De kjemiske egenskapene til stoffer avsløres i en rekke kjemiske reaksjoner.

Transformasjoner av stoffer, ledsaget av en endring i deres sammensetning og (eller) struktur, kalles kjemiske reaksjoner. Følgende definisjon finnes ofte: kjemisk reaksjon Prosessen med transformasjon av initiale stoffer (reagenser) til endelige stoffer (produkter) kalles.

Kjemiske reaksjoner skrives ved hjelp av kjemiske ligninger og skjemaer som inneholder formlene for utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene. I kjemiske ligninger, i motsetning til skjemaer, er antallet atomer til hvert element det samme på venstre og høyre side, noe som gjenspeiler loven om bevaring av masse.

På venstre side av ligningen er formlene til startstoffene (reagenser) skrevet, på høyre side - stoffene oppnådd som et resultat av en kjemisk reaksjon (reaksjonsprodukter, sluttstoffer). Likhetstegnet som forbinder venstre og høyre side indikerer at det totale antallet atomer til stoffene som deltar i reaksjonen forblir konstant. Dette oppnås ved å plassere heltalls støkiometriske koeffisienter foran formlene, som viser de kvantitative forholdene mellom reaktantene og reaksjonsproduktene.

Kjemiske ligninger kan inneholde tilleggsinformasjon om egenskapene til reaksjonen. Hvis en kjemisk reaksjon fortsetter under påvirkning av ytre påvirkninger (temperatur, trykk, stråling, etc.), indikeres dette med passende symbol, vanligvis over (eller "under") likhetstegnet.

Et stort antall kjemiske reaksjoner kan grupperes i flere typer reaksjoner, som er preget av veldefinerte egenskaper.

Som klassifiseringsfunksjoner følgende kan velges:

1. Antall og sammensetning av utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene.

2. Aggregert tilstand av reaktanter og reaksjonsprodukter.

3. Antall faser som deltakerne i reaksjonen befinner seg i.

4. Naturen til de overførte partiklene.

5. Muligheten for at reaksjonen fortsetter i forover- og bakoverretninger.

6. Tegnet på den termiske effekten skiller alle reaksjoner i: eksotermisk reaksjoner som fortsetter med ekso-effekten - frigjøring av energi i form av varme (Q> 0, ∆H<0):

C + O 2 \u003d CO 2 + Q

og endotermisk reaksjoner som fortsetter med endoeffekten - absorpsjon av energi i form av varme (Q<0, ∆H >0):

N 2 + O 2 \u003d 2NO - Q.

Slike reaksjoner er termokjemisk.

La oss vurdere mer detaljert hver av reaksjonstypene.

Klassifisering i henhold til antall og sammensetning av reagenser og sluttstoffer

1. Tilkoblingsreaksjoner

I reaksjonene til en forbindelse fra flere reagerende stoffer med en relativt enkel sammensetning, oppnås ett stoff med en mer kompleks sammensetning:

Som regel er disse reaksjonene ledsaget av varmeavgivelse, dvs. føre til dannelse av mer stabile og mindre energirike forbindelser.

Reaksjonene til kombinasjonen av enkle stoffer er alltid redoks i naturen. Forbindelsesreaksjoner som oppstår mellom komplekse stoffer kan forekomme både uten endring i valens:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2,

og bli klassifisert som redoks:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.

2. Nedbrytningsreaksjoner

Nedbrytingsreaksjoner fører til dannelse av flere forbindelser fra ett komplekst stoff:

A = B + C + D.

Nedbrytningsproduktene til et sammensatt stoff kan være både enkle og komplekse stoffer.

Av dekomponeringsreaksjonene som skjer uten å endre valenstilstandene, bør det bemerkes nedbrytningen av krystallinske hydrater, baser, syrer og salter av oksygenholdige syrer:

	til
4HNO 3	=	2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2,
(NH 4) 2Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Spesielt karakteristiske er redoksreaksjonene ved dekomponering for salter av salpetersyre.

Nedbrytingsreaksjoner i organisk kjemi kalles cracking:

C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20,

eller dehydrogenering

C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2H 2.

3. Substitusjonsreaksjoner

I substitusjonsreaksjoner samhandler vanligvis et enkelt stoff med et komplekst, og danner et annet enkelt stoff og et annet komplekst:

A + BC = AB + C.

Disse reaksjonene i de aller fleste tilhører redoksreaksjoner:

2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3,

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2,

2KBr + Cl 2 \u003d 2KCl + Br 2,

2KSlO3 + l2 = 2KlO3 + Cl2.

Eksempler på substitusjonsreaksjoner som ikke er ledsaget av en endring i atomers valenstilstand er ekstremt få. Det skal bemerkes reaksjonen av silisiumdioksid med salter av oksygenholdige syrer, som tilsvarer gassformige eller flyktige anhydrider:

CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2,

Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 \u003d ZCaSiO 3 + P 2 O 5,

Noen ganger betraktes disse reaksjonene som utvekslingsreaksjoner:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + Hcl.

4. Utvekslingsreaksjoner

Utveksle reaksjoner Reaksjoner mellom to forbindelser som utveksler deres bestanddeler kalles:

AB + CD = AD + CB.

Hvis redoksprosesser oppstår under substitusjonsreaksjoner, skjer alltid utvekslingsreaksjoner uten å endre valenstilstanden til atomer. Dette er den vanligste gruppen av reaksjoner mellom komplekse stoffer - oksider, baser, syrer og salter:

ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O,

AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3,

CrCl3 + ZNaOH = Cr(OH)3 + ZNaCl.

Et spesielt tilfelle av disse utvekslingsreaksjonene er nøytraliseringsreaksjoner:

Hcl + KOH \u003d KCl + H 2 O.

Vanligvis adlyder disse reaksjonene lovene om kjemisk likevekt og fortsetter i retningen der minst ett av stoffene fjernes fra reaksjonssfæren i form av en gassformig, flyktig substans, bunnfall eller lavdissosiasjonsforbindelse (for løsninger):

NaHCO 3 + Hcl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2,

Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 \u003d 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O,

CH 3 COONa + H 3 RO 4 \u003d CH 3 COOH + NaH 2 RO 4.

5. Overføringsreaksjoner.

I overføringsreaksjoner går et atom eller en gruppe atomer fra en strukturell enhet til en annen:

AB + BC \u003d A + B 2 C,

A 2 B + 2 CB 2 = DIA 2 + DIA 3.

For eksempel:

2AgCl + SnCl 2 \u003d 2Ag + SnCl 4,

H 2 O + 2NO 2 \u003d HNO 2 + HNO 3.

Klassifisering av reaksjoner i henhold til fasetrekk

Avhengig av aggregeringstilstanden til de reagerende stoffene, skilles følgende reaksjoner ut:

1. Gassreaksjoner

H 2 + Cl 2		2HCl.

2. Reaksjoner i løsninger

NaOH (p-p) + Hcl (p-p) \u003d NaCl (p-p) + H 2 O (l)

3. Reaksjoner mellom faste stoffer

	til
CaO (tv) + SiO 2 (tv)	=	CaSiO 3 (TV)

Klassifisering av reaksjoner i henhold til antall faser.

En fase forstås som et sett med homogene deler av et system med de samme fysiske og kjemiske egenskapene og atskilt fra hverandre av et grensesnitt.

Fra dette synspunktet kan hele utvalget av reaksjoner deles inn i to klasser:

1. Homogene (enfasede) reaksjoner. Disse inkluderer reaksjoner som skjer i gassfasen, og en rekke reaksjoner som skjer i løsninger.

