Всички видове реакции в химията и примери. Реакции, протичащи без промяна на състава на веществата

По време на химичните реакции едно вещество се превръща в друго (да не се бърка с ядрените реакции, при които един химичен елемент се превръща в друг).

Всяка химична реакция се описва с химично уравнение:

Реактиви → Продукти на реакцията

Стрелката показва посоката на реакцията.

Например:

При тази реакция метанът (CH 4) реагира с кислорода (O 2), което води до образуването на въглероден диоксид (CO 2) и вода (H 2 O), или по-точно, водна пара. Точно такава реакция се случва във вашата кухня, когато запалите газова горелка. Уравнението трябва да се чете така: Една молекула газ метан реагира с две молекули газ кислород, за да произведе една молекула въглероден диоксид и две молекули вода (водна пара).

Наричат се числата, поставени пред компонентите на химичната реакция коефициенти на реакция.

Случват се химични реакции ендотермичен(с абсорбция на енергия) и екзотермичен(с освобождаване на енергия). Изгарянето на метан е типичен пример за екзотермична реакция.

Има няколко вида химични реакции. Най-често:

реакции на свързване;
реакции на разлагане;
реакции на единична замяна;
реакции на двойно изместване;
окислителни реакции;
редокс реакции.

Реакции на съединения

При комбинирани реакции най-малко два елемента образуват един продукт:

2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- образуване на трапезна сол.

Трябва да се обърне внимание на съществен нюанс на реакциите на съединенията: в зависимост от условията на реакцията или пропорциите на реагентите, влизащи в реакцията, нейният резултат може да бъде различни продукти. Например, при нормални условия на горене на въглища се произвежда въглероден диоксид:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)

Ако количеството кислород е недостатъчно, тогава се образува смъртоносен въглероден окис:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)

Реакции на разлагане

Тези реакции са по същество противоположни на реакциите на съединението. В резултат на реакцията на разлагане веществото се разпада на два (3, 4...) по-прости елемента (съединения):

2H 2 O (l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)- водно разлагане
2H 2 O 2 (l) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- разлагане на водороден прекис

Реакции на единично изместване

В резултат на единични реакции на заместване по-активен елемент замества по-малко активен в съединение:

Zn (s) + CuSO 4 (разтвор) → ZnSO 4 (разтвор) + Cu (s)

Цинкът в разтвор на меден сулфат измества по-малко активната мед, което води до образуването на разтвор на цинков сулфат.

Степента на активност на металите в нарастващ ред на активност:

Най-активни са алкалните и алкалоземните метали

Йонното уравнение за горната реакция ще бъде:

Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)

Йонната връзка CuSO 4, когато се разтвори във вода, се разпада на меден катион (заряд 2+) и сулфатен анион (заряд 2-). В резултат на реакцията на заместване се образува цинков катион (който има същия заряд като медния катион: 2-). Моля, обърнете внимание, че сулфатният анион присъства от двете страни на уравнението, т.е. според всички правила на математиката той може да бъде редуциран. Резултатът е йонно-молекулярно уравнение:

Zn (t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (t)

Реакции на двойно изместване

При реакции на двойно заместване два електрона вече са заменени. Такива реакции се наричат още обменни реакции. Такива реакции протичат в разтвор с образуването на:

неразтворимо твърдо вещество (реакция на утаяване);
вода (реакция на неутрализация).

Реакции на утаяване

Когато разтвор на сребърен нитрат (сол) се смеси с разтвор на натриев хлорид, се образува сребърен хлорид:

Молекулно уравнение: KCl (разтвор) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (s) + KNO 3 (p-p)

Йонно уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -

Молекулярно йонно уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (s)

Ако съединението е разтворимо, то ще присъства в разтвор в йонна форма. Ако съединението е неразтворимо, то ще се утаи, за да образува твърдо вещество.

Реакции на неутрализация

Това са реакции между киселини и основи, които водят до образуването на водни молекули.

