Вид реакций

Примеры

1.Классификация по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции

1) Реакции соединения

2) Реакции разложения

3) Реакции замещения

4) Реакции обмена

Реакции, в которых из нескольких реагирующих веществ получается одно:

A + B + C = D

Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных: 2Fе + 3Сl₂ = 2FеСl₃.

В органической химии подобные реакции называют реакциями ПРИСОЕДИНЕНИЯ:

С₂Н₄ + Н₂ С₂Н₆ (гидрирование)

nСН₂=СН2  (-CH₂-CH₂-)_n (полимеризация)

Реакции, в которых происходит образование нескольких веществ из одного сложного вещества: А = В + С + D

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Реакции разложения в органической химии– это реакции:

крекинга: С₁₈H₃₈→^tС₉H₁₈ + С₉H₂₀

дегидрирования: C₄H₁₀ \s\up9(t°C C₄H₆ + 2H₂

дегидратации: С₂Н₅ОН \s\up9(H2SO4C₂H₄+H₂O

дегидрогалогенирования и т.п.

Реакции, в которых обычно простое вещество заменяет часть сложного, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С

Эти реакции чаще принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe₂O₃ = 2Fе + Аl₂О₃,

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н₂,

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, немногочисленны.

СаСО₃+ SiO₂→^t СаSiO₃ + СО₂

В органической химии реакциями замещения называют реакции, в которых атом или группа атомов в составе органической молекулы замещается на другой атом или другую группу атомов:

СН₄ + Сl₂\s\up9(свет СН₃Сl + НСl

– хлорирование – Н заменяется в метане на хлор.

СН₃Сl + КОН _р-р.CH₃OH + KCl

– гидролиз галогеналкана – замещение хлора на ОН-группу.

Это реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями: АВ + СD = АD + СВ

Реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов.

ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О,

AgNО₃ + КВr = АgВr + КNО₃,

СrСl₃ + 3NаОН = Сr(ОН)₃ + 3NаСl.

2. Классификация по наличию катализатора.

1.Каталитические

2. Некаталитические

- реакции, для протекания которых требуется применение катализатора.

- реакции, которые протекают самопроизвольно без катализаторов.

3. Классификация по числу фаз, в которых находятся участники реакции.

1. Гомогенные (однофазные) реакции.

2. Гетерогенные (многофазные) реакции.

К гомогенным относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.

В таких системах взаимодействие происходит во всем объёме реакционной смеси, не существует границ раздела между фазами:

H₂(г)+ Cl₂(г)= 2HCl(г)

NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н₂О(ж)

К гетерогенным относятся реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. В таких системах существует граница раздела между фазами, но которой и просиходит взаимоействие.

Например:

CO₂(г) + NaOH(p-p) = NaHCO₃(p-p).

СO₂(г) + СаО(тв) = СаСO₃(тв).

Классификация реакций по типу переносимых частиц

1. Протолитические реакции и реакции обмена

2. Окислительно-восстановительные реакции

- это реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Это реакции обмена и гидролиза:

ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О,

СrСl₃ + 3NаОН = Сr(ОН)₃ + 3NаСl

К₂СО₃ + Н₂О ⇄ КНСО₃ + КОН

Са₃Р₂ + 6Н₂О = 3Са(ОН)₂ + 2РН₃

– это реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, при этом меняются степени окисления элементов в составе реагирующих веществ. Например:

2Са + О₂ = 2СаО

8HNO₃ + 3Cu = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

В органической химии степени окисления элементов не являются определяющими в определении реакций окисления и восстановления.

Реакциями окисления в органической химии называют реакции, в результате которых в молекуле происходит увеличение числа атомов кислорода или уменьшение числа атомов водорода:

СН₃ОН + СuO→^tHCOH + Cu + H₂O

окисление спирта (метанола) в альдегид.

Реакциями восстановления в органической химии называют реакции, идущие с увеличением числа атомов водорода или уменьшением числа атомов кислорода в органической молекуле:

HCOH + H₂→ ^кат. СН₃ОН

– восстановление альдегида в спирт.

Классификация по возможности протекания реакции в прямом и обратном направлении

1) Обратимые реакции.

2) Необратимые реакции.

Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ, т.е. реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Примеры обратимых реакций:

Реакция этерификации; реакции гидролиза; гидрирование-дегидрирование, гидратация-дегидратация; получение аммиака из простых веществ, окисление сернистого газа, получение галогеноводородов (кроме фтороводорода) и сероводорода; синтез метанола; получение и разложение карбонатов и гидрокарбонатов, и т.д.

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ.

Примерами необратимых реакций могут служить:

1) Экзотермические реакции.

2) Эндотермические реакции.