2. Heterogene (flerfase) reaksjoner. Disse inkluderer reaksjoner der reaktantene og produktene av reaksjonen er i forskjellige faser. For eksempel:

gass-væskefasereaksjoner

CO 2 (g) + NaOH (p-p) = NaHC03 (p-p).

gass-fastfase-reaksjoner

CO 2 (g) + CaO (tv) \u003d CaCO 3 (tv).

væske-fastfase-reaksjoner

Na 2 SO 4 (løsning) + BaCl 3 (løsning) \u003d BaSO 4 (tv) ↓ + 2 NaCl (p-p).

væske-gass-fastfase-reaksjoner

Ca (HCO 3) 2 (løsning) + H 2 SO 4 (løsning) \u003d CO 2 (r) + H 2 O (l) + CaSO 4 (tv) ↓.

Klassifisering av reaksjoner i henhold til typen partikler som bæres

1. Protolytiske reaksjoner.

Til protolytiske reaksjoner inkluderer kjemiske prosesser, hvis essens er overføringen av et proton fra en reaktant til en annen.

Denne klassifiseringen er basert på den protolytiske teorien om syrer og baser, ifølge hvilken en syre er ethvert stoff som donerer et proton, og en base er et stoff som kan akseptere et proton, for eksempel:

Protolytiske reaksjoner inkluderer nøytraliserings- og hydrolysereaksjoner.

2. Redoksreaksjoner.

Disse inkluderer reaksjoner der reaktantene utveksler elektroner, mens de endrer oksidasjonstilstanden til atomene til elementene som utgjør reaktantene. For eksempel:

Zn + 2H + → Zn2+ + H2,

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

De aller fleste kjemiske reaksjoner er redoks, de spiller en ekstremt viktig rolle.

3. Ligandutvekslingsreaksjoner.

Disse inkluderer reaksjoner der et elektronpar overføres med dannelse av en kovalent binding av donor-akseptor-mekanismen. For eksempel:

Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2,

Fe + 5CO = ,

Al(OH)3 + NaOH = .

Et karakteristisk trekk ved ligand-utvekslingsreaksjoner er at dannelsen av nye forbindelser, kalt komplekse, skjer uten endring i oksidasjonstilstanden.

4. Reaksjoner av atom-molekylær utveksling.

Denne typen reaksjoner inkluderer mange av substitusjonsreaksjonene som er studert i organisk kjemi, som fortsetter i henhold til den radikale, elektrofile eller nukleofile mekanismen.

Reversible og irreversible kjemiske reaksjoner

Reversible er slike kjemiske prosesser, hvis produkter er i stand til å reagere med hverandre under de samme forholdene som de oppnås under, med dannelse av utgangsstoffer.

For reversible reaksjoner skrives ligningen vanligvis som følger:

To motsatt rettede piler indikerer at under samme forhold foregår både forover- og bakreaksjoner samtidig, for eksempel:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH CH 3 COOS 2 H 5 + H 2 O.

Irreversible er slike kjemiske prosesser, hvis produkter ikke er i stand til å reagere med hverandre med dannelse av utgangsstoffer. Eksempler på irreversible reaksjoner er dekomponering av Bertolet-salt ved oppvarming:

2KSlO3 → 2KSl + ZO2,

eller oksidasjon av glukose med atmosfærisk oksygen:

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O.

Kjemiske reaksjoner bør skilles fra kjernefysiske reaksjoner. Som et resultat av kjemiske reaksjoner endres ikke det totale antallet atomer til hvert kjemisk element og dets isotopsammensetning. Kjernereaksjoner er en annen sak - prosessene for transformasjon av atomkjerner som et resultat av deres interaksjon med andre kjerner eller elementære partikler, for eksempel transformasjonen av aluminium til magnesium:

27 13 Al + 1 1 H \u003d 24 12 Mg + 4 2 He

Klassifiseringen av kjemiske reaksjoner er mangefasettert, det vil si at den kan være basert på forskjellige tegn. Men under noen av disse tegnene kan reaksjoner både mellom uorganiske og mellom organiske stoffer tilskrives.

Vurder klassifiseringen av kjemiske reaksjoner i henhold til ulike kriterier.

I. I henhold til antall og sammensetning av reaktantene

Reaksjoner som finner sted uten å endre sammensetningen av stoffer.

I uorganisk kjemi inkluderer slike reaksjoner prosessene for å oppnå allotropiske modifikasjoner av ett kjemisk element, for eksempel:

C (grafitt) ↔ C (diamant)
S (rombisk) ↔ S (monoklinisk)
R (hvit) ↔ R (rød)
Sn (hvit tinn) ↔ Sn (grå tinn)
3O 2 (oksygen) ↔ 2O 3 (ozon)

I organisk kjemi kan denne typen reaksjoner inkludere isomeriseringsreaksjoner som skjer uten å endre ikke bare den kvalitative, men også den kvantitative sammensetningen av molekylene til stoffer, for eksempel:

1. Isomerisering av alkaner.

Reaksjonen av isomerisering av alkaner er av stor praktisk betydning, siden hydrokarboner i isostrukturen har lavere evne til å detonere.

2. Isomerisering av alkener.

3. Isomerisering av alkyner (reaksjon av A. E. Favorsky).

CH 3 - CH 2 - C \u003d - CH ↔ CH 3 - C \u003d - C- CH 3

etylacetylen dimetylacetylen

4. Isomerisering av haloalkaner (A. E. Favorsky, 1907).

5. Isomerisering av ammoniumcyanitt ved oppvarming.

For første gang ble urea syntetisert av F. Wehler i 1828 ved isomerisering av ammoniumcyanat ved oppvarming.

Reaksjoner som følger med en endring i sammensetningen av et stoff

Det er fire typer slike reaksjoner: forbindelser, dekomponeringer, substitusjoner og utvekslinger.

1. Koblingsreaksjoner er slike reaksjoner der ett komplekst stoff dannes av to eller flere stoffer

I uorganisk kjemi kan hele utvalget av sammensatte reaksjoner vurderes, for eksempel ved å bruke eksempelet på reaksjoner for å oppnå svovelsyre fra svovel:

1. Innhenting av svoveloksid (IV):

S + O 2 \u003d SO - ett komplekst stoff er dannet av to enkle stoffer.

2. Å oppnå svoveloksid (VI):

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - ett komplekst stoff dannes av et enkelt og sammensatt stoff.

3. Innhenting av svovelsyre:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 - ett kompleks dannes fra to komplekse stoffer.

Et eksempel på en sammensatt reaksjon der ett komplekst stoff dannes fra mer enn to utgangsmaterialer er det siste stadiet i produksjonen av salpetersyre:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3

I organisk kjemi blir sammensatte reaksjoner ofte referert til som "addisjonsreaksjoner". Hele utvalget av slike reaksjoner kan betraktes på eksemplet med en blokk av reaksjoner som karakteriserer egenskapene til umettede stoffer, for eksempel etylen:

1. Hydrogeneringsreaksjon - hydrogentilsetning:

CH 2 \u003d CH 2 + H 2 → H 3 -CH 3

eten → etan

2. Hydreringsreaksjon - tilsetning av vann.

3. Polymerisasjonsreaksjon.

2. Spaltningsreaksjoner er slike reaksjoner der det dannes flere nye stoffer fra ett sammensatt stoff.

I uorganisk kjemi kan hele utvalget av slike reaksjoner vurderes i blokken av reaksjoner for å oppnå oksygen ved laboratoriemetoder:

1. Dekomponering av kvikksølv (II) oksid - to enkle dannes av ett komplekst stoff.

2. Dekomponering av kaliumnitrat - fra ett komplekst stoff dannes ett enkelt og ett kompleks.

3. Dekomponering av kaliumpermanganat - fra ett komplekst stoff dannes to komplekse og ett enkelt, det vil si tre nye stoffer.