Например, реакцията на смесване на разтвор на сярна киселина и разтвор на натриев хидроксид (луга):

Молекулно уравнение: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)

Йонно уравнение: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)

Молекулно йонно уравнение: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (l) или H + + OH - → H 2 O (l)

Окислителни реакции

Това са реакции на взаимодействие на вещества с газообразен кислород във въздуха, при които по правило се отделя голямо количество енергия под формата на топлина и светлина. Типична окислителна реакция е изгарянето. В самото начало на тази страница е реакцията между метан и кислород:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

Метанът принадлежи към въглеводородите (съединения на въглерода и водорода). Когато въглеводородът реагира с кислорода, се освобождава много топлинна енергия.

Редокс реакции

Това са реакции, при които се обменят електрони между реагентните атоми. Обсъдените по-горе реакции също са редокс реакции:

2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакция на съединение
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакция на окисление
Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - единична реакция на заместване

Редокс реакциите с голям брой примери за решаване на уравнения с помощта на метода на електронен баланс и метода на полуреакция са описани възможно най-подробно в раздела

♦ Според броя и състава на изходните и получените вещества химичните реакции са:

Връзки- от две или повече вещества се образува едно сложно вещество:
Fe + S = FeS
(когато желязо и сяра на прах се нагряват, се образува железен сулфид)
Разлагания- от едно сложно вещество се образуват две или повече вещества:
2H 2 O = 2H 2 + O 2
(водата се разлага на водород и кислород при преминаване на електрически ток)
Замени- атоми на просто вещество заместват един от елементите в сложно вещество:
Fe + CuCl 2 = Cu↓ + FeCl 2
(желязото измества медта от разтвор на меден (II) хлорид)
Размяна- 2 сложни вещества обменят компоненти:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
(реакция на неутрализация - солна киселина реагира с натриев хидроксид, за да образува натриев хлорид и вода)

♦ Реакциите, протичащи с отделяне на енергия (топлина), се наричат екзотермичен. Те включват реакции на горене, като сяра:

S + O 2 = SO 2 + Q
Образува се серен (IV) оксид, освобождаването на енергия се обозначава с + Q

Реакциите, които изискват разход на енергия, т.е. протичат с поглъщането на енергия, се наричат ендотермичен. Ендотермична е реакцията на разлагане на водата под въздействието на електрически ток:

2H 2 O = 2H 2 + O 2 − Q

♦ Реакциите, придружени от промяна в степента на окисление на елементите, т.е. пренос на електрони, се наричат редокс:

Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Обратното е електронно-статичниреакции, често наричани просто реакции, протичащи без промяна на степента на окисление. Те включват всички метаболитни реакции:

H +1 Cl −1 + Na +1 O −2 H +1 = Na +1 Cl −1 + H 2 +1 O −2

(Припомнете си, че степента на окисление във вещества, състоящи се от два елемента, е числено равна на валентността, знакът се поставя пред числото)

2. Опит. Провеждане на реакции, потвърждаващи качествения състав на предложената сол, например меден (II) сулфат

Качественият състав на солта се доказва чрез реакции, придружени с образуване на утайка или отделяне на газ с характерен мирис или цвят. Образуването на утайка възниква, когато се получат неразтворими вещества (определени с помощта на таблицата за разтворимост). Газове се отделят, когато се образуват слаби киселини (много изискват нагряване) или амониев хидроксид.

Наличието на меден йон може да се докаже чрез добавяне на натриев хидроксид, синя утайка от меден (II) хидроксид се утаява:

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Освен това медният (II) хидроксид може да се разложи при нагряване до образуване на черен меден (II) оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Наличието на сулфатен йон се доказва чрез утаяване на бяла кристална утайка, неразтворима в концентрирана азотна киселина, когато се добави разтворима бариева сол:

CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

Химичните свойства на веществата се разкриват в различни химични реакции.

Трансформациите на веществата, придружени от промени в техния състав и (или) структура, се наричат химични реакции. Често се среща следното определение: химическа реакция е процесът на превръщане на първоначалните вещества (реагенти) в крайни вещества (продукти).