Экзотермические реакции – это реакции, протекающие с выделением энергии в форме теплоты (Q>0): С +О₂ = СО₂ + Q

К экзотермическим реакциям относятся:

Эндотермические реакции – это реакции, протекающие с поглощением энергии в форме теплоты (Q<0): N₂ +О₂ = 2NО – Q

К эндотермическим реакциям относятся:

Тепловой эффект химических реакций

Любая химическая реакция протекает либо с выделением, либо с поглощением теплоты. Если в реакции происходит выделение теплоты (Q>0) - такую реакцию называют ЭКЗОТЕРМИЧЕСКОЙ. Если в реакции теплота поглощается (Q<0) – это ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ реакция.

Для определения знака теплового эффекта по уравнению реакции можно рекомендовать следующие правила:

а) если реакция протекает самопроизвольно при обычных условиях, она скорее всего экзотермическая (но для начала реакции может потребоваться инициация). Так, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая;

б) для устойчивых веществ реакции их образования из простых веществ экзотермические, реакции разложения – эндотермические.

в) если в ходе реакции из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, реакция экзотермическая.

Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях).

Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.

Термохимические уравнения – уравнения реакций с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).

Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ: 2Аl + 3/2О₂ = Аl₂О₃ + 1675 кДж – теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль.

Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества: СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2 Н₂О + 802 кДж – теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.

Фактор

Характер влияния.

1) Природа вещества.

Скорость реакции зависит от природы вещества – например, чем активнее металл, тем быстрее идёт его реакция с кислотой.

2) Концентрации реагирующих веществ.

Чем больше концентрации исходных веществ (газов или растворов!), тем скорость реакции больше.

Концентрации ПРОДУКТОВ реакции на скорость её не влияют.

Закон действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в некоторую степень, называемую порядком реакции по данному веществу.

Для реакции аА + bВ = сС + dD скорость равна:

Ʋ = kC(A)^a ∙C(В)^b

k – константа скорости реакции (обычно она определяется экспериментально).

а, b – порядки реакции по веществам А и В (для простой реакции они равны стехиометрическим коэффициентам).

C(A),C(В) – концентрации веществ А и В (моль/л).

В сложных, многостадийных реакциях степень, в которую возводится концентрация, не равна стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

3) Давление в реакционной смеси.

Если в левой части реакции есть хотя бы одно газообразное вещество, то увеличение давления будет ускорять реакцию.

Причина – увеличение давление увеличивает концентрацию газообразного вещества.

4) Температура.

С увеличением температуры скорость реакции всегда возрастает.

Вант-Гофф сформулировал правило, связывающее скорость с температурой.

Правило Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10^о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается уравнением Вант- Гоффа:

Ʋ_t2t₂-t₁/10

̶̶̶̶ ̶ ̶̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶ = (γ)

Ʋ_t1

где γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз возрастает скорость на каждые 10 градусов.

Время протекания реакции имеет обратную зависимость от температуры:

τ_t1t₂-t₁/10

̶̶̶̶ ̶ ̶̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶ = (γ)

τ_t2

5) Наличие катализатора.

Катализаторами называются вещества, ускоряющие химические реакции. Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит.

Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называют каталитическими.

Различают два вида катализа - гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

6) Степень измельчения в гетерогенных реакциях.

Чем сильнее измельчено исходное ТВЁРДОЕ, тем больше поверхность соприкосновения его с другим реагирующим веществом – жидкостью или газом. Соответственно, скорость реакции возрастает при измельчении веществ.

Фактор

Воздействие на равновесие

Как изменить условия, чтобы увеличить выход продукта реакции.

1) Концентрации веществ.

Увеличение концентраций исходных веществ смещает равновесие вправо (в сторону продукта), увеличение концентраций продуктов – влево (аналог – сообщающиеся сосуды).

Напротив, уменьшение концентрации продукта (например, выведение его из сферы реакции с помощью сжижения или поглощения каким-либо способом) приводит к ускорению прямой реакции и смещению равновесия вправо.

Надо увеличить концентрации исходных веществ или уменьшить концентрации продуктов

2) Давление.

Увеличение давления смещает равновесие в сторону мéньших объёмов газообразных веществ (система стремится «сжаться»)

Пример: реакция получения аммиака идёт с уменьшением объёма, значит, увеличение давления смесит равновесие в сторону продуктов реакции (вправо).

Давление не влияет на равновесие:

1) если число моль газов слева и справа ОДИНАКОВО;

2) если реация протекает без участия и образования газообразных веществ.

Если реакция идёт с уменьшением объёма – необходимо увеличить давление. Если в процессе реакции общий объём газов увеличивается – надо уменьшать давление.

3) Температура.

Нагревание способствует протеканию эндотермической реакции и мешает протеканию экзотермической.

Следовательно, нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

Если реакция экзотермическая – надо охлаждать.

Если реакция эндотермическая – необходимо нагревать систему.

4) Катализатор.

Катализатор не влияет на равновесие, т.к. ускоряет в равной степени и прямую, и обратную реакции.

Не влияет на равновесие.