I organisk kjemi kan dekomponeringsreaksjoner vurderes på blokken av reaksjoner for produksjon av etylen i laboratoriet og i industrien:

1. Reaksjonen ved dehydrering (vannspalting) av etanol:

C 2 H 5 OH → CH 2 \u003d CH 2 + H 2 O

2. Dehydrogeneringsreaksjon (hydrogensplitting) av etan:

CH 3 -CH 3 → CH 2 \u003d CH 2 + H 2

eller CH3-CH3 → 2C + ZH2

3. Spaltningsreaksjon (splitting) av propan:

CH 3 -CH 2 -CH 3 → CH 2 \u003d CH 2 + CH 4

3. Substitusjonsreaksjoner er slike reaksjoner som fører til at atomene til et enkelt stoff erstatter atomene til et grunnstoff i et sammensatt stoff.

I uorganisk kjemi er et eksempel på slike prosesser en blokk av reaksjoner som karakteriserer egenskapene til for eksempel metaller:

1. Interaksjon av alkali- eller jordalkalimetaller med vann:

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2

2. Interaksjon av metaller med syrer i løsning:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3. Interaksjon av metaller med salter i løsning:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

4. Metalltermi:

2Al + Cr203 → Al203 + 2Cr

Emnet for studier av organisk kjemi er ikke enkle stoffer, men bare forbindelser. Derfor, som et eksempel på en substitusjonsreaksjon, gir vi den mest karakteristiske egenskapen til mettede forbindelser, spesielt metan, evnen til hydrogenatomene deres til å bli erstattet av halogenatomer. Et annet eksempel er bromering av en aromatisk forbindelse (benzen, toluen, anilin).

C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr

benzen → brombenzen

La oss ta hensyn til det særegne ved substitusjonsreaksjonen i organiske stoffer: Som et resultat av slike reaksjoner dannes ikke et enkelt og komplekst stoff, som i uorganisk kjemi, men to komplekse stoffer.

I organisk kjemi inkluderer substitusjonsreaksjoner også noen reaksjoner mellom to komplekse stoffer, for eksempel nitrering av benzen. Det er formelt sett en utvekslingsreaksjon. Det faktum at dette er en substitusjonsreaksjon blir klart først når man vurderer dens mekanisme.

4. Utvekslingsreaksjoner er slike reaksjoner der to komplekse stoffer bytter ut sine bestanddeler

Disse reaksjonene karakteriserer egenskapene til elektrolyttene og fortsetter i løsninger i henhold til Berthollet-regelen, det vil si bare hvis det dannes et bunnfall, gass eller et lavt-dissosierende stoff (for eksempel H 2 O) som et resultat.

I uorganisk kjemi kan dette være en blokk av reaksjoner som karakteriserer for eksempel egenskapene til alkalier:

1. Nøytraliseringsreaksjon som følger med dannelsen av salt og vann.

2. Reaksjonen mellom alkali og salt, som går med dannelsen av gass.

3. Reaksjonen mellom alkali og salt, som går med dannelsen av et bunnfall:

СuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 + K 2 SO 4

eller i ionisk form:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2

I organisk kjemi kan man vurdere en blokk av reaksjoner som karakteriserer for eksempel egenskapene til eddiksyre:

1. Reaksjonen som fortsetter med dannelsen av en svak elektrolytt - H 2 O:

CH 3 COOH + NaOH → Na (CH3COO) + H 2 O

2. Reaksjonen som følger med dannelsen av gass:

2CH 3 COOH + CaCO 3 → 2CH 3 COO + Ca 2+ + CO 2 + H 2 O

3. Reaksjonen som fortsetter med dannelse av et bunnfall:

2CH 3 COOH + K 2 SO 3 → 2K (CH 3 COO) + H 2 SO 3

2CH 3 COOH + SiO → 2CH 3 COO + H 2 SiO 3

II. Ved å endre oksidasjonstilstandene til kjemiske elementer som danner stoffer

På dette grunnlaget skilles følgende reaksjoner ut:

1. Reaksjoner som oppstår med en endring i grunnstoffenes oksidasjonstilstander, eller redoksreaksjoner.

Disse inkluderer mange reaksjoner, inkludert alle substitusjonsreaksjoner, så vel som de reaksjonene av kombinasjon og dekomponering der minst ett enkelt stoff deltar, for eksempel:

1. Mg 0 + H + 2 SO 4 \u003d Mg + 2 SO 4 + H 2

2. 2Mg 0 + O 0 2 = Mg + 2 O-2

Komplekse redoksreaksjoner kompileres ved hjelp av elektronbalansemetoden.

2KMn +7 O 4 + 16HCl - \u003d 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O

I organisk kjemi kan egenskapene til aldehyder tjene som et slående eksempel på redoksreaksjoner.

1. De reduseres til de tilsvarende alkoholene:

Aldecides oksideres til de tilsvarende syrene:

2. Reaksjoner som finner sted uten å endre oksidasjonstilstandene til kjemiske elementer.

Disse inkluderer for eksempel alle ionebytterreaksjoner, så vel som mange sammensatte reaksjoner, mange dekomponeringsreaksjoner, forestringsreaksjoner:

HCOOH + CHgOH = HSOCH 3 + H 2 O

III. Ved termisk effekt

I henhold til den termiske effekten deles reaksjonene inn i eksoterme og endoterme.

1. Eksoterme reaksjoner fortsetter med frigjøring av energi.

Disse inkluderer nesten alle sammensatte reaksjoner. Et sjeldent unntak er de endoterme reaksjonene ved syntesen av nitrogenoksid (II) fra nitrogen og oksygen og reaksjonen av gassformig hydrogen med fast jod.

Eksoterme reaksjoner som fortsetter med frigjøring av lys omtales som forbrenningsreaksjoner. Hydrogeneringen av etylen er et eksempel på en eksoterm reaksjon. Den går i romtemperatur.

2. Endoterme reaksjoner fortsetter med absorpsjon av energi.

Åpenbart vil nesten alle nedbrytningsreaksjoner gjelde dem, for eksempel:

1. Kalsinering av kalkstein

2. Butan sprekker

Mengden energi som frigjøres eller absorberes som et resultat av reaksjonen kalles den termiske effekten av reaksjonen, og ligningen for en kjemisk reaksjon som indikerer denne effekten kalles den termokjemiske ligningen:

H 2 (g) + C 12 (g) \u003d 2HC 1 (g) + 92,3 kJ

N 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2NO (g) - 90,4 kJ

IV. I henhold til tilstanden til aggregering av reagerende stoffer (fasesammensetning)

I henhold til aggregeringstilstanden til de reagerende stoffene er det:

1. Heterogene reaksjoner - reaksjoner der reaktantene og reaksjonsproduktene er i forskjellige aggregeringstilstander (i forskjellige faser).

2. Homogene reaksjoner - reaksjoner der reaktantene og reaksjonsproduktene er i samme aggregeringstilstand (i en fase).

V. I henhold til deltakelsen av katalysatoren

I henhold til katalysatorens deltakelse er det:

1. Ikke-katalytiske reaksjoner som finner sted uten deltagelse av en katalysator.

2. Katalytiske reaksjoner som finner sted med deltakelse av en katalysator. Siden alle biokjemiske reaksjoner som forekommer i cellene til levende organismer fortsetter med deltakelse av spesielle biologiske katalysatorer av proteinnatur - enzymer, tilhører de alle katalytiske eller mer presist enzymatiske. Det skal bemerkes at mer enn 70% av kjemisk industri bruker katalysatorer.

VI. Mot

Etter retning er det:

1. Irreversible reaksjoner foregår under gitte forhold i bare én retning. Disse inkluderer alle utvekslingsreaksjoner ledsaget av dannelse av et bunnfall, gass eller et lavdissosierende stoff (vann) og alle forbrenningsreaksjoner.