Химичните реакции се записват с химични уравнения и диаграми, съдържащи формулите на изходните вещества и реакционните продукти. В химичните уравнения, за разлика от диаграмите, броят на атомите на всеки елемент е еднакъв от лявата и дясната страна, което отразява закона за запазване на масата.

От лявата страна на уравнението са записани формулите на изходните вещества (реагенти), от дясната страна - веществата, получени в резултат на химичната реакция (продукти на реакцията, крайни вещества). Знакът за равенство, свързващ лявата и дясната страна, показва, че общият брой атоми на веществата, участващи в реакцията, остава постоянен. Това се постига чрез поставяне на цели стехиометрични коефициенти пред формулите, показващи количествените връзки между реагентите и реакционните продукти.

Химичните уравнения могат да съдържат допълнителна информация за характеристиките на реакцията. Ако химическа реакция протича под въздействието на външни въздействия (температура, налягане, радиация и т.н.), това се обозначава със съответния символ, обикновено над (или „под“) знака за равенство.

Огромен брой химични реакции могат да бъдат групирани в няколко типа реакции, които имат много специфични характеристики.

Могат да бъдат избрани следните критерии за класификация:

1. Броят и съставът на изходните вещества и реакционните продукти.
2. Агрегатно състояние на реагентите и продуктите на реакцията.
3. Броят на фазите, в които се намират участниците в реакцията.
4. Естеството на пренесените частици.
5. Възможност за протичане на реакцията в права и обратна посока.
6. Знакът на топлинния ефект разделя всички реакции на: екзотермични реакции, протичащи с екзо-ефект - освобождаване на енергия под формата на топлина (Q>0, ?H

и ендотермични реакции, протичащи с ендо ефекта - абсорбцията на енергия под формата на топлина (Q<0, ?H >0):

Такива реакции се класифицират като термохимични.

Нека разгледаме по-отблизо всеки тип реакция.

Класификация според броя и състава на реактивите и крайните вещества

1. Реакции на съединения

Когато едно съединение реагира от няколко реагиращи вещества с относително прост състав, се получава едно вещество с по-сложен състав:

По правило тези реакции са придружени от отделяне на топлина, т.е. водят до образуването на по-стабилни и по-малко богати на енергия съединения.

Реакциите на съединения на прости вещества винаги са окислително-възстановителни по природа. Съставните реакции, протичащи между сложни вещества, могат да възникнат без промяна на валентността:

и също така да бъдат класифицирани като редокс:

2. Реакции на разлагане

Реакциите на разлагане водят до образуването на няколко съединения от едно сложно вещество:

A = B + C + D.

Продуктите на разпадане на сложно вещество могат да бъдат както прости, така и сложни вещества. От реакциите на разлагане, които протичат без промяна на валентните състояния, заслужава да се отбележи разлагането на кристални хидрати, основи, киселини и соли на кислородсъдържащи киселини:

Реакциите на редокс разлагане включват разлагането на оксиди, киселини и соли, образувани от елементи в по-високи степени на окисление:

Реакциите на редокс разлагане са особено характерни за солите на азотната киселина.

Реакциите на разлагане в органичната химия се наричат крекинг:

или дехидрогениране

3. Реакции на заместване

При реакциите на заместване обикновено едно просто вещество реагира със сложно, образувайки друго просто вещество и още едно сложно:

A + BC = AB + C.

Тези реакции преобладаващо принадлежат към редокс реакциите:

Примерите за реакции на заместване, които не са придружени от промяна на валентните състояния на атомите, са изключително малко. Трябва да се отбележи реакцията на силициев диоксид със соли на кислородсъдържащи киселини, които съответстват на газообразни или летливи анхидриди:

CaCO3+ SiO2 = CaSiO3 + CO2,

Понякога тези реакции се считат за реакции на обмен:

4. Обменни реакции

Обменните реакции са реакции между две съединения, които обменят своите съставки помежду си:

AB + CD = AD + CB.

