Усі типи реакцій з хімії та приклади. Реакції, що йдуть без зміни складу речовин

Під час хімічних реакцій з одних речовин виходять інші (не плутати з ядерними реакціями, у яких один хімічний елемент перетворюється на інший).

Будь-яка хімічна реакція описується хімічним рівнянням:

Реагенти → Продукти реакції

Стрілка вказує напрямок протікання реакції.

Наприклад:

У цій реакції метан (СН 4) реагує з киснем (Про 2), у результаті утворюється діоксид вуглецю (СО 2) і вода (Н 2 Про), а точніше - водяна пара. Саме така реакція відбувається на вашій кухні, коли ви підпалюєте газову конфорку. Читати рівняння слід так: одна молекула газоподібного метану вступає у реакцію з двома молекулами газоподібного кисню, в результаті виходить одна молекула діоксиду вуглецю та дві молекули води (водяної пари).

Числа, розташовані перед компонентами хімічної реакції, називаються коефіцієнтами реакції.

Хімічні реакції бувають ендотермічними(з поглинанням енергії) та екзотермічні(З виділенням енергії). Горіння метану – типовий приклад екзотермічної реакції.

Існує кілька видів хімічних реакцій. Найбільш розповсюджені:

• реакції з'єднання;
• реакції розкладання;
• реакції одинарного заміщення;
• реакції подвійного заміщення;
• реакції окиснення;
• окисно-відновні реакції.

Реакції з'єднання

У реакціях сполуки хоча б два елементи утворюють один продукт:

2Na (т) + Cl 2 (г) → 2NaCl (т)- Утворення кухонної солі.

Слід звернути увагу на суттєвий нюанс реакцій сполуки: залежно від умов перебігу реакції або пропорцій реагентів, що вступають у реакцію, її результатом можуть бути різні продукти. Наприклад, за нормальних умов згоряння кам'яного вугілля виходить вуглекислий газ:
C (т) + O 2 (г) → CO 2 (г)

Якщо кількість кисню недостатньо, то утворюється смертельно небезпечний чадний газ:
2C (т) + O 2 (г) → 2CO (г)

Реакції розкладання

Ці реакції є як би протилежними по суті реакціям сполуки. В результаті реакції розкладання речовина розпадається на два (3, 4 ...) більш простих елементи (сполуки):

• 2H 2 O (ж) → 2H 2 (г) + O 2 (г)- Розкладання води
• 2H 2 O 2 (ж) → 2H 2 (г) O + O 2 (г)- розкладання перекису водню

Реакція одинарного заміщення

В результаті реакцій одинарного заміщення більш активний елемент заміщає в з'єднанні менш активний:

Zn (т) + CuSO 4 (р-р) → ZnSO 4 (р-р) + Cu (т)

Цинк у розчині сульфату міді витісняє менш активну мідь, у результаті утворюється розчин сульфату цинку.

Ступінь активності металів за зростанням активності:

• Найбільш активними є лужні та лужноземельні метали

Іонне рівняння вищенаведеної реакції матиме вигляд:

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

Іонний зв'язок CuSO 4 при розчиненні у воді розпадається на катіон міді (заряд 2+) та аніон сульфату (заряд 2-). В результаті реакції заміщення утворюється катіон цинку (який має такий же заряд, як і катіон міді: 2-). Зверніть увагу, що аніон сульфату присутній в обох частинах рівняння, тобто за всіма правилами математики його можна скоротити. У результаті вийде іонно-молекулярне рівняння:

Zn (т) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (т)

Реакція подвійного заміщення

У реакціях подвійного заміщення відбувається заміщення двох електронів. Такі реакції ще називають реакціями обміну. Такі реакції проходять у розчині з утворенням:

• нерозчинної твердої речовини (реакції осадження);
• води (реакція нейтралізації).

Реакції осадження

При змішуванні розчину нітрату срібла (сіль) з розчином хлориду натрію утворюється хлорид срібла:

Молекулярне рівняння: KCl (р-р) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (т) + KNO 3 (p-p)

Іонне рівняння: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (т) + K + + NO 3 -

Молекулярно-іонне рівняння: Cl - + Ag + → AgCl (т)

Якщо з'єднання розчинне, воно перебуватиме в розчині в іонному вигляді. Якщо з'єднання нерозчинне, воно буде осідати, утворюючи тверду речовину.