2. Reversible reaksjoner under disse forholdene foregår samtidig i to motsatte retninger. De fleste av disse reaksjonene er.

I organisk kjemi gjenspeiles tegnet på reversibilitet i navnene - antonymer til prosesser:

Hydrogenering - dehydrogenering,

Hydrering - dehydrering,

Polymerisering - depolymerisering.

Alle forestringsreaksjoner er reversible (den motsatte prosessen kalles som du vet hydrolyse) og hydrolyse av proteiner, estere, karbohydrater, polynukleotider. Reversibiliteten til disse prosessene ligger til grunn for den viktigste egenskapen til en levende organisme - metabolisme.

VII. I henhold til strømningsmekanismen er det:

1. Radikale reaksjoner finner sted mellom radikalene og molekylene som dannes under reaksjonen.

Som du allerede vet, i alle reaksjoner brytes gamle kjemiske bindinger og nye kjemiske bindinger dannes. Metoden for å bryte bindingen i molekylene til startstoffet bestemmer mekanismen (veien) for reaksjonen. Hvis stoffet er dannet av en kovalent binding, kan det være to måter å bryte denne bindingen på: hemolytisk og heterolytisk. For eksempel, for molekylene til Cl 2, CH 4, etc., realiseres et hemolytisk brudd på bindinger, det vil føre til dannelse av partikler med uparrede elektroner, det vil si frie radikaler.

Radikaler dannes oftest når bindinger brytes der delte elektronpar er fordelt omtrent likt mellom atomer (ikke-polar kovalent binding), men mange polare bindinger kan også brytes på lignende måte, spesielt når reaksjonen finner sted i gassfase og under påvirkning av lys, som for eksempel i tilfellet av prosessene diskutert ovenfor - interaksjonen av C 12 og CH 4 - . Radikaler er svært reaktive, da de har en tendens til å fullføre elektronlaget sitt ved å ta et elektron fra et annet atom eller molekyl. For eksempel, når et klorradikal kolliderer med et hydrogenmolekyl, bryter det det delte elektronparet som binder hydrogenatomene og danner en kovalent binding med et av hydrogenatomene. Det andre hydrogenatomet, som blir et radikal, danner et felles elektronpar med det uparrede elektronet til kloratomet fra det kollapsende Cl 2-molekylet, noe som resulterer i et klorradikal som angriper et nytt hydrogenmolekyl, etc.

Reaksjoner, som er en kjede av suksessive transformasjoner, kalles kjedereaksjoner. For utviklingen av teorien om kjedereaksjoner ble to fremragende kjemikere - vår landsmann N. N. Semenov og engelskmannen S. A. Hinshelwood tildelt Nobelprisen.
Substitusjonsreaksjonen mellom klor og metan fortsetter på samme måte:

De fleste forbrenningsreaksjonene av organiske og uorganiske stoffer, syntese av vann, ammoniakk, polymerisering av etylen, vinylklorid, etc. foregår i henhold til radikalmekanismen.

2. Ionereaksjoner finner sted mellom ioner som allerede er tilstede eller dannet under reaksjonen.

Typiske ioniske reaksjoner er interaksjoner mellom elektrolytter i løsning. Ioner dannes ikke bare under dissosiasjonen av elektrolytter i løsninger, men også under påvirkning av elektriske utladninger, oppvarming eller stråling. γ-stråler omdanner for eksempel vann- og metanmolekyler til molekylære ioner.

I henhold til en annen ionisk mekanisme oppstår reaksjoner med tilsetning av hydrogenhalogenider, hydrogen, halogener til alkener, oksidasjon og dehydrering av alkoholer, erstatning av alkoholhydroksyl med halogen; reaksjoner som karakteriserer egenskapene til aldehyder og syrer. Ioner i dette tilfellet dannes ved heterolytisk brudd av kovalente polare bindinger.

VIII. Avhengig av type energi

initierer reaksjonen, er det:

1. Fotokjemiske reaksjoner. De er initiert av lysenergi. I tillegg til de ovennevnte fotokjemiske prosessene for HCl-syntese eller reaksjonen av metan med klor, inkluderer de produksjonen av ozon i troposfæren som en sekundær atmosfærisk forurensning. I dette tilfellet fungerer nitrogenoksid (IV) som den primære, som danner oksygenradikaler under påvirkning av lys. Disse radikalene samhandler med oksygenmolekyler, noe som resulterer i ozon.

Dannelsen av ozon fortsetter så lenge det er nok lys, siden NO kan samhandle med oksygenmolekyler og danne samme NO 2 . Opphopning av ozon og andre sekundære luftforurensninger kan føre til fotokjemisk smog.

Denne typen reaksjon inkluderer også den viktigste prosessen som skjer i planteceller - fotosyntese, hvis navn taler for seg selv.

2. Strålereaksjoner. De initieres av høyenergistråling - røntgenstråler, kjernefysisk stråling (γ-stråler, a-partikler - He 2+, etc.). Ved hjelp av strålingsreaksjoner utføres meget rask radiopolymerisering, radiolyse (strålingsnedbrytning) etc..

For eksempel, i stedet for en to-trinns produksjon av fenol fra benzen, kan den oppnås ved interaksjon av benzen med vann under påvirkning av stråling. I dette tilfellet dannes radikaler [OH] og [H] fra vannmolekyler, som benzen reagerer med for å danne fenol:

C 6 H 6 + 2 [OH] → C 6 H 5 OH + H 2 O

Gummivulkanisering kan utføres uten svovel ved bruk av radiovulkanisering, og den resulterende gummien vil ikke være dårligere enn tradisjonell gummi.

3. Elektrokjemiske reaksjoner. De initieres av en elektrisk strøm. I tillegg til elektrolysereaksjonene som er kjent for deg, angir vi også reaksjonene ved elektrosyntese, for eksempel reaksjonene ved industriell produksjon av uorganiske oksidanter

4. Termokjemiske reaksjoner. De initieres av termisk energi. Disse inkluderer alle endoterme reaksjoner og mange eksoterme reaksjoner som krever en innledende tilførsel av varme, det vil si initiering av prosessen.

Ovennevnte klassifisering av kjemiske reaksjoner gjenspeiles i diagrammet.

Klassifiseringen av kjemiske reaksjoner, som alle andre klassifiseringer, er betinget. Forskere ble enige om å dele reaksjonene inn i visse typer i henhold til tegnene de identifiserte. Men de fleste kjemiske transformasjoner kan tilskrives forskjellige typer. La oss for eksempel karakterisere ammoniakksynteseprosessen.

Dette er en sammensatt reaksjon, redoks, eksoterm, reversibel, katalytisk, heterogen (mer presist, heterogen katalytisk), som fortsetter med en reduksjon i trykket i systemet. For å lykkes med å administrere prosessen, må all informasjonen ovenfor tas i betraktning. En spesifikk kjemisk reaksjon er alltid multikvalitativ, den er preget av forskjellige funksjoner.

Utdanningsdepartementet i Ivanovo-regionen

Regional statsbudsjett yrkesfaglig utdanningsinstitusjon

Sør teknologisk høyskole

METODOLOGISK UTVIKLING

ÅPEN UNDERVISNING I KJEMI

Om emnet:

« Klassifisering av kjemiske reaksjoner»

Foreleser: Vdovin Yu.A.