Ако окислително-редукционните процеси протичат по време на реакции на заместване, тогава обменните реакции винаги протичат без промяна на валентното състояние на атомите. Това е най-често срещаната група реакции между сложни вещества - оксиди, основи, киселини и соли:

Специален случай на тези обменни реакции е реакцията на неутрализация:

Обикновено тези реакции се подчиняват на законите на химичното равновесие и протичат в посоката, в която поне едно от веществата се отстранява от реакционната сфера под формата на газообразно, летливо вещество, утайка или слабо дисоцииращо (за разтвори) съединение:

5. Трансферни реакции.

При реакциите на прехвърляне атом или група от атоми се премества от една структурна единица в друга:

Например:

1. Химичните реакции се различават по броя и състава на реагентите:
- а) реакции, които протичат без промяна на състава на взаимодействащите вещества: в неорганичната химия примери за такива химични реакции са процесите на промяна на алотропните модификации на същия химичен елемент (графитът се превръща в диамант, кислородът в озон);

в органичната химия примери са реакциите на изомеризация на алкани, алкени, алкини и други, които протичат без промяна не само на качествения, но и на количествения състав на реагентите.

б) химични реакции, които протичат с промяна в състава на веществата: реакции на свързване, заместване, обмен и разлагане.
2. Реакциите могат да бъдат класифицирани според промените в степента на окисление на химичните елементи, взаимодействащи в химична реакция:
- а) окислително-редукционните химични реакции протичат с промяна в степента на окисление;
- б) реакции без промяна на степента на окисление на реагентите.
3. Химичните реакции също се разделят според топлинния ефект, произтичащ от взаимодействията на атоми или молекули:
- а) екзотермични - с отделяне на топлина (или енергия);
- б) ендотермични - с поглъщане на енергия.
4. Въз основа на участието на катализатора в процеса на взаимодействие химичните реакции се делят на каталитични и некаталитични (повече от 70% от всички реакции са каталитични).
5. Въз основа на присъствието в реакцията на вещества в различни агрегатни състояния, химичните реакции се разделят на хетерогенни (реагентите и продуктите са в различни агрегатни състояния) и хомогенни (всички реагенти и продукти присъстват в една фаза).
6. В зависимост от посоката на протичане химичните реакции могат да бъдат обратими (протичащи в двете посоки) или необратими.
7. Съществува и класификация на химичните реакции според вида на енергията, инициираща реакцията: фотохимични, радиационни, термохимични и електрохимични.
4. Фактори, влияещи върху скоростта на химичните реакции
1. Естеството на реагиращите вещества. Характерът на химичните връзки и структурата на молекулите на реагентите играят важна роля. Реакциите протичат в посока на разрушаване на по-малко силни връзки и образуване на вещества с по-силни връзки. По този начин разрушаването на връзките в молекулите на H2 и N2 изисква високи енергии; такива молекули са слабо реактивоспособни. Разкъсването на връзки в силно полярни молекули (HCl, H2O) изисква по-малко енергия и скоростта на реакцията е много по-висока. Реакциите между йони в електролитни разтвори протичат почти мигновено.

Флуорът реагира експлозивно с водорода при стайна температура; бромът реагира бавно с водорода при нагряване.

Калциевият оксид реагира енергично с водата, отделяйки топлина; меден оксид - не реагира.

2. Концентрация. С увеличаване на концентрацията (броя на частиците в единица обем) сблъсъци на молекули на реагиращи вещества се появяват по-често - скоростта на реакцията се увеличава.

Законът за действието на масите - скоростта на химичната реакция е правопропорционална на произведението от концентрациите на реагиращите вещества.

За едностепенна хомогенна реакция от тип A+B? реакционни продукти, този закон се изразява с уравнението:

където v е скоростта на реакцията; cA и cB - концентрации на вещества А и В, mol/l;

k е коефициент на пропорционалност, наречен константа на скоростта на реакцията.

Константата на скоростта на реакцията k зависи от природата на реагентите, температурата и катализатора, но не зависи от концентрациите на реагентите.

