Усі специфічні реакції у неорганічній хімії. Неорганічна хімія у реакціях

Лекція: Класифікація хімічних реакційв неорганічній та органічної хімії

Види хімічних реакцій у неорганічній хімії

А) Класифікація за кількістю початкових речовин:

Розкладання - внаслідок даної реакції, з однієї наявної складної речовини, утворюються дві або кілька простих, а також складних речовин.

З'єднання - Це така реакція, при якій з двох і більш простих, а також складних речовин, утворюється одна, але складніша.

Приклад: 4Al+3O 2 → 2Al 2 O 3

Приклад: 2КI + Cl2 → 2КCl + I 2

Приклад: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2

Б) Класифікація з теплового ефекту:

S + O 2 → SO 2 + Q

2C 2 H 6 + 7O 2 → 4CO 2 +6H 2 O + Q

Ендотермічні реакції – це певні хімічні реакції, у яких відбувається поглинання тепла. Як правило, це реакції розкладання.

Приклади:

CaCO 3 → CaO + CO 2 – Q
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 – Q

Теплота, яка виділяється чи поглинається внаслідок хімічної реакції, називається тепловий ефект.

Хімічні рівняння, в яких вказано тепловий ефект реакції, називають термохімічними.

В) Класифікація за оборотністю:

Приклад: 3H 2 + N 2 ⇌ 2NH 3

Г) Класифікація щодо зміни ступеня окиснення:

Приклад: Сu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Приклад: HNO3+KOH → KNO3+H2O.

Д) Класифікація за фазою:

Приклад: Н 2 (газ) + Cl 2 (газ) → 2HCL

Класифікація з використання каталізатора:

Каталізатор – речовина, що прискорює реакцію. Каталітична реакція протікає у присутності каталізатора, некаталітична – без каталізатора.
Приклад: 2H 2 0 2 MnO 2 → 2H 2 O + O 2 каталізатор MnO 2

Взаємодія лугу із кислотою протікає без каталізатора.
Приклад: КOH + HCl → КCl + H 2 O

Інгібітори - речовини, що уповільнюють реакцію.
Каталізатори та інгібітори самі під час реакції не витрачаються.

Види хімічних реакцій в органічній хімії

Приєднання - Це реакції, при яких кілька молекул речовини з'єднуються в одну.До реакцій приєднання належать:

• Гідрування – реакція, у процесі якої відбувається приєднання водню з кратного зв'язку.

Приклад: СН 3 -СН = СН 2 (пропен) + Н 2 → СН 3 -СН 2 -СН 3 (пропан)

Гідрогалогенування- Реакція, що приєднує галогенводень.

Приклад: СН 2 = СН 2 (етен) + НСl → СН 3 -СН 2 -Сl (хлоретан)

Алкіни реагують з галогеноводородами (хлороводнем, бромоводнем) так само, як і алкени. Приєднання до хімічної реакції проходить у 2 стадії, і визначається правилом Марковникова:

При приєднанні протонних кислот та води до несиметричних алкенів та алкінів атом водню приєднується до найбільш гідрогенізованого атома вуглецю.

Механізм цієї хімічної реакції. Утворюється в 1-ій, швидкій стадії, p-комплекс у 2-ій повільній стадії поступово перетворюється на s-комплекс - карбокатіон. У 3-й стадії відбувається стабілізація карбокатіону – тобто взаємодія з аніоном брому:

І1, І2 – карбокатіони. П1, П2 – броміди.

Галогеновмісні органічні похідні вважаються найважливішими сполуками, які застосовуються як в органічному синтезі, так і як цільові продукти. Галогенпохідні вуглеводнів, вважаються вихідними продуктами в велику кількістьреакцій нуклеофільного заміщення. Що стосується практичного використаннясполук, що містять галоген, вони застосовуються у вигляді розчинників, наприклад хлоровмісні сполуки, холодильних агентів - хлорфторпохідні, фреони, пестицидів, фармацевтичних препаратів, пластифікаторів, мономерів для одержання пластмас.

Полімеризація – це особливий виглядреакції, коли молекули речовини, що мають відносну невелику молекулярну масу, приєднуються одна до одної, згодом утворюючи молекули речовини з високою молекулярною масою.

Хімічні реакції- Це процеси, в результаті яких з одних речовин утворюються інші, що відрізняються від них за складом та (або) будовою.

Класифікація реакцій:

I. За кількістю та складом реагуючих речовин і продуктів реакції:

1) Реакції, що йдуть без зміни складу речовини:

У неорганічній хімії це реакції перетворення одних алотропних модифікаційв інші:

C (графіт) → C (алмаз); P (білий) → P (червоний).