Реакція нейтралізації

Це реакції взаємодії кислот і основ, у яких утворюються молекули води.

Наприклад, реакція змішування розчину сірчаної кислоти та розчину гідроксиду натрію (лугу):

Молекулярне рівняння: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (ж)

Іонне рівняння: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (ж)

Молекулярно-іонне рівняння: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (ж) або H + + OH - → H 2 O (ж)

Реакції окиснення

Це реакції взаємодії речовин з газоподібним киснем, що у повітрі, у яких, зазвичай, виділяється дуже багато енергії як тепла і світла. Типова реакція окислення – це горіння. На самому початку цієї сторінки наведено реакцію взаємодії метану з киснем:

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

Метан відноситься до вуглеводнів (сполуки з вуглецю та водню). При реакції вуглеводню з киснем виділяється багато теплової енергії.

Окисно-відновні реакції

Це реакції у яких відбувається обмін електронами між атомами реагентів. Розглянуті вище реакції також є окислювально-відновними реакціями:

• 2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакція з'єднання
• CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакція окиснення
• Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - реакція одинарного заміщення

Максимально докладно окислювально-відновлювальні реакції з великою кількістю прикладів розв'язання рівнянь методом електронного балансу та методом напівреакцій описані у розділі

♦ За кількістю та складом вихідних та отриманих речовин хімічні реакції бувають:

1. З'єднання- з двох або декількох речовин утворюється одна складна речовина:
   Fe + S = FeS
   (при нагріванні порошків заліза та сірки утворюється сульфід заліза)
2. Розкладання- з однієї складної речовини утворюється дві або кілька речовин:
   2H 2 O = 2H 2 + O 2
   (Вода розкладається на водень і кисень при пропусканні електричного струму)
3. Заміщення- атоми простої речовини заміщають один із елементів у складній речовині:
   Fe + CuCl 2 = Cu↓ + FeCl 2
   (залізо витісняє мідь із розчину хлориду міді (II))
4. Обмін- 2 складні речовини обмінюються складовими частинами:
   HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
   (Реакція нейтралізації - соляна кислота реагує з гідроксидом натрію з утворенням хлориду натрію та води)

♦ Реакції, що протікають із виділенням енергії (тепла), називаються екзотермічними. До них відносяться реакції горіння, наприклад сірки:

S + O 2 = SO 2 + Q
Утворюється оксид сірки (IV), виділення енергії позначають + Q

Реакції, що вимагають витрат енергії, тобто протікають із поглинанням енергії, називаються ендотермічними. Ендотермічною є реакція розкладання води під дією електричного струму:

2H 2 O = 2H 2 + O 2 − Q

♦ Реакції, що супроводжуються зміною ступенів окиснення елементів, тобто переходом електронів, називаються окисно-відновними:

Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Протилежністю є електронно-статичніреакції, часто їх називають просто реакції, що протікають без зміни ступеня окиснення. До них відносяться всі реакції обміну:

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

(Нагадаємо, що ступінь окислення в речовинах, що складаються з двох елементів, чисельно дорівнює валентності, знак ставиться перед цифрою)

2. Досвід. Проведення реакцій, що підтверджують якісний склад запропонованої солі, наприклад, сульфату міді (II)

Якісний склад солі доводять за допомогою реакцій, що супроводжуються випаданням осаду або виділенням газу з характерним запахом чи кольором. Утворення осаду відбувається у разі отримання нерозчинних речовин (визначаємо таблицю розчинності). Гази виділяються при утворенні слабких кислот (багатьом потрібно нагрівання) чи гідроксиду амонію.

Наявність іону міді можна довести додаванням гідроксиду натрію, випадає синій осад гідроксиду міді (II):

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

Додатково можна провести розкладання гідроксиду міді (II) при нагріванні, утворюється чорний оксид міді (II):

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Наявність сульфат-іону доводиться випаданням білого кристалічного осаду, нерозчинного в концентрованій азотній кислоті, при додаванні розчинної солі барію:

CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

Хімічні властивості речовин виявляються у різноманітних хімічних реакціях.

