Алгоритм классификации химической реакции h2o h2 o2. Общая классификация химических реакций
2. Классификация химических реакций
В процессе изучения химии приходится встречаться с классификациями химических реакций по различным признакам (табл.1).
Таблица 1 - Классификация химических реакций
| тепловому эффекту | Экзотермические – протекают с выделением энергии 4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5 + Q; CH 4 + 2О 2 → СО 2 + 2H 2 O + Q |
| Эндотермические – протекают с поглощением энергии Cu(OH) 2 CuO + H 2 O – Q; C 8 H 18 C 8 H 16 + H 2 – Q |
|
| числу и составу исходных и образовавшихся веществ | Реакции разложения – из одного сложного вещества образуется несколько более простых: СаСО 3 СаО + СО 2 C 2 H 5 OH → C 2 H 4 + H 2 O |
| Реакции соединения – из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное: 2H 2 + О 2 → 2H 2 O C 2 H 4 + H 2 → C 2 H 6 |
|
| Реакции замещения – атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl |
|
| Реакции обмена – два сложных вещества обмениваются составными частями: AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3 HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O |
|
| агрегатному состоянию реагирующих веществ | Гетерогенные – исходные вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях: Fe (т) + CuCl 2(р-р) → Cu (т) + FeCl 2(р-р) 2Na (т) + 2C 2 H 5 OH (ж) → 2C 2 H 5 ONa (р-р) + H 2(г) |
| Гомогенные – исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии: H 2(г) + Cl 2(г) =2HCl (г) C 2 H 5 OH (ж) + CH 3 COOH (ж) → CH 3 COOC 2 H 5(ж) + H 2 O (ж) |
|
| наличию катализатора | Каталитические 2H 2 O 2 2H 2 O + О 2 C 2 H 4 + H 2 C 2 H 4 |
| Некаталитические S + О 2 SO 2 C 2 H 2 + 2Cl 2 → C 2 H 2 Cl 4 |
|
| направлению | Необратимые – протекают в данных условиях только в одном направлении: H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2HCl CH 4 + 2О 2 → СО 2 + 2H 2 O |
| Обратимые – протекают в данных условиях одновременно в двух противоположных направлениях: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 ; C 2 H 4 + H 2 ↔ C 2 H 6 |
|
| изменению степени окисления атомов элементов | Окислительно-восстановительные – реакции, идущие с изменением степени окисления: Fe 0 + 2H +1 Cl -1 → Fe 2+ Cl 2 -1 + H 2 0 H +1 C 0 O -2 H +1 + H 2 → C -2 H 3 +1 O -2 H +1 |
| Неокислительно-восстановительные – реакции, идущие без изменения степени окисления: S +4 O 4 -2 + H 2 O → H 2 + S +4 O 4 -2 CH 3 NH 2 + HCl → (CH 3 NH 3)Cl |
Как видим, существует различные способы классификации химических реакций, из которых более подробно мы рассмотрим следующие.
По признаку изменения числа исходных и конечных веществ. Здесь можно найти 4 типа химических реакций (рис.6): реакции соединения, реакции разложения, реакции обмена, реакции замещения.
Рисунок 6 – Классификация химических реакций по признаку изменения числа исходных и конечных веществ
Приведем примеры таких реакций. Для этого воспользуемся уравнением получения гашеной извести и уравнению получения негашеной извести
СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2
Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О
Эти реакции относятся к разным типам химических реакций.
Первая реакция является типичной реакцией соединения, поскольку при ее протекании две молекулы реагентов СаО и Н 2 О соединяются в одну, более сложную молекулу Са(ОН) 2 .
Вторая реакция Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 О является типичной реакцией разложения: здесь реагент Ca(OH) 2 разлагается с образованием двух других, более простых веществ (продуктов реакции).
В реакциях обмена количество реагентов и продуктов обычно одинаково. В таких реакциях исходные вещества обмениваются между собой атомами и даже целыми составными частями своих молекул. Например, при сливании раствора CaBr 2 с раствором HF выпадает осадок. Происходит реакция, в которой ионы кальция и водорода обмениваются между собой ионами брома и фтора
CaBr 2 + 2HF = CaF 2 ¯ + 2HBr
При сливании растворов CaCl 2 и Na 2 CO 3 тоже выпадает осадок, потому что ионы кальция и натрия обмениваются между собой частицами CO 3 2- и Cl –
CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ¯ + 2NaCl
Стрелка рядом с продуктом реакции показывает, что это соединение нерастворимо и выпадает в осадок. Таким образом, стрелку можно использовать и для обозначения удаления какого-нибудь продукта из химической реакции в виде осадка (¯) или газа (), например:
Zn + 2HCl = H 2 + ZnCl 2
Последняя реакция относится к еще одному типу химических реакций - реакциям замещения. Цинк заместил водород в его соединении с хлором - в HCl. Водород при этом выделяется в виде газа.
Реакции замещения внешне могут быть похожи на реакции обмена. Отличие заключается в том, что в реакциях замещения обязательно участвуют атомы какого-нибудь простого вещества, которые замещают атомы одного из элементов в сложном веществе, например
2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2 – это реакция замещения;
в левой части уравнения есть простое вещество-молекула хлора Cl 2 , и в правой части есть простое вещество – молекула брома Br 2 .
В реакциях обмена - и реагенты и продукты являются сложными веществами, например
CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ¯ + 2NaCl – это реакция обмена;
в этом уравнении реагенты и продукты - сложные вещества.
Деление всех химических реакций на реакции соединения, разложения, замещения и обмена - не единственное.
Рассмотрим способ классификации по признаку изменения (или отсутствия изменения) степеней окисления у реагентов и продуктов. По этому признаку все реакции делятся на окислительно-восстановительные реакции и все прочие (т.е. не окислительно-восстановительные).