Vi vil:Jeg

Gruppe: 39-40

Yuzha - 2017

Leksjonsemne:	Klassifisering av kjemiske reaksjoner
Leksjonens mål:	Utvide og utdype kunnskap om kjemiske reaksjoner, sammenligne dem med andre typer fenomener. Lær å fremheve de essensielle egenskapene som kan brukes som grunnlag for klassifisering av kjemiske reaksjoner. Vurder klassifiseringen av kjemiske reaksjoner i henhold til ulike kriterier.
Leksjonens mål:	1. Pedagogisk - å systematisere, generalisere og utdype elevenes kunnskap om kjemiske reaksjoner og deres klassifisering, utvikle selvstendige arbeidsferdigheter, evne til å skrive reaksjonsligninger og sette koeffisienter, angi reaksjonstyper, trekke konklusjoner og generaliseringer. 2. Utvikling - å utvikle en talekultur ved å bruke kjemiske termer og formler, utvikling av kognitive evner, tenkning, oppmerksomhet. 3. Pedagogisk - utdanning av uavhengighet, utholdenhet, oppmerksomhet, toleranse.
Leksjonstype:	Kombinert
Utstyr og reagenser:	Reagenser: Ammoniumnitrat, natriumhydroksid, ammoniumhydroksid, kobber(II)sulfat, natriumkarbonat, saltsyre, kaliumheksacyanoferrat(III), jern(III)klorid, kaliumpermanganat, svovelsyre, etanol. Utstyr: Reagensrør, flasker med løsninger, pipetter, stativer, petriskål, fordampningsskål av porselen, glassstang, bomullsull, metallbrett.
Læringsmetoder	Verbal (samtale, forklaring) Problembaserte læringsmetoder, laboratorieerfaring.
Arbeidsformer:	individuell, frontal.

Timeplan:

I løpet av timene:

1. Organisasjonsøyeblikk (1 min)

En hilsen;

B) Sikkerhetstiltak;

2. Motivasjon (2 min)

Åpningstale:

Et stort antall reaksjoner finner sted i verden rundt oss. Her sitter vi bare, står, går et sted, og i hver celle i kroppen vår er det hvert sekund titalls og hundretusenvis av transformasjoner av en substans til en annen.

Nesten like god som en levende organisme og livløs materie. Et sted nå, akkurat i dette øyeblikket, foregår en kjemisk syklus: noen molekyler forsvinner, andre oppstår, og disse prosessene stopper aldri.

Hvis alle plutselig opphørte, ville verden bli stille. Hvordan huske på mangfoldet av kjemiske prosesser, hvordan praktisk navigere i dem? Hvordan klarer biologer å navigere i mangfoldet av levende organismer? (skaper en problematisk situasjon).

Forslag til svar: I enhver vitenskap brukes en klassifiseringsteknikk som lar en dele hele settet med objekter i grupper etter fellestrekk.

La oss formulere temaet for leksjonen: Klassifisering av kjemiske reaksjoner.

Enhver leksjon bør ha mål.

La oss formulere målene for dagens leksjon?

Hva bør vi vurdere?

Hva er verdt å lære?

Vurder mulige klassifiseringer av kjemiske reaksjoner.

Lær å fremheve tegnene som klassifiseringen av reaksjoner gjøres med.

Hva er nytten med å klassifisere kjemiske reaksjoner?

Foreslått svar: Det hjelper å generalisere, strukturere kunnskap om kjemiske prosesser, fremheve noe felles og forutsi, basert på eksisterende kunnskap, noe annet ukjent, men likt det kjente.

Og hvor kan kunnskap om klassifisering av kjemiske reaksjoner brukes i din praksis?

Foreslått svar: noen klasser av kjemiske reaksjoner kan være nyttige for oss i praktiske aktiviteter. For eksempel er et så viktig fenomen for deg som galvanisering basert på redoksprosesser. Jeg tror konseptet "Galvaniske celler" er smertelig kjent for deg!

I tillegg kan kunnskap om klassen av kjemisk reaksjon i en prosess hjelpe til med å håndtere denne prosessen.

3. Aktualisering av kunnskap (6 min)

A) Oppgave med kort om forskjellen mellom fysiske prosesser og kjemiske reaksjoner (2 min).

Oppgaven utføres av en elev på magnettavle og parallelt med gruppepresentasjon.

Ta en titt på disse fenomenene som er kjent for dere alle. Del dem inn i grupper. Gi gruppene et navn og definer hver gruppe.

B) Gjentakelse av sikkerhetstiltak

Gjennomføring av laboratorieeksperimenter (3 min)

Og hvordan kan vi vite at vi har en kjemisk reaksjon på gang?

Foreslått svar #1: Kriterier.

Forslag til svar #2: Nedbør, gassutslipp osv.

Og nå foreslår jeg at du kaster deg ut i atmosfæren av empiri og er eksperimenterende. Foran deg ligger prøverør og flasker med reagenser. I arbeidsfeltet, i oppgave nr. 2, er erfaringsmetodene angitt. Gjør disse eksperimentene. Registrer resultatene av eksperimentene dine i tabellen "Tegn på kjemiske reaksjoner".

	Tegn på lekkasje	Reaksjonsskjema
	Utseendet til en lukt
	Nedbør
	Oppløsning av bunnfallet
	Gassutvikling
	Fargeforandring
	lysutslipp
	Utvalg eller varmeabsorpsjon

4 . Lære nytt stoff (15 min)

Vi har sett at kjemiske reaksjoner ofte er ledsaget av effekter. Noen lignende effekter er lagt til grunn for ulike typer klassifisering ...

Ja, kjemiske reaksjoner er klassifisert i forskjellige typer, så den samme kjemiske reaksjonen kan vurderes og klassifiseres på forskjellige måter.

A) Klassifisering i henhold til antall og sammensetning av reagenser og deres produkter:

Tilkoblinger

utvidelser

Utskiftninger

Ett lysbilde viser eksempler på kjemiske reaksjoner.

Gutta sammenligner reaksjonsligningene og formulerer klassedefinisjoner basert på denne komparative analysen. Det samme skjer med andre typer.

B) Ved termisk effekt

eksotermisk

Endotermisk

B) Ved å endre oksidasjonsgraden

redoks

Ingen endring i oksidasjonstilstand

D) Etter fasesammensetning

homogen

Heterogen

D) Om bruk av en katalysator

katalytisk

Ikke-katalytisk

E) Retning:

reversible

ikke reversibel

5. Anvendelse og konsolidering av kunnskap (15 min)

Og nå er det på tide å bruke kunnskapen vår.

Gutta utfører oppgaver 3-5 av arbeidsfeltet.

3. På motsatt side av hvert begrep relatert til klassen av kjemiske reaksjoner, lim inn ønsket definisjon.

Tilkoblingsreaksjoner	Reaksjoner der to eller flere stoffer danner en forbindelse
Nedbrytningsreaksjoner	Reaksjoner der flere nye stoffer dannes fra et sammensatt stoff.
Substitusjonsreaksjoner	Reaksjoner der atomer av et enkelt stoff erstatter atomene til et av grunnstoffene i et komplekst stoff.
Utveksle reaksjoner	Reaksjoner der to forbindelser utveksler bestanddelene sine.
eksoterme reaksjoner	Reaksjoner som fortsetter med frigjøring av varme.
Endoterme reaksjoner	Reaksjoner som fortsetter med absorpsjon av varme.
katalytiske reaksjoner	Reaksjoner som finner sted med deltakelse av en katalysator.
Ikke-katalytiske reaksjoner	Reaksjoner som finner sted uten katalysator.
redoks	Reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstandene til elementene som danner stoffene som er involvert i reaksjonen.
Reversible reaksjoner	Kjemiske reaksjoner som skjer samtidig i to motsatte retninger - fremover og bakover.
irreversible reaksjoner	Kjemiske reaksjoner, som et resultat av at de opprinnelige stoffene nesten fullstendig omdannes til sluttprodukter.
Homogene reaksjoner	Reaksjoner som finner sted i et homogent medium, for eksempel en blanding av gasser eller løsninger.
heterogene reaksjoner	Reaksjoner som oppstår mellom stoffer i et heterogent miljø.

