических веществ, синтез воды, аммиака, полимеризация этилена, винилхлорида и др.
2. Ионные реакции идут между уже имеющимися или образующимися в ходе реакции ионами.
Типичные ионные реакции - это взаимодействие между электролитами в растворе. Ионы образуются не только при диссоциации электролитов в растворах, но и под действием электрических разрядов, нагревания или излучений. γ-Лучи, например, превращают молекулы воды и метана в молекулярные ионы.
По другому ионному механизму происходят реакции присоединения к алкенам галогеноводородов, водорода, галогенов, окисление и дегидратация спиртов, замещение спиртового гидроксила на галоген; реакции, характеризующие свойства альдегидов и кислот. Ионы в этом случае образуются при гетеролитическом разрыве ковалентных полярных связей.
VIII. По виду энергии,
инициирующей реакцию, различают:
1. Фотохимические реакции. Их инициирует световая энергия. Кроме рассмотренных выше фотохимических процессов синтеза НСl или реакции метана с хлором, к ним можно отнести получение озона в тропосфере как вторичного загрязнителя атмосферы. В роли первичного в этом случае выступает оксид азота(IV), который под действием света образует радикалы кислорода. Эти радикалы взаимодействуют с молекулами кислорода, в результате чего получается озон.
Образование озона идет все время, пока достаточно света, так как NO может взаимодействовать с молекулами кислорода с образованием того же NO 2 . Накопление озона и других вторичных загрязнителей атмосферы может привести к появлению фотохимического смога.
К этому виду реакций принадлежит и важнейший процесс, протекающий в растительных клетках, - фотосинтез, название которого говорит само за себя.
2. Радиационные реакции. Они инициируются излучениями большой энергии - рентгеновскими лучами, ядерными излучениями (γ-лучами, а-частицами - Не 2+ и др.). С помощью радиационных реакций проводят очень быструю радиополимеризацию, радиолиз (радиационное разложение) и т. д.
Например, вместо двухстадийного получения фенола из бензола его можно получать взаимодействием бензола с водой под действием радиационных излучений. При этом из молекул воды образуются радикалы [ OН] и [ H ], с которыми и реагирует бензол с образованием фенола:
С 6 Н 6 + 2[ОН] → С 6 Н 5 ОН + Н 2 O
Вулканизация каучука может быть проведена без серы с использованием радиовулканизации, и полученная резина будет ничуть не хуже традиционной.
3. Электрохимические реакции. Их инициирует электрический ток. Помимо хорошо известных вам реакций электролиза укажем также реакции электросинтеза, например, реакции промышленного получения неорганических окислителей
4. Термохимические реакции. Их инициирует тепловая энергия. К ним относятся все эндотермические реакции и множество экзотермических реакций, для начала которых необходима первоначальная подача теплоты, то есть инициирование процесса.
Рассмотренная выше классификация химических реакций отражена на схеме.
Классификация химических реакций, как и все другие классификации, условна. Ученые договорились разделить реакции на определенные типы по выделенным ими признакам. Но большинство химических превращений можно отнести к разным типам. Например, составим характеристику процесса синтеза аммиака.
Это реакция соединения, окислительно-восстановительная, экзотермическая, обратимая, каталитическая, гетерогенная (точнее, гетерогенно-каталитическая), протекающая с уменьшением давления в системе. Для успешного управления процессом необходимо учитывать все приведенные сведения. Конкретная химическая реакция всегда многокачественна, ее характеризуют разные признаки.