У органічної хімії це реакції ізомеризації – реакції, у яких з молекул однієї речовини утворюються молекули інших речовин тієї ж якісного і кількісного складу, тобто. з тією ж молекулярною формулою, але іншою будовою.

СН 2 -СН 2 -СН 3 → СН 3 -СН-СН 3

н-бутан 2-метилпропан (ізобутан)

2) Реакції, що йдуть зі зміною складу речовини:

а) Реакції сполуки (в органічній хімії приєднання) – реакції, у ході яких із двох і більше речовин утворюється одна складніша: S + O 2 → SO 2

В органічній хімії це реакції гідрування, галогенування, гідрогалогенування, гідратації, полімеризації.

СН 2 = СН 2 + НОН → СН 3 - СН 2 ВІН

б) Реакції розкладання (в органічній хімії відщеплення, елімінування) – реакції, під час яких із однієї складної речовини утворюється кілька нових речовин:

СН 3 - СН 2 ВІН → СН 2 = СН 2 + Н 2 О

2KNO 3 →2KNO 2 + O 2

В органічній хімії приклади реакцій відщеплення – дегідрування, дегідратація, дегідрогалогенування, крекінг.

в) Реакції заміщення – реакції, в ході яких атоми простої речовини заміщають атоми якогось елемента у складній речовині (в органічній хімії – реагентами та продуктами реакції часто є дві складні речовини).

CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl; 2Na+ 2H 2 O→ 2NaOH + H 2

Приклади реакцій заміщення, що не супроводжуються зміною ступенів окиснення атомів, украй нечисленні. Слід зазначити реакцію оксиду кремнію з солями кисневмісних кислот, яким відповідають газоподібні або леткі оксиди:

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 Про 5

г) Реакції обміну – реакції, під час яких дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами:

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O,
2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O

ІІ. За зміною ступенів окиснення хімічних елементів, що утворюють речовини

1) Реакції, що йдуть зі зміною ступенів окиснення, або ОВР:

∙2| N +5 + 3e - → N +2 (процес відновлення, елемент - окислювач),

∙3| Cu 0 – 2e – → Cu +2 (процес окислення, елемент – відновник),

8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

В органічній хімії:

C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH

2) Реакції, що йдуть без зміни ступенів окиснення хімічних елементів:

Li 2 O + H 2 O → 2LiOH,
HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O

ІІІ. По тепловому ефекту

1) Екзотермічні реакції протікають із виділенням енергії:

З + Про 2 → СО 2 + Q,
СH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q

2) Ендотермічні реакції протікають із поглинанням енергії:

СаCO 3 → CaO + CO 2 - Q

C 12 H 26 → C 6 H 14 + C 6 H 12 - Q

IV. За агрегатним станом реагуючих речовин

1) Гетерогенні реакції - реакції, в ході яких реагують речовини і продукти реакції знаходяться в різних агрегатних станах:

Fe(тв) + CuSO 4 (р-р) → Cu(тв) + FeSO 4 (р-р),
CaC 2 (тв) + 2H 2 O(ж) → Ca(OH) 2 (р-р) + C 2 H 2 (г)

2) Гомогенні реакції – реакції, в ході яких реагуючі речовини та продукти реакції знаходяться в одному агрегатному стані:

H 2 (г) + Cl 2 (г) → 2HCl(г),
2C 2 H 2 (г) + 5O 2 (г) → 4CO 2 (г) + 2H 2 O(г)

V. За участю каталізатора

1) Некаталітичні реакції, що йдуть без участі каталізатора:

2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О, С 2 Н 4 + 3О 2 → 2СО 2 + 2Н 2 О

2) Каталітичні реакції, що йдуть за участю каталізаторів:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

VI. У напрямку

1) Необоротні реакції протікають у цих умовах лише одному напрямку:

З 2 Н 4 + 3О 2 → 2СО 2 + 2Н 2 О

2) Оборотні реакції в даних умовах протікають одночасно у двох протилежних напрямках: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3

VII. За механізмом протікання

1) Радикальний механізм.

А: В → А · + В

Відбувається гомолітичний (рівноцінний) розрив зв'язку. При гемолітичному розриві пари електронів, що утворює зв'язок, ділиться таким чином, що кожна з частинок, що утворюються, отримує по одному електрону. При цьому утворюються радикали – незаряджені частинки з неспареними електрономами. Радикали - дуже реакційноздатні частинки, реакції за їх участю відбуваються в газовій фазі з великою швидкістюі часто із вибухом.