Рисунок 7 – Реакции с изменением степени окисления элементов
Так, рассмотренная выше реакция между Zn и HCl является не только реакцией замещения, но и окислительно-восстановительной реакцией, потому что в ней изменяются степени окисления реагирующих веществ
Zn 0 + 2H +1 Cl = H 2 0 + Zn +2 Cl 2
это реакция замещения и одновременно окислительно-восстановительная реакция.
Окислительно-восстановительными являются также:
Реакции метана с кислородом (рис. 1):
меняют степень окисления углерод и кислород;
Реакция оксида меди с водородом:
меняют степень окисления водород и медь;
Реакция бромида натрия с хлором:
меняют степень окисления бром и хлор.
Важно также отметить, что по разным признакам одна и та же реакция может быть отнесена одновременно к нескольким типам, например
Эта реакция относится к реакциям: соединения, экзотермическим, окислительно-восстановительным, каталитическим и обратимым.
К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество.
В более обобщенном варианте (уже с учетом и органической химии): все реакции с участием простых веществ, и наоборот, к реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.
К окислительно-восстановительным относятся подавляющее большинство химических реакций, они играют исключительно важную роль.
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные (окислитель и восстановитель - разные вещества):
Внутримолекулярные (окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества):
Диспропорционирование [дисмутация] (степень окисления одного и того же элемента и повышается и понижается):
Контрпропорционирование [конмутация] (взаимодействие окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления):
Продуктом является вещество с элементом в промежуточной степени окисления.
Таким образом, мы узнали, что такое химическая реакция, выявили признаки химических реакций, сформировали представления о причинах и условия протекания химических реакций и систематизировали и обобщили представление о классификации химических реакций.
Заключение
Завершая работу, кратко отметим следующее.
Вещества, взаимодействуя друг с другом, подвергаются различным изменениям и превращениям.
Химическая реакция - это превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции).
В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется их общее число, изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества.
Химические реакции могут сопровождаться выделением тепла, испусканием света, изменением агрегатного состояния веществ, появлением запаха, образованием газа и т.п.
Для описания химических реакций используют химические уравнения, в левой части которых указывают исходные вещества, в правой - продукты.
Обе части уравнения соединены знаком равенства (в этом случае кол-во атомов хим. элементов справа и слева должно быть уравнено с помощью стехиометрического коэффициента, стрелкой (в случае необратимых хим. превращений) или прямой и обратной стрелками (для обратимых реакций).
Химические реакции могут осуществляться как один элементарный акт (стадия) (простые реакции) или через последовательность отдельных стадий (сложные реакции), составляющих в совокупности механизм реакции.
Существуют различные системы классификации химических реакций.
Наиболее широко используют следующую классификацию:
а) по числу и составу исходных веществ и продуктов, которые подразделяют на:
Реакции соединения - реакции, при которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество:
Реакции разложения - реакции, в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ:
Реакции замещения - реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают в молекулах других веществ:
Реакции обмена - реакции, в результате которых два вещества обмениваются атомами или группировками атомов, образуя два новых вещества:
б) выделение или поглощение теплоты: подразделяются на экзотермические и эндотермические. Выделение или поглощение энергии может быть обозначено в уравнении реакции соответственно знаком +Q или -Q.
Реакции разложения обычно протекают с поглощением энергии, а присоединения - с выделением энергии.
в) изменение степени окисления химических элементов: реакции, в результате которых некоторые элементы, входящие в состав исходных веществ и продуктов, меняют свои степени окисления.
г) наличие или отсутствие катализатора. Реакции, идущие с участием катализаторов, называются каталитическими. Не все реакции нуждаются в катализаторах, но многие без катализаторов практически идти не могут.
д) обратимость реакций: делят на обратимые и необратимые.
Реакции, протекающие в двух противоположных направлениях, называются обратимыми,
Реакции, протекающие только в одном направлении - необратимыми.
Признаками необратимости реакций в растворах является образование малодиссоциирующего вещества (осадка, газа или воды).
Кроме того, одна и та же реакция по разным признакам может быть отнесена одновременно к нескольким типам.
Список используемой литературы
1. Габриелян О.С. Химия. 11 класс: Учебник для общеобразовательных учреждений / О.С.Габриелян. - М.: Дрофа.- 304 с.
2. Иванова Р.Г. Химия. Учебник для 10 кл. общеобразовательных учреждений / Р.Г.Иванова, А.А.Каверина. – М.: Просвещение, 2001. – 287 с.
3. Кузнецова Н.Е. Химия. Учебник. 8 класс / Н.Е.Кузнецова, И.М.Титова, Н.Н.Гара, А.Ю.Жегин М.: Вентана-Граф, 2005. – 224 с.
4. Мануйлов А.В. Основы химии. Электронный учебник / А.В.Мануйлов, В.И.Родионов. [Электронный ресурс]. Режим доступа: http://www.hemi.nsu.ru/
Реакция среды в этом случае зависит от соотношения констант диссоциации соответствующих основания и кислоты. Усилить гидролиз можно разбавлением раствора, нагреванием системы. 2. Химические реакции Химические реакции (химические явления) – это процессы, в результате которых одни вещества превращаются в другие. Признаками осуществления химических реакций являются: – изменение цвета; ...
Это целый класс реакций окисления органических веществ с участием катализатора, обладающего окислительно-восстановительными свойствами. Этот процесс протекает циклично т. е. состоит из многократных повторений. Колебательные химические реакции были открыты и научно обоснованы в 1951 г. советским учёным Борисом Петровичем Белоусовым. Б.П. Белоусов изучал окисление лимонной кислоты при её реакции с...
Просвещение, 1976. 35. Третьяков Ю.Д., Зайцев О.С. Программное пособие по общей и неорганической химии. М.: Юнити, 2005. 36. Фаязов Д.Ф. Формирование умений учащихся пользоваться химическим языком // Химия в школе. 1983. № 2. 37. Фигуровский Н.А. Открытие элементов и происхождение их названий. М.: Наука, 1970. 38. Цветков Л.А. Преподавание органической химии в средней...