Перетворення речовин, що супроводжуються зміною їх складу та (або) будови, називаються хімічними реакціями. Часто зустрічається і таке визначення: хімічною реакцією називається процес перетворення вихідних речовин (реагентів) на кінцеві речовини (продукти).

Хімічні реакції записуються за допомогою хімічних рівнянь та схем, що містять формули вихідних речовин та продуктів реакції. У хімічних рівняннях, на відміну від схем, число атомів кожного елемента однаково у лівій та правій частинах, що відображає закон збереження маси.

У лівій частині рівняння пишуться формули вихідних речовин (реагентів), у правій частині - речовин, одержуваних у результаті протікання хімічної реакції (продуктів реакції, кінцевих речовин). Знак рівності, що пов'язує ліву та праву частину, вказує, що загальна кількість атомів речовин, що беруть участь у реакції, залишається постійною. Це досягається розстановкою перед формулами цілих стехіометричних коефіцієнтів, що показують кількісні співвідношення між реагентами і продуктами реакції.

Хімічні рівняння можуть містити додаткові відомості про особливості перебігу реакції. Якщо хімічна реакція протікає під впливом зовнішніх впливів (температура, тиск, випромінювання тощо), це вказується відповідним символом, зазвичай над (або "під") знаком рівності.

Величезна кількість хімічних реакцій може бути згруповано в кілька типів реакцій, яким властиві певні ознаки.

Як класифікаційні ознаки можуть бути обрані наступні:

• 1. Число та склад вихідних речовин та продуктів реакції.
• 2. Агрегатний стан реагентів та продуктів реакції.
• 3. Число фаз, у яких перебувають учасники реакції.
• 4. Природа частинок, що переносяться.
• 5. Можливість перебігу реакції у прямому та зворотному напрямку.
• 6. Знак теплового ефекту поділяє всі реакції на: екзотермічні реакції, що протікають з екзо-ефектом - виділення енергії у формі теплоти (Q>0, ?H

та ендотермічні реакції, що протікають з ендо-ефектом - поглинанням енергії у формі теплоти (Q<0, ?H >0):

Такі реакції відносять до термохімічних.

Розглянемо докладніше кожен із типів реакцій.

Класифікація за кількістю та складом реагентів та кінцевих речовин

1. Реакції з'єднання

При реакціях сполуки з кількох реагуючих речовин щодо простого складу виходить одна речовина складнішого складу:

Зазвичай, ці реакції супроводжуються виділенням тепла, тобто. приводять до утворення більш стійких і менш багатих на енергію сполук.

Реакції сполуки простих речовин завжди мають окислювально-відновний характер. Реакції сполуки, що протікають між складними речовинами, можуть відбуватися як без зміни валентності:

так і ставитися до окислювально-відновних:

2. Реакції розкладання

Реакції розкладання призводять до утворення кількох сполук з однієї складної речовини:

А = В + З + D.

Продуктами розкладання складної речовини може бути як прості, і складні речовини. З реакцій розкладання, що протікають без зміни валентних станів, слід зазначити розкладання кристалогідратів, основ, кислот і солей кисневмісних кислот:

До реакцій розкладання окислювально-відновного характеру відноситься розкладання оксидів, кислот і солей, утворених елементами у вищих ступенях окислення:

Особливо характерними є окислювально-відновні реакції розкладання для солей азотної кислоти.

Реакції розкладання в органічній хімії звуться крекінгу:

або дегідрування

3. Реакції заміщення

При реакціях заміщення зазвичай проста речовина взаємодіє зі складним, утворюючи іншу просту речовину та інше складне:

А + ВС = АВ + С.

Ці реакції в переважній більшості належать до окисно-відновних:

Приклади реакцій заміщення, які супроводжуються зміною валентних станів атомів, вкрай нечисленні. Слід зазначити реакцію двоокису кремнію з солями кисневмісних кислот, яким відповідають газоподібні або леткі ангідриди:

СаСО3+ SiO2 = СаSiO3 + СО2,

Іноді ці реакції розглядають як реакції обміну:

4. Реакції обміну

Реакціями обміну називають реакції між двома сполуками, які обмінюються між собою своїми складовими частинами:

АВ + СD = АD + СВ.