Kontroll av arbeidet foregår på presentasjonslysbildet.

4. Korreler kjemiske reaksjoner med deres klasse:

Tilkoblingsreaksjoner
Nedbrytningsreaksjoner
Substitusjonsreaksjoner
Utveksle reaksjoner
eksoterme reaksjoner

Kjemiske reaksjoner (kjemiske fenomener)- dette er prosesser som resulterer i at andre dannes av noen stoffer, som skiller seg fra de opprinnelige i sammensetning eller struktur. I løpet av kjemiske reaksjoner er det ingen endring i antall atomer til ett eller annet element, interkonvertering av isotoper.

Klassifiseringen av kjemiske reaksjoner er mangefasettert, den kan være basert på forskjellige funksjoner: antall og sammensetning av reaktanter og reaksjonsprodukter, termisk effekt, reversibilitet, etc.

I. Klassifisering av reaksjoner etter antall og sammensetning av reaktanter

A. Reaksjoner som skjer uten å endre stoffets kvalitative sammensetning . Dette er mange allotropiske transformasjoner av enkle stoffer (for eksempel oksygen ↔ ozon (3O 2 ↔ 2O 3), hvitt tinn ↔ grått tinn); overgang med en endring i temperaturen for noen faste stoffer fra en krystallinsk tilstand til en annen - polymorfe transformasjoner(for eksempel røde krystaller av kvikksølv (II) jodid, når de oppvarmes, blir til et gult stoff av samme sammensetning, når avkjølt skjer den omvendte prosessen); isomeriseringsreaksjoner (for eksempel NH 4 OCN ↔ (NH 2) 2 CO), etc.

B. Reaksjoner som oppstår med en endring i sammensetningen av reaktantene.

Tilkoblingsreaksjoner Reaksjoner der to eller flere utgangsmaterialer danner en ny forbindelse. Kildestoffer kan være både enkle og komplekse, for eksempel:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5; 4NO2 + O2 + 2H2O \u003d 4HNO3; CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.

Nedbrytningsreaksjoner er reaksjoner der to eller flere nye stoffer dannes fra ett opprinnelig komplekst stoff. Stoffer som dannes i reaksjoner av denne typen kan være både enkle og komplekse, for eksempel:

2HI \u003d H 2 + I 2; CaCO 3 \u003d CaO + CO 2; (CuOH) 2 CO 3 \u003d CuO + H 2 O + CO 2.

Substitusjonsreaksjoner– Dette er prosesser der atomer av et enkelt stoff erstatter atomene til et grunnstoff i et sammensatt stoff. Siden et enkelt stoff nødvendigvis er involvert i substitusjonsreaksjoner som en av reagensene, er nesten alle transformasjoner av denne typen redoks, for eksempel:

Zn + H2SO4 \u003d H2 + ZnSO4; 2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3; H 2 S + Br 2 \u003d 2HBr + S.

Utveksle reaksjoner er reaksjoner der to forbindelser utveksler bestanddelene sine. Utvekslingsreaksjoner kan fortsette direkte mellom to reagenser uten deltagelse av et løsningsmiddel, for eksempel: H 2 SO 4 + 2KOH \u003d K 2 SO 4 + 2H 2 O; SiO 2 (tv) + 4HF (g) \u003d SiF 4 + 2H2O.

Utvekslingsreaksjoner som oppstår i elektrolyttløsninger kalles ionebytterreaksjoner. Slike reaksjoner er bare mulige hvis et av de dannede stoffene er en svak elektrolytt, frigjøres fra reaksjonssfæren i form av en gass eller et lite løselig stoff (Berthollets regel):

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3, eller Ag + + Cl - \u003d AgCl ↓;

NH 4 Cl + KOH \u003d KCl + NH 3 + H 2 O, eller NH 4 + + OH - \u003d H 2 O + NH 3;

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O, eller H + + OH - \u003d H 2 O.

II. Klassifisering av reaksjoner etter termisk effekt

MEN. Reaksjoner fortsetter med frigjøring av termisk energi –eksoterme reaksjoner (+ Q).

B. Reaksjoner som fortsetter med absorpsjon av varme –endoterme reaksjoner (-Q).

termisk effekt Reaksjon refererer til mengden varme som frigjøres eller absorberes som et resultat av en kjemisk reaksjon. Reaksjonsligningen der dens termiske effekt er indikert kalles termokjemisk. Det er praktisk å gi verdien av varmeeffekten av reaksjonen per 1 mol av en av deltakerne i reaksjonen, derfor kan man i termokjemiske ligninger ofte finne fraksjonskoeffisienter:

1/2N2 (g) + 3/2H2 (g) = NH3 (g) + 46,2 kJ/mol.

Eksoterme er alle forbrenningsreaksjoner, de aller fleste oksidasjons- og kombinasjonsreaksjoner. Nedbrytningsreaksjoner krever vanligvis energi.

Forelesning 2

Kjemiske reaksjoner. Klassifisering av kjemiske reaksjoner.

Redoksreaksjoner

Stoffer som interagerer med hverandre gjennomgår ulike endringer og transformasjoner. For eksempel brenner kull for å danne karbondioksid. Beryllium, som interagerer med atmosfærisk oksygen, blir til berylliumoksid.

Fenomener der noen stoffer omdannes til andre som skiller seg fra originalen i sammensetning og egenskaper og samtidig ikke er noen endring i sammensetningen av atomkjernene kalles kjemiske. Oksidasjon av jern, forbrenning, skaffe metaller fra malm - alt dette er kjemiske fenomener.

Det må skilles mellom kjemiske og fysiske fenomener.

Under fysiske fenomener endres et stoffs form eller fysiske tilstand eller nye stoffer dannes på grunn av endringer i sammensetningen av atomkjernene. For eksempel, når gassformig ammoniakk interagerer med flytende nitrogen, går ammoniakk først over i en væske og deretter til en fast tilstand. Dette er ikke et kjemisk, men et fysisk fenomen, fordi. sammensetningen av stoffet endres ikke. Noen fenomener som fører til utdanning. Nye stoffer er klassifisert som fysiske. Slike er for eksempel kjernereaksjoner, som et resultat av hvilke atomer av andre dannes fra kjernene til ett element.

Fysiske fenomener, fordi og kjemisk er utbredt: flyten av elektrisk strøm gjennom en metallleder, smiing og smelting av metall, frigjøring av varme, transformasjon av vann til is eller damp. Etc.

Kjemiske fenomener er alltid ledsaget av fysiske. For eksempel, under forbrenning av magnesium, frigjøres varme og lys, i en galvanisk celle, som et resultat av en kjemisk reaksjon, oppstår en elektrisk strøm.

I samsvar med atom- og molekylteorien og loven om bevaring av massen til et stoff, fra atomene til stoffer som har inngått en reaksjon, dannes nye stoffer, både enkle og komplekse, og det totale antallet atomer til hver element forblir alltid konstant.

Kjemiske fenomener oppstår på grunn av flyten av kjemiske reaksjoner.

Kjemiske reaksjoner er klassifisert etter ulike kriterier.

1. På grunnlag av frigjøring eller absorpsjon av varme. Reaksjoner som frigjør varme kalles eksoterme. For eksempel reaksjonen av dannelsen av hydrogenklorid fra hydrogen og klor:

H 2 + CI 2 \u003d 2 HCI + 184,6 kJ

Reaksjoner som absorberer varme fra omgivelsene kalles endoterme. For eksempel reaksjonen av dannelsen av nitrogenoksid (II) fra nitrogen og oksygen, som fortsetter ved høy temperatur:

N 2 + O 2 \u003d 2NO - 180,8 kJ

Mengden varme som frigjøres eller absorberes som et resultat av reaksjonen kalles den termiske effekten av reaksjonen. Den grenen av kjemi som studerer de termiske effektene av kjemiske reaksjoner kalles termokjemi. Vi vil snakke om dette i detalj når vi studerer avsnittet "Energi av kjemiske reaksjoner".