Химическая реакция, или химическое превращение, это процесс, во время которого из одних веществ образуются другие вещества, отличающиеся по химическому составу и строению.
Химические реакции классифицируются по следующим признакам:
Изменение или отсутствие изменения количества реагентов и продуктов реакции. По этому признаку реакции подразделяются на реакции соединения, разложения, замещения, обмена.
Реакция соединения — это реакция, в ходе которой из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество. Например, Fe + S → FeS.
Реакция разложения — это реакция, при которой из одного вещества образуется два или несколько новых веществ. Например, CaCO3 → CaO + CO2.
Реакция замещения — это реакция между простой и сложной веществами, в процессе которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложной веществе, в результате чего образуются новая простая и новая сложная вещества. Например, Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2.
Реакция обмена — это реакция, в процессе которой две сложные вещества обмениваются своими составными частями. Например, NaOH + HCl → NaCl + H2O.
Вторым признаком классификации химических реакций изменение или отсутствие изменения степеней окисления элементов, входящих в состав веществ, которые реагируют. По этому признаку реакции подразделяются на окислительно-восстановительные и такие, которые происходят без изменения степеней окисления элементов.
Например, Zn + S → ZnS (цинк плюс эс образуется цинк-эс). Это окислительно-восстановительная реакция, во время которой Цинк отдает два электрона и приобретает степень окисления +2: Zn0 — 2 → Zn +2, а Сера принимает 2 электрона и приобретает степень окисления -2: S0 + 2 → S-2.
Процесс отдачи электронов веществами называется окислением, а процесс приема электронов — восстановлением.
Третьим признаком классификации химических реакций выделения или поглощения энергии в процессе реакции. По этому признаку реакции подразделяются на экзотермические (что сопровождается выделением теплоты) и эндотермические (сопровождающиеся поглощением тепла).
Четвертым признаком классификации химических реакций тип одного из реагентов. По этому признаку реакции подразделяются на реакции галогенов (взаимодействие с хлором, бромом), гидрирования (присоединение молекул водорода), гидратации (присоединения молекул воды), гидролиза, нитрования.
Пятым признаком классификации химических реакций является наличие катализатора. По этому признаку реакции подразделяются на каталитические (которые происходят только при наличии катализатора) и некаталитического (происходящих без катализатора).
Еще одним признаком классификации химических реакций протекание реакции до конца. По этому признаку реакции подразделяются на обратимые и необратимые.
Существуют и другие классификации химических реакций. Все зависит от того, какой критерий положен в их основу.
Департамент образования Ивановской области
Областное государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение
Южский технологический колледж
МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА
ОТКРЫТОГО УРОКА ПО ХИМИИ
На тему:
«Классификация химических реакций »
Преподаватель: Вдовин Ю.А.
Курс: I
Группа: 39-40
Южа - 2017 г.
| Тема урока: | Классификация химических реакций |
| Цели урока: | Расширить и углубить знания о химических реакциях, сравнить их с другими видами явлений. Научиться выделять существенные признаки, которые могут быть положены в основу классификации химических реакций. Рассмотреть классификацию химических реакций по различным признакам. |
| Задачи урока: | 1. Образовательная - систематизировать, обобщить и углубить знания обучающихся о химических реакциях и их классификации, развить навыки самостоятельной работы, умения записывать уравнения реакций и расставлять коэффициенты, указывать типы реакций, делать выводы и обобщения. 2. Развивающая - развить культуру речи с применением химических терминов и формул, развитие познавательных способностей, мышления, внимания. 3. Воспитательная - воспитание самостоятельности, усидчивости, внимательности, толерантности. |
| Тип урока: | Комбинированный |
| Оборудование и реактивы: | Реактивы: Нитрат аммония, гидроксид натрия, гидроксид аммония, сульфат меди (II), карбонат натрия, соляная кислота, гексацианоферрат (III) калия, хлорид железа (III), перманганат калия, серная кислота, этанол. Оборудование: Пробирки, склянки с растворами, пипетки, штативы, чашка Петри, фарфоровая чашка для выпаривания, стеклянная палочка, вата, металлический противень. |
| Методы обучения | Словесные (беседа, объяснение) Методы проблемного обучения, лабораторный опыт. |
| Формы работы: | индивидуальная, фронтальная. |
План урока:
Ход урока:
1. Организационный момент (1 мин)
А) Приветствие;
Б) Техника безопасности;
2. Мотивация (2 мин)
Вступительное слово:
В окружающем нас мире протекает огромное число реакций. Вот мы просто сидим, стоим, идем куда-либо, а в каждой клеточке нашего тела каждую секунду происходят десятки и сотни тысяч превращений одних веществ в другие.
Почти не уступает живому организму и неодушевленная материя. Где то сейчас, именно в данный момент, происходит химический круговорот: одни молекулы исчезают, другие возникают, и эти процессы никогда не останавливаются.
Если бы в одночасье все они прекратились, то мир стал бы безмолвным. Как же удержать в памяти многообразие химических процессов, как практически ориентироваться в них? Как биологам удается ориентироваться в многообразии живых организмов? (создание проблемной ситуации).
Предполагаемый ответ: В любой науке применяется прием классификации, позволяющий по общим признакам разделить все множество объектов на группы.
Сформулируем тему занятия: Классификация химических реакций.
Любой урок должен преследовать цели.
Давайте сформулируем цели сегодняшнего урока?
Что мы должны рассмотреть?
Чему стоит научиться?
Рассмотреть возможные классификации химических реакций.
Научиться выделять признаки, по которым производится классификация реакций.
А в чем польза классификации химических реакций?
Предполагаемый ответ: Она помогает обобщить, структурировать знания о химических процессах, выделить что-либо общее и предсказать на основе имеющихся знаний что-либо еще неведомое, но схожее с известным.
А где знание классификации химических реакций может быть применено в вашей практике?