Якщо при реакціях заміщення протікають окислювально-відновні процеси, реакції обміну завжди відбуваються без зміни валентного стану атомів. Це найбільш поширена група реакцій між складними речовинами - оксидами, основами, кислотами та солями:

Окремий випадок цих реакцій обміну - реакції нейтралізації:

Зазвичай ці реакції підпорядковуються законам хімічної рівноваги і протікають у тому напрямку, де хоча б одна з речовин видаляється зі сфери реакції у вигляді газоподібної, летючої речовини, осаду або малодисоціюючої (для розчинів) сполуки:

5. Реакції перенесення.

При реакціях перенесення атом або група атомів переходить від однієї структурної одиниці до іншої:

Наприклад:

• 1. Хімічні реакції розрізняються за кількістю та складом реагуючих речовин:
  • а) реакції, що йдуть без зміни складу взаємодіючих речовин: у неорганічній хімії прикладами таких хімічних реакцій є процеси зміни алотропних модифікацій одного й того ж хімічного елемента (графіт перетворюється на алмаз, кисень в озон);

в органічній хімії прикладами будуть реакції ізомеризації алканів, алкенів, алкінів та інші, що йдуть без зміни як якісного, а й кількісного складу реагентів.

• б) хімічні реакції, що протікають із зміною складу речовин: реакції сполуки, заміщення, обміну та розкладання.
• 2. Реакції можна класифікувати щодо зміни ступенів окислення хімічних елементів, що взаємодіють у хімічній реакції:
  • а) окислювально-відновні хімічні реакції йдуть зі зміною ступеня окиснення;
  • б) реакції без зміни ступеня окиснення реагентів.
• 3. Хімічні реакції поділяються і на тепловий ефект, що виникає в результаті взаємодій атомів або молекул:
  • а) екзотермічні – з виділенням тепла (або енергії);
  • б) ендотермічні – з поглинанням енергії.
• 4. За участю у процесі взаємодії каталізатора, хімічні реакції поділяються на каталітичні і некаталітичні (понад 70% всіх реакцій відносяться до каталітичних).
• 5. За присутністю в реакції речовин, що знаходяться в різних агрегатних станах, хімічні реакції поділяють на гетерогенні (реагенти та продукти знаходяться в різних агрегатних станах) і гомогенні (всі реагенти та продукти присутні в одній фазі).
• 6. У напрямку течії, хімічні реакції можуть бути оборотними (що йдуть в обох напрямках) або незворотними.
• 7. Є також класифікація хімічних реакцій за видом енергії, що ініціює реакцію: фотохімічні, радіаційні, термохімічні та електрохімічні.
• 4. Чинники, що впливають швидкість хімічних реакцій
• 1. Природа реагуючих речовин. Велику роль відіграє характер хімічних зв'язків та будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин із міцнішими зв'язками. Так, для розриву зв'язків у молекулах H2 та N2 потрібні високі енергії; такі молекули мало реакційні. Для розриву зв'язків у сильнополярних молекулах (HCl, H2O) потрібно менше енергії, і швидкість реакції значно вища. Реакції між іонами у розчинах електролітів протікають практично миттєво.

Фтор з воднем реагує з вибухом за кімнатної температури, бром з воднем взаємодіє повільно і при нагріванні.

Оксид кальцію входить у реакцію з водою енергійно, із тепла; оксид міді – не реагує.

2. Концентрація. Зі збільшенням концентрації (числа частинок в одиниці об'єму) частіше відбуваються зіткнення молекул реагуючих речовин – швидкість реакції зростає.

Закон діючих мас - швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

Для одностадійної гомогенної реакції типу А+? продукти реакції цей закон виражається рівнянням:

де v – швидкість реакції; cA та cB - концентрації речовин А та В, моль/л;

k – коефіцієнт пропорційності, званий константою швидкості реакції.

Константа швидкості реакції k залежить від природи реагуючих речовин, температури та каталізатора, але не залежить від значення концентрацій реагентів.