2. I henhold til endringen i antall initiale og endelige stoffer, er reaksjonene delt inn i følgende typer: kobling, dekomponering og utveksling .

Reaksjoner der to eller flere stoffer danner ett nytt stoff kalles sammensatte reaksjoner :

For eksempel, samspillet mellom hydrogenklorid og ammoniakk:

HCI + NH3 = NH4CI

Eller brenne magnesium:

2Mg + O2 = 2MgO

Reaksjoner der flere nye stoffer dannes fra ett stoff kalles nedbrytningsreaksjoner .

For eksempel nedbrytningsreaksjonen av hydrogenjodid

2HI \u003d H 2 + I 2

Eller nedbrytning av kaliumpermanganat:

2KmnO 4 \u003d K2mnO 4 + mnO 2 + O 2

Reaksjoner mellom enkle og komplekse stoffer, som et resultat av at atomene til et enkelt stoff erstatter atomene til et av elementene i et komplekst stoff, kalles substitusjonsreaksjoner.

For eksempel å erstatte bly med sink i bly(II)nitrat:

Pb (NO 3) 2 + Zn \u003d Zn (NO 3) 2 + Pb

Eller erstatte brom med klor:

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

Reaksjoner der to stoffer bytter ut sine bestanddeler for å danne to nye stoffer kalles utvekslingsreaksjoner . For eksempel, interaksjonen av aluminiumoksid med svovelsyre:

AI2O3 + 3H3SO4 = AI2(SO4)3 + 3H3O

Eller interaksjonen mellom kalsiumklorid og sølvnitrat:

CaCI 2 + AgNO 3 \u003d Ca (NO 3) 2 + AgCI

3. På grunnlag av reversibilitet deles reaksjoner inn i reversible og irreversible.

4. På grunnlag av en endring i oksidasjonstilstanden til atomene som utgjør de reagerende stoffene, skilles reaksjoner som skjer uten å endre oksidasjonstilstanden til atomer og redoksreaksjoner (med endring i oksidasjonstilstanden til atomene).

Redoksreaksjoner. De viktigste oksidasjons- og reduksjonsmidlene. Metoder for å velge koeffisienter i reaksjoner

redoks

Alle kjemiske reaksjoner kan deles inn i to typer. Den første typen inkluderer reaksjoner som skjer uten å endre oksidasjonstilstandene til atomene som utgjør reaktantene.

For eksempel

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H3O

BaCl2 + K2S04 = BaS04 + 2KCI

Den andre typen inkluderer kjemiske reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstandene til alle eller noen elementer:

2KCIO 3 = 2KICI+3O2

2KBr+CI2=Br2+2KCI

Her, i den første reaksjonen, endrer atomene av klor og oksygen sin oksidasjonstilstand, og i den andre, atomene av brom og klor.

Reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstanden til atomene som utgjør reaktantene kalles redoksreaksjoner.

Endringen i oksidasjonstilstand er assosiert med trekking eller bevegelse av elektroner.

De viktigste bestemmelsene i teorien om redoks

reaksjoner:

1. Oksidasjon er prosessen med å avgi elektroner av et atom, molekyl eller ion.

AI-3e- = AI3+ H2-2e- = 2H+

2. Utvinning er prosessen med å tilføre elektroner til et atom, molekyl eller ion.

S + 2e - \u003d S 2- CI 2 + 2e - \u003d 2CI -

3. Atomer, molekyler eller ioner som donerer elektroner kalles reduksjonsmidler. Under reaksjonen oksideres de

4. Atomer, molekyler eller ioner som aksepterer elektroner kalles oksidasjonsmidler. Under reaksjonen blir de gjenopprettet.

Oksidasjon er alltid ledsaget av reduksjon, og omvendt, reduksjon er alltid assosiert med oksidasjon, som kan uttrykkes ved ligningen:

Reduksjonsmiddel – e – = Oksydasjonsmiddel

Oksidasjonsmiddel + e - = Reduksjonsmiddel

Derfor er redoksreaksjoner en enhet av to motsatte prosesser for oksidasjon og reduksjon.

Antall elektroner gitt bort av reduksjonsmidlet er alltid lik antallet elektroner festet av oksidasjonsmidlet.

Reduksjonsmidler og oksidasjonsmidler kan være både enkle stoffer, dvs. som består av ett element eller kompleks. Typiske reduksjonsmidler er atomer i det ytre energinivået som det er fra ett til tre elektroner av. Denne gruppen inkluderer metaller. Reduserende egenskaper kan også vises av ikke-metaller, som hydrogen, karbon, bor, etc.

I kjemiske reaksjoner donerer de elektroner i henhold til ordningen:

E - ne - \u003d E n +

I perioder med økning i grunntallets ordinære tall reduseres de reduserende egenskapene til enkle stoffer, mens de oksiderende øker og blir maksimale for halogener. For eksempel, i den tredje perioden er natrium det mest aktive reduksjonsmidlet, og klor er oksidasjonsmidlet.

I elementene i hovedundergruppene øker de reduserende egenskapene med en økning i serienummeret og de oksiderende egenskapene svekkes. Elementer i hovedundergruppene til gruppene 4 - 7 (ikke-metaller) kan både gi og motta elektroner, dvs. viser reduserende og oksiderende egenskaper. Et unntak er fluor, som kun har oksiderende egenskaper, pga har høyest elektronegativitet. Elementene i de sekundære undergruppene har en metallisk karakter, fordi det ytre nivået av deres atomer inneholder 1-2 elektroner. Derfor er deres enkle stoffer reduksjonsmidler.

De oksiderende eller reduserende egenskapene til komplekse stoffer avhenger av graden av oksidasjon av atomet til et gitt grunnstoff.

For eksempel KMnO 4, MnO 2, MnSO 4,

I den første forbindelsen har mangan en maksimal oksidasjonstilstand og kan ikke lenger øke den, derfor kan det bare være et oksidasjonsmiddel.

I den tredje forbindelsen har mangan en minimal oksidasjonstilstand; det kan bare være et reduksjonsmiddel.

De viktigste reduksjonsmidlene : metaller, hydrogen, kull, karbonmonoksid, hydrogensulfid, tinn(II)klorid, salpetersyrling, aldehyder, alkoholer, glukose, maursyre og oksalsyre, saltsyre, elektrolysekatode.

De viktigste oksidasjonsmidlene : halogener, kaliumpermanganat, kaliumbikromat, oksygen, ozon, hydrogenperoksid, salpetersyre, svovelsyre, selensyre, hypokloritt, perklorat, klorater, vannvann, en blanding av konsentrert salpetersyre og flussyre, anode i elektrolyse.

Tegne ligninger for redoksreaksjoner

1. Metode for elektronisk balanse. I denne metoden sammenlignes oksidasjonstilstandene til atomene i de opprinnelige og endelige stoffene, styrt av regelen, antall elektroner som gis opp av reduksjonsmidlet er lik antallet elektroner festet av oksidasjonsmidlet. For å lage en ligning må du kjenne formlene til reaktantene og reaksjonsproduktene. Sistnevnte bestemmes enten på grunnlag av de kjente egenskapene til elementene eller empirisk.

Kobber, som danner et kobberion, gir fra seg to elektroner., Oksydasjonstilstanden øker fra 0 til +2. Palladiumionet, ved å feste to elektroner, endrer oksidasjonstilstanden fra +2 til 0. Derfor er palladiumnitrat et oksidasjonsmiddel.