Предполагаемый ответ: некоторые классы химических реакций могут быть полезны нам в практической деятельности. Например, на окислительно-восстановительных процессах основано такое важное для вас явление, как гальванотехника. Думаю, понятие «Гальванические элементы» вам до боли знакомы!
Кроме того, знание класса химической реакции того или иного процесса может помочь в управлении этим процессом.
3. Актуализация знаний (6 мин)
А) Задание с карточками на отличие физических процессов от химических реакций (2 мин).
Задание выполняется студентом на магнитной доске и параллельно группой с презентацией.
Вглядитесь в эти известные всем Вам явления. Разделите их на группы. Укажите название группам и дайте определение каждой группе.
Б) Повтор техники безопасности
Проведение лабораторных опытов (3 мин)
А как можно узнать, что у нас идет химическая реакция?
Предполагаемый ответ №1: по критериям.
Предполагаемый ответ №2: По выпадению осадка, выделению газа и т.д.
А теперь я предлагаю Вам погрузиться в атмосферу эмпиризма и побыть экспериментаторами. Перед Вами стоят пробирки и склянки с реактивами. В рабочем поле, в задании №2 указаны методики опыта. Проделайте эти опыты. Результаты ваших экспериментов занесите в таблицу «Признаки протекания химических реакций».
| Признак протекания | Схема реакции |
|
| Появление запаха | ||
| Выпадение осадка | ||
| Растворение осадка | ||
| Выделение газа | ||
| Изменение цвета | ||
| Излучение света | ||
| Выделение или поглощение тепла |
4 . Изучение нового материала (15 мин)
Мы увидели, что химические реакции зачастую сопровождаются эффектами. Некоторые подобные эффекты берутся за основу различным типам классификации…
Да, химические реакции классифицируются по разным типам, поэтому одну и ту же химическую реакцию можно рассматривать и классифицировать по разному.
А) Классификация по числу и составу реагентов и их продуктов:
Соединения
Разложния
Замещения
На одном слайде представлены примеры химических реакций.
Ребята сравнивают уравнения реакций и формулируют определения классов на основе данного сравнительного анализа. Аналогично происходит и с другими типами.
Б) По тепловому эффекту
Экзотермические
Эндотермические
В) По изменению степени окисления
Окислительно-восстановительные
Без изменения степени окисления
Г) По фазовому составу
Гомогенные
Гетерогенные
Д) По использованию катализатора
Каталитические
Некаталитические
Е) По направлению:
Обратимые
Не обратимые
5. Применение и закрепление знаний (15 мин)
А теперь пришло время применить наши знания.
Ребята выполняют задания 3-5 рабочего поля.
3. Напротив каждого термина, относящегося к классу химических реакций, вклейте нужное определение.
| Реакции соединения | Реакции, в результате которых из двух и более веществ образуется одно сложное вещество |
| Реакции разложения | Реакции, в результате которых из сложного вещества образуется несколько новых веществ. |
| Реакции замещения | Реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе. |
| Реакции обмена | Реакции, в которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями. |
| Экзотермические реакции | Реакции, протекающие с выделением теплоты. |
| Эндотермические реакции | Реакции, протекающие с поглощением теплоты. |
| Каталитические реакции | Реакции, идущие с участием катализатора. |
| Некаталитические реакции | Реакции, идущие без катализатора. |
| Окислительно-восстановительные | Реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих вещества, участвующие в реакции. |
| Обратимые реакции | Химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях-прямом и обратном. |
| Необратимые реакции | Химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в конечные продукты. |
| Гомогенные реакции | Реакции, которые протекают в однородной среде, например в смеси газов или в растворах. |
| Гетерогенные реакции | Реакции, которые протекают между веществами в неоднородной среде. |
Проверка работы происходит по слайду презентации.
4. Соотнесите химические реакции с их классом:
| Реакции соединения | ||
| Реакции разложения | ||
| Реакции замещения | ||
| Реакции обмена | ||
| Экзотермические реакции |
Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
Химические реакции, или химические явления, — это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и (или) строению.
При химических реакциях обязательно происходит изменение веществ, при котором рвутся старые и образуются новые связи между атомами.
Химические реакции следует отличать от ядерных реакций. В результате химической реакции 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:
$↙{13}↖{27}{Al}+ {}↙{1}↖{1}{H}={}↙{12}↖{24}{Mg}+{}↙{2}↖{4}{He}$
Классификация химических реакций многопланова, т.е. 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.
Классификация химических реакций по числу и составу реагирующих веществ. Реакции, идущие без изменения состава вещества
В неорганической химии к таким реакциям можно отнести процессы получения аллотропных модификаций одного химического элемента, например:
$С_{(графит)}⇄С_{(алмаз)}$
$S_{(ромбическая)}⇄S_{(моноклинная)}$
$Р_{(белый)}⇄Р_{(красный)}$
$Sn_{(белое олово)}⇄Sn_{(серое олово)}$
$3О_{2(кислород)}⇄2О_{3(озон)}$.
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, т.к. углеводороды изостроения обладают меньшей способностью к детонации.
2. Изомеризация алкенов .
3. Изомеризация алкинов (реакция А. Е. Фаворского).
4. Изомеризация галогеналканов (А. Е. Фаворский).
5. Изомеризация цианата аммония при нагревании.
Впервые мочевина была синтезирована Ф. Велером в 1882 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 на примере реакций получения серной кислоты из серы:
1) получение оксида серы (IV):
$S+O_2=SO_2$ — из двух простых веществ образуется одно сложное;
2) получение оксида серы (VI):
$2SO_2+O_2{⇄}↖{t,p,кат.}2SO_3$ - из простого и сложного веществ образуется одно сложное;
3) получение серной кислоты:
$SO_3+H_2O=H_2SO_4$ — 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:
$4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$.
