Подготовка к ЕГЭ по химии. Классификация химических реакций

Классификация химических реакций

Химическими реакциями  называются процессы превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).                 Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы. Пример: Химическая схема: Р + О2 à Р2О5                Химическое уравнение:  4Р + 5О2 = 2Р2О5        Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: (температура, катализатор, проведение реакции в растворе или в расплаве).   Классификация химических реакций. 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 à С2Н6 (гидрирование)       nСН2=СН2 à (-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 → t   С9H18 + С9H20 дегидрирования:     C4H10  C4H6 + 2H2 дегидратации: С2Н5ОН C2H4+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  СН3Сl + НСl  – хлорирование – Н заменяется в метане на хлор.   СН3Сl + КОН р-р. à 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: газ/жидкость CO2(г) + NaOH(p-p) = NaHCO3(p-p). газ/тв. вещество СO2(г) + СаО(тв) = СаСO3(тв). жидкость/твёрдое в-во/газ СаСО3(тв)+2HCl(р-р)=СaCl2(р-р) +CO2(г)+H2O(ж) 4. 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 → t   HCOH + 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. 5. 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: разложение бертолетовой соли при нагревании: 2КСlО3 → 2КСl + 3О2↑, все реакции горения; реакции, идущие со взрывом; реакции щелочных металлов в водных растворах; обменные реакции, идущие с выделением осадка и газа; образование фтороводорода из простых веществ. 6. Классификация по знаку теплового эффекта реакции. 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: реакции горения; реакция нейтрализации; реакции щелочных металлов в растворах; реакции, идущие со взрывом, самовоспламение; образование более устойчивых веществ из неустойчивых; образование аммиака; окисление SO2 в SO3; получение метанола; «вулканчик»; алюмотермия. Эндотермические реакции – это реакции, протекающие с  поглощением энергии в форме теплоты (Q<0):   N2 +О2 = 2NО – Q К эндотермическим реакциям относятся: реакции разложения, требующие длительного нагревания; процессы, идущие только при нагревании; реакция гидролиза; реакции, идущие при очень высоких температурах или в электрическом разряде (превращение кислорода в озон, реакция азота с кислородом) Пример: Охарактеризовать реакцию всеми возможными способами:                Pb(NO3)2(тв)à PbO(тв) + NO2(г)+ O2(г)– Q Решение: реакция разложения; окислительно-восстановительная; гетерогенная (газотвёрдофазная); эндотермическая; необратимая

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.

Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции. Катализ и катализаторы.

Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.       Например, для реакции: А + В = С + D  можно записать выражение для  скорости по веществу А:               Так как скорость – величина положительная, а концентрация исходного вещества в процессе реакции уменьшается – ставится знак минус.     Можно рассчитывать скорость по концентрации одного из продуктов реакции - веществ С или D; она в ходе реакции будет возрастать, и поэтому  минус не ставится:      Размерность скорости:  []        Время протекания реакции  τ («тау») – время, за которое реакция полностью закончится. Очевидно, что чем больше скорость реакции, тем меньше время, за которое она пройдёт до конца. Поэтому: Факторы, влияющие на скорость химических реакций. 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 = k C(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 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.       Математически эта зависимость выражается уравнением Вант- Гоффа:         Ʋt2            t2-t1/10         ̶̶̶̶ ̶ ̶̶ ̶̶ ̶ ̶ ̶  =  (γ)           Ʋt1 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 t1          t2-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.

Обратимые и необратимые реакции.  Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.        Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно  могут протекать в двух взаимно противоположных направлениях – прямом и обратном:     SO2 + O2 ⇄ SO3             Для обратимых реакций характерно наступление момента, когда исходные вещества ещё не истратились полностью, но изменение концентраций исходных веществ и продуктов прекращается: С (веществ)  время          Такое состояние системы называется химическим равновесием. Это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.           В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются. Поэтому такое равновесие называется подвижным или динамическим равновесием.        Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными.        Состояние равновесия можно нарушить (сместить), изменяя те или иные условия проведения реакции. Это важно для увеличения выхода нужного вещества в реакции (степени превращения). Принцип Ле-Шателье:        Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать какое-либо внешнее воздействие, то равновесие сместится таким образом, чтобы ослабить это воздействие. Факторы, влияющие на равновесие. 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.

Краткое описание документа:

Химическими реакциями  называются процессы превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

Пример: Химическая схема: Р + О2 à Р2О5

            Химическое уравнение:  4Р + 5О2 = 2Р2О5

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: (температура, катализатор, проведение реакции в растворе или в расплаве).