Физическото значение на константата на скоростта е, че тя е равна на скоростта на реакцията при единични концентрации на реагентите.

За хетерогенни реакции концентрацията на твърдата фаза не е включена в израза на скоростта на реакцията.

3. Температура. За всяко повишаване на температурата с 10°C скоростта на реакцията се увеличава 2-4 пъти (правилото на Вант Хоф). Тъй като температурата се повишава от t1 до t2, промяната в скоростта на реакцията може да се изчисли по формулата:

(където Vt2 и Vt1 са скоростите на реакцията при температури t2 и t1, съответно; g е температурният коефициент на тази реакция).

Правилото на Вант Хоф е приложимо само в тесен температурен диапазон. По-точно е уравнението на Арениус:

където А е константа, зависеща от природата на реагиращите вещества;

R е универсалната газова константа;

Ea е енергията на активиране, т.е. енергията, която трябва да имат сблъскалите се молекули, за да може сблъсъкът да доведе до химическа трансформация.

Енергийна диаграма на химична реакция.

Ориз. 1

A - реактиви, B - активиран комплекс (преходно състояние), C - продукти.

Колкото по-висока е енергията на активиране Ea, толкова повече се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата.

4. Контактна повърхност на реагиращи вещества. За хетерогенни системи (когато веществата са в различни агрегатни състояния), колкото по-голяма е контактната повърхност, толкова по-бързо протича реакцията. Повърхността на твърдите вещества може да се увеличи чрез смилането им, а за разтворимите вещества чрез разтварянето им.
5. Катализа. Веществата, които участват в реакциите и увеличават скоростта им, оставайки непроменени в края на реакцията, се наричат катализатори. Механизмът на действие на катализаторите е свързан с намаляване на енергията на активиране на реакцията поради образуването на междинни съединения. При хомогенната катализа реагентите и катализаторът съставляват една фаза (са в едно и също състояние на агрегиране); при хетерогенната катализа те са различни фази (са в различни състояния на агрегация). В някои случаи възникването на нежелани химични процеси може да бъде рязко забавено чрез добавяне на инхибитори към реакционната среда (феноменът на "отрицателна катализа").
5. Закон за химичното равновесие

Химичното равновесие е състояние на химическа система, при което една или повече химични реакции протичат обратимо и скоростите във всяка двойка реакции напред-назад са еднакви. За система в химическо равновесие концентрациите на реагентите, температурата и други параметри на системата не се променят с времето.

В състояние на равновесие скоростите на правата и обратната реакция стават равни.

Положението на химичното равновесие зависи от следните параметри на реакцията: температура, налягане и концентрация. Влиянието, което тези фактори имат върху химическата реакция, е подчинено на модел, който е изразен в общи линии през 1885 г. от френския учен Le Chatelier.

Във всяка обратима реакция една от посоките съответства на екзотермичен процес, а другата на ендотермичен процес.

Правата реакция е екзотермична, а обратната реакция е ендотермична.

Ефектът от температурните промени върху положението на химичното равновесие се подчинява на следните правила: Когато температурата се повишава, химичното равновесие се измества в посока на ендотермичната реакция, а когато температурата се понижава, в посока на екзотермичната реакция.

Във всички реакции с участието на газообразни вещества, придружени от промяна в обема поради промяна в количеството на веществото по време на прехода от изходни вещества към продукти, равновесното положение се влияе от налягането в системата.

Влиянието на налягането върху равновесното положение се подчинява на следните правила: С увеличаване на налягането равновесието се измества към образуване на вещества (или изходни продукти) с по-малък обем; с намаляване на налягането равновесието се измества към образуването на вещества с по-голям обем:

По този начин, по време на прехода от изходни вещества към продукти, обемът на газовете беше наполовина.

Влиянието на концентрацията върху състоянието на равновесие се подчинява на следните правила:

Когато концентрацията на едно от изходните вещества се увеличи, равновесието се измества към образуването на реакционни продукти;

Когато концентрацията на един от реакционните продукти се увеличи, равновесието се измества към образуването на изходните вещества.