Фізичний зміст константи швидкості полягає в тому, що вона дорівнює швидкості реакції при поодиноких концентраціях речовин, що реагують.

Для гетерогенних реакцій концентрація твердої фази у вираз швидкості реакції не входить.

3. Температура. При підвищенні температури кожні 10°C швидкість реакції зростає в 2-4 разу (Правило Вант-Гоффа). При збільшенні температури від t1 до t2 зміну швидкості реакції можна розрахувати за такою формулою:

(де Vt2 і Vt1 - швидкості реакції при температурах t2 і t1 відповідно; g-температурний коефіцієнт цієї реакції).

Правило Вант-Гоффа застосовується лише у вузькому інтервалі температур. Більш точним є рівняння Арреніуса:

де A - постійна, яка залежить від природи речовин, що реагують;

R - універсальна газова постійна;

Ea – енергія активації, тобто. енергія, якою повинні мати стикаються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення.

Енергетична діаграма хімічної реакції.

Мал. 1

А – реагенти, В – активований комплекс (перехідний стан), С – продукти.

Чим більша енергія активації Ea, тим більше зростає швидкість реакції зі збільшенням температури.

• 4. Поверхня дотику реагуючих речовин. Для гетерогенних систем (коли речовини перебувають у різних агрегатних станах), що більше поверхню зіткнення, то швидше протікає реакція. Поверхня твердих речовин може бути збільшена шляхом їх подрібнення, а розчинних речовин - шляхом їх розчинення.
• 5. Каталіз. Речовини, які беруть участь у реакціях і збільшують її швидкість, залишаючись до кінця незмінними реакції, називаються каталізаторами. Механізм дії каталізаторів пов'язаний із зменшенням енергії активації реакції за рахунок утворення проміжних сполук. При гомогенному каталізі реагенти і каталізатор становлять одну фазу (перебувають у одному агрегатному стані), при гетерогенному каталізі - різні фази (перебувають у різних агрегатних станах). Різко уповільнити протікання небажаних хімічних процесів у ряді випадків можна додаючи в реакційне середовище інгібітори (явище "негативного каталізу").
• 5. Закон хімічної рівноваги

Хімічна рівновага - стан хімічної системи, в якому оборотно протікає одна або кілька хімічних реакцій, причому швидкості в кожній парі пряма-зворотна реакція рівні між собою. Для системи, що знаходиться в хімічній рівновазі, концентрації реагентів, температура та інші параметри системи не змінюються з часом.

У стані рівноваги швидкості прямої та зворотної реакції стають рівними.

Положення хімічної рівноваги залежить від наступних параметрів реакції: температури, тиску та концентрації. Вплив, який надають ці фактори на хімічну реакцію, підпорядковуються закономірності, яка була висловлена ​​в загальному вигляді в 1885 французьким ученим Ле-Шательє.

У кожній оборотній реакції один із напрямків відповідає екзотермічному процесу, а інший - ендотермічному.

Пряма реакція – екзотермічна, а зворотна реакція – ендотермічна.

Вплив зміни температури на положення хімічної рівноваги підпорядковується наступним правилам: При підвищенні температури хімічна рівновага зміщується у напрямку ендотермічної реакції, при зниженні температури - у напрямку екзотермічної реакції.

У всіх реакціях за участю газоподібних речовин, що супроводжуються зміною обсягу за рахунок зміни кількості речовини при переході від вихідних речовин до продуктів, положення рівноваги впливає тиск в системі.

Вплив тиску на положення рівноваги підпорядковується наступним правилам: При підвищенні тиску рівновага зсувається у напрямку утворення речовин (або вихідних продуктів) з меншим обсягом; при зниженні тиску рівновагу зсувається у напрямку утворення речовин з більшим об'ємом:

Таким чином, при переході від вихідних речовин до продуктів об'єм газів зменшився вдвічі.

Вплив концентрації на стан рівноваги підпорядковується наступним правилам:

У разі підвищення концентрації однієї з вихідних речовин рівновагу зрушується у бік освіти продуктів реакції;

При підвищенні концентрації одного з продуктів реакції рівновага зсувається у напрямку утворення вихідних речовин.