Hvis både de opprinnelige stoffene og produktene av deres interaksjon er etablert, reduseres skriving av reaksjonsligningen, som regel, til å finne og ordne koeffisientene. Koeffisientene bestemmes av den elektroniske balansemetoden ved bruk av elektroniske ligninger. Vi beregner hvordan reduksjonsmidlet og oksidasjonsmidlet endrer oksidasjonstilstanden, og reflekterer dette i elektroniske ligninger:

Cu 0 -2e - = Cu 2+ 1

Pd +2 +2e - =Pd 0 1

Fra de ovennevnte elektroniske ligningene kan det sees at med et reduksjonsmiddel og et oksidasjonsmiddel er koeffisientene lik 1.

Endelig reaksjonsligning:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

For å kontrollere riktigheten av den formulerte ligningen, teller vi antall atomer i høyre og venstre del av ligningen. Det siste vi sjekker er oksygen.

reduksjonsreaksjonen fortsetter i henhold til skjemaet:

KMnO 4 + H 3 PO 3 + H 2 SÅ 4 →MnSO 4 + H 3 PO 4 + K 2 SÅ 4 + H 2 O

Løsning Hvis både startstoffene og produktene av deres interaksjon er gitt i tilstanden til problemet, reduseres skriving av reaksjonsligningen, som regel, til å finne og ordne koeffisientene. Koeffisientene bestemmes av den elektroniske balansemetoden ved bruk av elektroniske ligninger. Vi beregner hvordan reduksjonsmidlet og oksidasjonsmidlet endrer oksidasjonstilstanden, og reflekterer dette i elektroniske ligninger:

reduksjonsmiddel 5 │ Р 3+ - 2ē ═ R 5+ oksidasjonsprosess

oksidasjonsmiddel 2 │Mn +7 + 5 ē ═ Mn 2+ gjenopprettingsprosess

Det totale antallet elektroner donert ved reduksjon må være lik antallet elektroner som oksidasjonsmidlet tilfører. Det minste vanlige multiplumet for gitte og mottatte elektroner er 10. Ved å dele dette tallet med 5 får vi en faktor på 2 for oksidanten og dets reduksjonsprodukt. Koeffisientene foran stoffer hvis atomer ikke endrer oksidasjonstilstanden, finnes ved seleksjon. Reaksjonsligningen vil se ut

2KМnO 4 + 5H 3 PO 3 + 3H 2 SÅ 4 ═2MnSO 4 + 5H 3 PO 4 + K 2 SÅ 4 + 3H 2 Åh

Halvreaksjonsmetode eller ione-elektronmetode. Som navnet selv indikerer, er denne metoden basert på kompilering av ioniske ligninger for oksidasjonsprosessen og reduksjonsprosessen.

Når hydrogensulfid føres gjennom en surgjort kaliumpermanganatløsning, forsvinner den karmosinrøde fargen og løsningen blir uklar.

Erfaring viser at turbiditeten til løsningen oppstår som et resultat av dannelsen av svovel:

H 2 S  S + 2H +

Denne ordningen utlignes med antall atomer. For å utjevne med antall ladninger, må to elektroner trekkes fra venstre side, deretter kan du erstatte pilen med et likhetstegn

H 2 S - 2e - \u003d S + 2H +

Dette er den første halvreaksjonen - prosessen med oksidasjon av hydrogensulfid-reduksjonsmidlet.

Misfargingen av løsningen er assosiert med overgangen av MnO 4 - (rød farge) til Mn 2+ (lys rosa farge). Dette kan uttrykkes med diagrammet

MnO 4 - Mn 2+

I en sur løsning danner oksygen, som er en del av MnO 4 - sammen med hydrogenioner, til slutt vann. Derfor skrives overgangsprosessen som

MnO 4 - + 8H + Mn 2+ + 4H 2 O

For å erstatte pilen med et likhetstegn, må også ladningene utjevnes. Siden de opprinnelige stoffene har syv positive ladninger, og de siste to positive ladningene, må fem elektroner legges til venstre side av kretsen for å oppfylle likhetsbetingelsene.

MnO 4 - + 8H + + 5e - Mn 2+ + 4H 2 O

Dette er en halvreaksjon - prosessen med å redusere oksidasjonsmidlet, dvs. permanganation.

For å kompilere den generelle reaksjonsligningen, er det nødvendig å legge til ligningene for halvreaksjoner termin for begrep, først ved å utjevne antallet gitte og mottatte elektroner. I dette tilfellet, i henhold til regelen om å finne det minste multiplumet, bestemmes de tilsvarende faktorene som feltligningene multipliseres med

H 2S - 2e - \u003d S + 2H + 5

MnO 4 - + 8H + + 5e - Mn 2+ + 4H 2 O 2

5H 2S + 2MnO 4 - + 16H + \u003d 5S + 10H + + 2Mn 2+ + 8H 2 O

Etter å ha redusert med 10H+ får vi

5H 2S + 2MnO 4 - + 6H + \u003d 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O eller i molekylform

2k + + 3SO 4 2- = 2k + + 3SO 4 2-

5H 2S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 \u003d 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

La oss sammenligne begge metodene. Fordelen med halvreaksjonsmetoden sammenlignet med elektronbalansemetoden er at den ikke bruker hypotetiske ioner, men virkelig eksisterende. Faktisk er det ingen Mn +7, Cr +6, S +6, S +4 ioner i løsningen; MnO 4– , Cr 2 O 7 2– , CrO 4 2– , SO 4 2– . Med halvreaksjonsmetoden er det ikke nødvendig å kjenne til alle stoffene som dannes; de vises i reaksjonsligningen når den utledes.

Klassifisering av redoksreaksjoner

Det er vanligvis tre typer redoksreaksjoner: intermolekylære, intramolekylære og disproporsjonale reaksjoner .

Intermolekylære reaksjoner er reaksjoner der oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er i forskjellige stoffer. Dette inkluderer også reaksjoner mellom forskjellige stoffer der atomer av samme grunnstoff har forskjellige oksidasjonstilstander:

2H 2 S + H 2 SO 3 \u003d 3S + 3H 2 O

5HCI + HCIO3 = 5C12 + 3H20

Intramolekylære reaksjoner er de der oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet er i samme stoff. I dette tilfellet oksiderer et atom med en mer positiv oksidasjonstilstand et atom med en lavere oksidasjonstilstand. Slike reaksjoner er reaksjoner av kjemisk nedbrytning. For eksempel:

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2

2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2

Dette inkluderer også dekomponering av stoffer der atomer av samme grunnstoff har forskjellige oksidasjonstilstander:

NH4NO3 \u003d N2O + 2H2O

Forløpet av disproporsjoneringsreaksjoner er ledsaget av en samtidig økning og reduksjon i graden av oksidasjon av atomer av samme element. I dette tilfellet danner startstoffet forbindelser, hvorav den ene inneholder atomer med en høyere, og den andre med en lavere grad av oksidasjon. Disse reaksjonene er mulige for stoffer med en mellomliggende oksidasjonstilstand. Et eksempel er omdannelsen av kaliummanganat der mangan har en mellomliggende oksidasjonstilstand på +6 (fra +7 til +4). Løsningen av dette saltet har en vakker mørkegrønn farge (fargen på MnO-ionet 4 kjemisk Kjemisk eksperimentere med uorganisk kjemi i systemet med problembasert læring Diplomarbeid >> Kjemi

Oppgaver" 27. Klassifisering kjemisk reaksjoner. Reaksjoner, som går uten å endre sammensetningen. 28. Klassifisering kjemisk reaksjoner hvem går...