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 — присоединение водорода:
$CH_2{=}↙{этен}CH_2+H_2{→}↖{Ni,t°}CH_3{-}↙{этан}CH_3;$
2) реакция гидратации — присоединение воды:
$CH_2{=}↙{этен}CH_2+H_2O{→}↖{H_3PO_4,t°}{C_2H_5OH}↙{этанол};$
3) реакция полимеризации:
${nCH_2=CH_2}↙{этилен}{→}↖{p,кат.,t°}{(-CH_2-CH_2-)_n}↙{полиэтилен}$
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 примере блока реакций получения кислорода лабораторными способами:
1) разложение оксида ртути (II):
$2HgO{→}↖{t°}2Hg+O_2$ — из одного сложного вещества образуются два простых;
2) разложение нитрата калия:
$2KNO_3{→}↖{t°}2KNO_2+O_2$ — из одного сложного вещества образуются одно простое и одно сложное;
3) разложение перманганата калия:
$2KMnO_4{→}↖{t°}K_2MnO_4+MnO_2+O_2$ — из одного сложного вещества образуются два сложных и одно простое, т.е. три новых вещества.
В органической химии реакции разложения можно рассмотреть на примере блока реакций получения этилена в лаборатории и промышленности:
1) реакция дегидратации (отщепления воды) этанола:
$C_2H_5OH{→}↖{H_2SO_4,t°}CH_2=CH_2+H_2O;$
2) реакция дегидрирования (отщепления водорода) этана:
$CH_3—CH_3{→}↖{Cr_2O_3,500°C}CH_2=CH_2+H_2;$
3) реакция крекинга (расщепления) пропана:
$CH_3-CH_2CH_3{→}↖{t°}CH_2=CH_2+CH_4.$
3. Реакции замещения — это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-либо элемента в сложном веществе.
В неорганической химии примером таких процессов может служить блок реакций, характеризующих свойства, например, металлов:
1) взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
$2Na+2H_2O=2NaOH+H_2$
2) взаимодействие металлов с кислотами в растворе:
$Zn+2HCl=ZnCl_2+H_2$;
3) взаимодействие металлов с солями в растворе:
$Fe+CuSO_4=FeSO_4+Cu;$
4) металлотермия:
$2Al+Cr_2O_3{→}↖{t°}Al_2O_3+2Cr$.
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:
$CH_4+Cl_2{→}↖{hν}{CH_3Cl}↙{хлорметан}+HCl$,
$CH_3Cl+Cl_2→{CH_2Cl_2}↙{дихлорметан}+HCl$,
$CH_2Cl_2+Cl_2→{CHCl_3}↙{трихлорметан}+HCl$,
$CHCl_3+Cl_2→{CCl_4}↙{тетрахлорметан}+HCl$.
Другой пример — бромирование ароматического соединения (бензола, толуола, анилина):
Обратим внимание на особенность реакций замещения у органических веществ: в результате таких реакций образуются не простое и сложное вещества, 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:
$C_6H_6+{HNO_3}↙{бензол}{→}↖{H_2SO_4(конц.),t°}{C_6H_5NO_2}↙{нитробензол}+H_2O$
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, т.е. только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (например, $Н_2О$).
В неорганической химии это может быть блок реакций, характеризующих, например, свойства щелочей:
1) реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды:
$NaOH+HNO_3=NaNO_3+H_2O$
или в ионном виде:
$OH^{-}+H^{+}=H_2O$;
2) реакция между щелочью и солью, идущая с образованием газа:
$2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3+2H_2O$
или в ионном виде:
$NH_4^{+}+OH^{-}=NH_3+H_2O$;
3) реакция между щелочью и солью, идущая с образованием осадка:
$CuSO_4+2KOH=Cu(OH)_2↓+K_2SO_4$
или в ионном виде:
$Cu^{2+}+2OH^{-}=Cu(OH)_2↓$
В органической химии можно рассмотреть блок реакций, характеризующих, например, свойства уксусной кислоты:
1) реакция, идущая с образованием слабого электролита — $H_2O$:
$CH_3COOH+NaOH⇄NaCH_3COO+H_2O$
$CH_3COOH+OH^{-}⇄CH_3COO^{-}+H_2O$;
2) реакция, идущая с образованием газа:
$2CH_3COOH+CaCO_3=2CH_3COO^{-}+Ca^{2+}+CO_2+H_2O$;
3) реакция, идущая с образованием осадка:
$2CH_3COOH+K_2SiO_3=2KCH_3COO+H_2SiO_3↓$
$2CH_3COOH+SiO_3^{−}=2CH_3COO^{−}+H_2SiO_3↓$.
Классификация химических реакций по изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества
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.${Mg}↖{0}+{2H}↖{+1}+SO_4^{-2}={Mg}↖{+2}SO_4+{H_2}↖{0}$
${{Mg}↖{0}-2{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}{Mg}↖{+2}$
${{2H}↖{+1}+2{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}{H_2}↖{0}$
2.${2Mg}↖{0}+{O_2}↖{0}={2Mg}↖{+2}{O}↖{-2}$
${{Mg}↖{0}-2{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}{Mg}↖{+2}|4|2$
${{O_2}↖{0}+4{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}{2O}↖{-2}|2|1$
Как вы помните, сложные окислительно-восстановительные реакции составляются с помощью метода электронного баланса:
${2Fe}↖{0}+6H_2{S}↖{+6}O_{4(k)}={Fe_2}↖{+3}(SO_4)_3+3{S}↖{+4}O_2+6H_2O$
${{Fe}↖{0}-3{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}{Fe}↖{+3}|2$
${{S}↖{+6}+2{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}{S}↖{+4}|3$
В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов:
1. Альдегиды восстанавливаются в соответствующие спирты:
${CH_3-{C}↖{+1} {}↖{O↖{-2}}↙{H↖{+1}}+{H_2}↖{0}}↙{\text"уксусный альдегид"}{→}↖{Ni,t°}{CH_3-{C}↖{-1}{H_2}↖{+1}{O}↖{-2}{H}↖{+1}}↙{\text"этиловый спирт"}$
${{C}↖{+1}+2{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}{C}↖{-1}|1$
${{H_2}↖{0}-2{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}2{H}↖{+1}|1$
2. Альдегиды окисляются в соответствующие кислоты:
${CH_3-{C}↖{+1} {}↖{O↖{-2}}↙{H↖{+1}}+{Ag_2}↖{+1}{O}↖{-2}}↙{\text"уксусный альдегид"}{→}↖{t°}{CH_3-{Ag}↖{0}{C}↖{+3}{O}↖{-2}{OH}↖{-2+1}+2{Ag}↖{0}↓}↙{\text"этиловый спирт"}$
${{C}↖{+1}-2{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}{C}↖{+3}|1$
${2{Ag}↖{+1}+2{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}2{Ag}↖{0}|1$
Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов.
К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также:
- многие реакции соединения:
$Li_2O+H_2O=2LiOH;$
- многие реакции разложения:
$2Fe(OH)_3{→}↖{t°}Fe_2O_3+3H_2O;$
- реакции этерификации:
$HCOOH+CH_3OH⇄HCOOCH_3+H_2O$.
Классификация химических реакций по тепловому эффекту
По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.
Экзотермические реакции.
Эти 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:
$N_2+O_2=2NO - Q$,
$H_{2(г)}+I{2(т)}=2HI - Q$.
Экзотермические реакции, которые протекают с выделением света, относят к реакциям горения, например:
$4P+5O_2=2P_2O_5+Q,$
$CH_4+2O_2=CO_2+2H_2O+Q$.
Гидрирование этилена — пример экзотермической реакции:
$CH_2=CH_2+H_2{→}↖{Pt}CH_3-CH_3+Q$
Она идет при комнатной температуре.
Эндотермические реакции
Эти реакции протекают с поглощением энергии.
Очевидно, что к ним относятся почти все реакции разложения, например:
а) обжиг известняка:
$CaCO_3{→}↖{t°}CaO+CO_2-Q;$
б) 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 , например:
$H_{2(г)}+Cl_{2(г)}=2HCl_{(г)}+92.3 кДж,$
$N_{2(г)}+О_{2(г)}=2NO_{(г)} - 90.4 кДж$.
Классификация химических реакций по агрегатному состоянию реагирующих веществ (фазовому составу)
Гетерогенные реакции.
Это реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях (в разных фазах):
$2Al_{(т)}+3CuCl_{2(р-р)}=3Cu_{(т)}+2AlCl_{3(р-р)}$,
$СаС_{2(т)}+2Н_2О_{(ж)}=С_2Н_2+Са(ОН)_{2(р-р)}$.
Гомогенные реакции.
Это реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (в одной фазе):
Классификация химических реакций по участию катализатора
Некаталитические реакции.
Некаталитические реакции идут без участия катализатора:
$2HgO{→}↖{t°}2Hg+O_2$,
$C_2H_4+3O_2{→}↖{t°}2CO_2+2H_2O$.
Каталитические реакции.
Каталитические реакции идут с участием катализатора:
$2KClO_3{→}↖{MnO_2,t°}2KCl+3O_2,$
${C_2H_5OH}↙{этанол}{→}↖{H_2SO-4,t°}{CH_2=CH_2}↙{этен}+H_2O$
Так как все биологические 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.
Классификация химических реакций по направлению
Необратимые реакции.
Необратимые реакции протекают в данных условиях только в од ном направлении.
К ним можно отнести все реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (воды), и все реакции горения.
Обратимые реакции.
Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях.
Таких реакций подавляющее большинство.
В органической химии признак обратимости отражают названия-антонимы процессов:
- гедрирование - 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 лежит в основе важнейшего процесса в живом организме — обмена веществ.
9.1. Какие бывают химические реакции
Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества (см. гл. 1).
Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы познакомились с традиционным выделением из всего множества химических превращений реакций четырех основных типов, тогда же вы предложили и их названия: реакции соединения, разложения, замещения и обмена.
Примеры реакций соединения:
C + O 2 = CO 2 ; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3 . (3)
Примеры реакций разложения:
2Ag 2 O 4Ag + O 2 ; (4)
CaCO 3
CaO + CO 2 ; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 +
4H 2 O . (6)
Примеры реакций замещения:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu ; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2 ; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 . (9)
| Реакции обмена – химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями. |
Примеры реакций обмена:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O;
(10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2 ; (11)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3 . (12)
Традиционная классификация
химических реакций не охватывает все их
разнообразие – кроме реакций четырех основных
типов существует еще и множество более сложных
реакций.
Выделение двух других типов химических реакций
основано на участии в них двух важнейших
нехимических частиц: электрона и протона.
При протекании некоторых реакций происходит
полная или частичная передача электронов от
одних атомов к другим. При этом степени окисления
атомов элементов, входящих в состав исходных
веществ, изменяются; из приведенных примеров это
реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными
.
В другой группе реакций от одной реагирующей частицы к другой переходит ион водорода (Н +), то есть протон. Такие реакции называют кислотно-основными реакциями или реакциями с передачей протона .
Среди приведенных примеров такими реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с этими реакциями окислительно-восстановительные реакции иногда называют реакциями с передачей электрона . С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР – в следующих главах.
РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ,
РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ
ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ,
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ.
Составьте
уравнения реакций, соответствующих следующим
схемам:
а) HgO Hg + O 2 (t
); б) Li 2 O
+ SO 2
Li 2 SO 3 ; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O (t
);
г) Al + I 2 AlI 3 ; д) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; е) Mg + H 3 PO 4
Мg 3 (PO 4) 2
+ H 2 ;
ж) Al + O 2 Al 2 O 3 (t
); и) KClO 3
+ P P 2 O 5
+ KCl (t
); к) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
л) Fe + Cl 2 FeCl 3 (t
); м) NH 3 + O 2 N 2 +
H 2 O (t
); н) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Укажите традиционный тип реакции. Отметьте
окислительно-восстановительные и
кислотно-основные реакции. В
окислительно-восстановительных реакциях
укажите, атомы каких элементов меняют свои
степени окисления.
9.2. Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 .
Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились ), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились ) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель .
Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.
В нашей реакции веществом-окислителем
является оксид железа(III), а
веществом-восстановителем – оксид углерода(II).
В тех случаях, когда атомы-окислители и
атомы-восстановители входят в состав одного и
того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего
параграфа), понятия " вещество-окислитель" и
" вещество-восстановитель" не используются.
Таким образом, типичными окислителями являются
вещества, в состав которых входят атомы, склонные
присоединять электроны (полностью или частично),
понижая свою степень окисления. Из простых
веществ это прежде всего галогены и кислород, в
меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ –
вещества, в состав которых входят атомы в высших
степенях окисления, не склонные в этих степенях
окисления образовывать простые ионы: HNO 3 (N +V),
KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3
(Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в
состав которых входят атомы, склонные полностью
или частично отдавать электроны, повышая свою
степень окисления. Из простых веществ это
водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а
также алюминий. Из сложных веществ – H 2 S и
сульфиды (S –II), SO 2 и сульфиты (S +IV),
йодиды (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III)
и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые
вещества могут проявлять как окислительные, так
и восстановительные свойства. Например:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 –
сильный восстановитель);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 – слабый
окислитель);
C + O 2 = CO 2 (t) (C – восстановитель);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале
этого параграфа.
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe +III) превратились в атомы-восстановители (Fe 0), а атомы-восстановители (C +II) превратились в атомы-окислители (C +IV). Но CO 2 в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:
Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.
Окислительно-восстановительные
свойства веществ можно сравнивать только в
одинаковых условиях. В некоторых случаях это
сравнение может быть проведено количественно.
Выполняя домашнее задание к первому параграфу
этой главы, вы убедились, что подобрать
коэффициенты в некоторых уравнениях реакций
(особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения
этой задачи в случае
окислительно-восстановительных реакций
используют следующие два метода:
а) метод электронного баланса
и
б) метод электронно-ионного баланса
.
Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а
метод электронно-ионного баланса обычно
изучается в высших учебных заведениях.
Оба эти метода основаны на том, что электроны в
химических реакциях никуда не исчезают и
ниоткуда не появляются, то есть число принятых
атомами электронов равно числу электронов,
отданных другими атомами.
Число отданных и принятых электронов в методе
электронного баланса определяется по изменению
степени окисления атомов. При использовании
этого метода необходимо знать состав как
исходных веществ, так и продуктов реакции.
Рассмотрим применение метода электронного
баланса на примерах.
Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:
Атомы железа отдают электроны, а
молекулы хлора их принимают. Выразим эти
процессы электронными уравнениями
:
Fe – 3e
– = Fe +III ,
Cl 2 + 2e –
= 2Cl –I .
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:
| Fe – 3e
– = Fe +III , Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
2Fe – 6e
– = 2Fe +III , 3Cl 2 + 6e – = 6Cl –I . |
Введя коэффициенты 2 и 3 в схему
реакции, получаем уравнение реакции:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl 2 | PCl 5 . |
Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):
| P 4 – 20e
– = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20e
– = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
P 4 – 20e
– = 4P +V 10Cl 2 + 20e – = 20Cl –I |
Полученные первоначально множители (2 и 20) имели общий делитель, на который (как будущие коэффициенты в уравнении реакции) и были разделены. Уравнение реакции:
P 4 + 10Cl 2 = 4PCl 5 .
Пример 3. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.
Схема реакции:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
В этом случае окисляются и атомы
железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида
железа(II) атомы этих элементов входят в отношении
1:1 (см. индексы в простейшей формуле).
Электронный баланс:
| 4 | Fe +II – e
– = Fe +III S –II – 6e – = S +IV |
Всего отдают 7е – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение реакции: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .
Пример 4 . Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.
Схема реакции:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
Как и в предыдущем примере, здесь тоже окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со степенью окисления – I. В состав пирита атомы этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы в простейшей формуле). Именно в этом отношении атомы железа и серы вступают в реакцию, что и учитывается при составлении электронного баланса:
| Fe +III – e
– = Fe +III 2S –I – 10e – = 2S +IV |
Всего отдают 11е – | |
| O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение реакции: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Встречаются и более сложные случаи ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь, выполняя домашнее задание.
АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ,
АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ,
ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО
БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.
1.Составьте
электронный баланс к каждому уравнению ОВР,
приведенному в тексте § 1 этой главы.
2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при
выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз
для расстановки коэффициентов используйте метод
электронного баланса. 3.Используя метод
электронного баланса, составьте уравнения
реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na + I 2
NaI;
б) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
в) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
г) Al + Br 2 AlBr 3 ;
д) Fe + O 2 Fe 3 O 4 (t
);
е) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O (t
);
ж) FeO + O 2 Fe 2 O 3 (t
);
и) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 (t
);
к) Cr + O 2 Cr 2 O 3 (t
);
л) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2
(t
);
м) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
н) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O (t
);
п) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 (t
)
р) PbO 2 + CO Pb + CO 2 (t
);
с) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 (t
);
т) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 (t
);
у) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O (t
).
9.3. Экзотермические реакции. Энтальпия
Почему происходят химические реакции?
Для ответа на этот вопрос вспомним, почему
отдельные атомы объединяются в молекулы, почему
из изолированных ионов образуется ионный
кристалл, почему при образовании электронной
оболочки атома действует принцип наименьшей
энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же:
потому, что это энергетически выгодно. Это
значит, что при протекании таких процессов
выделяется энергия. Казалось бы, что и химические
реакции должны протекать по этой же причине.
Действительно, можно провести множество реакций,
при протекании которых выделяется энергия.
Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.
Если при экзотермической реакции
теплота не успевает отводиться, то реакционная
система нагревается.
Например, в реакции горения метана
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г)
выделяется столько теплоты, что метан
используется как топливо.
Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота,
можно отразить в уравнении реакции:
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) + Q.
Это так называемое термохимическое
уравнение
. Здесь символ "+Q
" означает,
что при сжигании метана выделяется теплота. Эта
теплота называется тепловым эффектом реакции
.
Откуда же берется выделяющаяся теплота?
Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и
образуются химические связи. В данном случае
рвутся связи между атомами углерода и водорода в
молекулах СН 4 , а также между атомами
кислорода в молекулах О 2 . При этом
образуются новые связи: между атомами углерода и
кислорода в молекулах СО 2 и между атомами
кислорода и водорода в молекулах Н 2 О. Для
разрыва связей нужно затратить энергию (см.
"энергия связи" , "энергия атомизации"),
а при образовании связей энергия выделяется.
Очевидно, что, если "новые" связи более
прочные, чем "старые" , то энергии выделится
больше, чем поглотится. Разность между
выделившейся и поглощенной энергией и
составляет тепловой эффект реакции.
Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется
в килоджоулях, например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж.
Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара).
Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции .
От чего зависит тепловой эффект каждой
конкретной реакции?
Тепловой эффект реакции зависит
а) от агрегатных состояний исходных веществ и
продуктов реакции,
б) от температуры и
в) от того, происходит ли химическое превращение
при постоянном объеме или при постоянном
давлении.
Зависимость теплового эффекта реакции от
агрегатного состояния веществ связана с тем, что
процессы перехода из одного агрегатного
состояния в другое (как и некоторые другие
физические процессы) сопровождаются выделением
или поглощением теплоты. Это также может быть
выражено термохимическим уравнением. Пример –
термохимическое уравнение конденсации водяного
пара:
Н 2 О (г) = Н 2 О (ж) + Q.
В термохимических уравнениях, а при
необходимости и в обычных химических уравнениях,
агрегатные состояния веществ указываются с
помощью буквенных индексов:
(г) – газ,
(ж) – жидкость,
(т) или (кр) – твердое или кристаллическое
вещество.
Зависимость теплового эффекта от температуры
связана с различиями в теплоемкостях
исходных
веществ и продуктов реакции.
Так как в результате экзотермической реакции при
постоянном давлении всегда увеличивается объем
системы, то часть энергии уходит на совершение
работы по увеличению объема, и выделяющаяся
теплота будет меньше, чем в случае протекания той
же реакции при постоянном объеме.
Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают
для реакций, протекающих при постоянном объеме
при 25 ° С и обозначают символом Q
o .
Если энергия выделяется только в виде теплоты, а
химическая реакция протекает при постоянном
объеме, то тепловой эффект реакции (Q V
)
равен изменению внутренней энергии
(D U
)
веществ-участников реакции, но с противоположным
знаком:
Q V = – U .
Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, " запасенные" этим телом. Знак " – " обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть
U = – Q V .
Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться. На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае
U = – (Q P + A ) = –(Q P + P V ),
где Q p – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда
Q P = – U – P V .
Величина, равная U + P V получила название изменение энтальпии и обозначается D H .
H = U + P V .
Следовательно
Q P = – H .
Таким образом, при выделении теплоты
энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое
название этой величины: " теплосодержание" .
В отличие от теплового эффекта, изменение
энтальпии характеризует реакцию независимо от
того, протекает она при постоянном объеме или
постоянном давлении. Термохимические уравнения,
записанные с использованием изменения
энтальпии, называются термохимическими
уравнениями в термодинамической форме
. При
этом приводится значение изменения энтальпии в
стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое H о
. Например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) H о
= – 484 кДж;
CaO (кр) + H 2 O (ж) = Сa(OH) 2(кр) H о
= – 65 кДж.
Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции (Q ) от теплового эффекта реакции (Q o) и количества вещества (n Б) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением:
Здесь Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении.
Задача
Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.
Решение
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж. |
|
|
Q = 1694 кДж,
6.Тепловой эффект реакции взаимодействия
кристаллического алюминия с газообразным хлором
равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение
этой реакции и определите массу алюминия,
необходимого для получения 2816 кДж теплоты с
использованием этой реакции. 9.4. Эндотермические реакции. Энтропия Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими . Тепловой эффект таких реакций
отрицательный. Например: Таким образом, энергия, выделяющаяся
при образовании связей в продуктах этих и им
подобных реакций, меньше, чем энергия,
необходимая для разрыва связей в исходных
веществах.
Возьмем две колбы и заполним одну из
них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом
азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и
температура в колбах были одинаковыми. Известно,
что эти вещества между собой не вступают в
химическую реакцию. Герметично соединим колбы
горлышками и установим их вертикально, так, чтобы
колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу
(рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что
бурый диоксид азота постепенно распространяется
в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в
нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска
содержимого колб становится одинаковой. Таким образом,
Уравнения связи между энтропией (S
)
и другими величинами изучаются в курсах физики и
физической химии. Единица измерений энтропии [S
]
= 1 Дж/К. G = H – T S Условие самопроизвольного протекания реакции: G < 0. При низких температурах фактором, определяющим возможность протекания реакции в большей степени является энергетический фактор, а при высокой – энтропийный. Из приведенного уравнения, в частности, видно, почему не протекающие при комнатной температуре реакции разложения (энтропия увеличивается) начинают идти при повышенной температуре. ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ
РЕАКЦИЯ, ЭНТРОПИЯ, ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ФАКТОР,
ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР, ЭНЕРГИЯ ГИББСА.
2CuO (кр) + C (графит) = 2Cu (кр) + CO 2(г) составляет –46 кДж. Запишите
термохимическое уравнение и рассчитайте, какую
энергию нужно затратить для получения 1 кг меди
по такой реакции. CaCO 3(кр) = CaO (кр) + CO 2(г) – 179кДж образовалось 24,6 л углекислого газа.
Определите, какое количество теплоты было
израсходовано бесполезно. Сколько граммов
оксида кальция при этом образовалось? |