Радикальні реакції йдуть між радикалами і молекулами, що утворюються в ході реакції:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl +HCl

Приклади: реакції горіння органічних та неорганічних речовин, синтез води, аміаку, реакції галогенування та нітрування алканів, ізомеризація та ароматизація алканів, каталітичне окисненняалканів, полімеризація алкенів, вінілхлориду та ін.

2) Іонний механізм.

А: В → :А - + В +

Відбувається гетеролітичний (нерівноцінний) розрив зв'язку, при цьому обидва електрони зв'язку залишаються з однією з пов'язаних частинок. Утворюються заряджені частинок (катіони та аніони).

Іонні реакціїйдуть у розчинах між вже наявними або утворюються в ході реакції іонами.

Наприклад, у неорганічній хімії – це взаємодія електролітів у розчині, в органічній хімії – це реакції приєднання до алкенів, окислення та дегідрування спиртів, заміщення спиртової групи та інші реакції, що характеризують властивості альдегідів та карбонових кислот.

VIII. За видом енергії, що ініціює реакцію:

1) Фотохімічні реакції відбуваються за впливу квантів світла. Наприклад, синтез хлороводню, взаємодія метану з хлором, одержання озону в природі, процеси фотосинтезу та ін.

2) Радіаційні реакції ініціюються випромінюваннями великих енергій ( рентгенівськими променями, γ-променями).

3) Електрохімічні реакції ініціює електричний струмнаприклад, при електролізі.

4) Термохімічні реакції ініціюються тепловою енергією. До них відносяться всі ендотермічні реакціїта безліч екзотермічних, для ініціації яких необхідна теплота.

Курс хімії у школах починається у 8-му класі з вивчення загальних засаднауки: описуються можливі видизв'язки між атомами, типи кристалічних ґратта найпоширеніші механізми реакцій. Це стає фундаментом вивчення важливого, але більш специфічного розділу - неорганіки.

Що це таке

Це наука, яка розглядає принципи будови, основні властивостіта реакційну здатність всіх елементів таблиці Менделєєва. Важливу рольу неорганіці грає Періодичний закон, який упорядковує систематичну класифікацію речовин щодо зміни їхньої маси, номера та типу.

Курс охоплює і сполуки, що утворюються при взаємодії елементів таблиці (виняток становить лише область вуглеводнів, що розглядається у розділах органіки). Завдання з неорганічної хімії дозволяють відпрацювати отримані теоретичні знанняна практиці.

Наука в історичному аспекті

Назва "неорганіка" з'явилася відповідно до уявлення, що вона охоплює частину хімічного знанняяка не пов'язана з діяльністю біологічних організмів.

Згодом було доведено, що більша частина органічного світуможе виробляти і неживі сполуки, а вуглеводні будь-якого типу синтезуються в умовах лабораторії. Так, з амонію ціанату, що є сіллю в хімії елементів, німецький учений Велер зміг синтезувати сечовину.

Щоб уникнути плутанини з номенклатурою та класифікацією типів досліджень обох наук, програма шкільного та університетського курсів слідом за загальною хімієюпередбачає вивчення неорганіки як фундаментальну дисципліну. У науковому світізберігається аналогічна послідовність.

Класи неорганічних речовин

Хімія передбачає таку подачу матеріалу, за якої вступні глави неорганіки розглядають Періодичний закон елементів. особливого типу, яка заснована на припущенні, що атомні зарядиядер впливають на властивості речовин, причому ці параметри змінюються циклічно. Спочатку таблиця будувалася як відображення збільшення атомних маселементів, але незабаром дана послідовністьбула відкинута через її неспроможність у тому аспекті, у якому вимагають розгляду даного питання неорганічні речовини.

Хімія, крім таблиці Менделєєва, передбачає наявність близько сотні постатей, кластерів і діаграм, що відбивають періодичність якостей.

В даний час популярним є зведений варіант розгляду такого поняття, як класи неорганічної хімії. У стовпцях таблиці вказуються елементи залежно від фізико-хімічних властивостей, У рядках - аналогічні один одному періоди.

Прості речовини у неорганіці

Знак у таблиці Менделєєва та проста речовина у вільному стані – найчастіше різні речі. У першому випадку відображається лише конкретний виглядатомів, у другому - тип з'єднання частинок та їх взаємовплив у стабільних формах.

Хімічний зв'язок у простих речовинах зумовлює їх поділ на сімейства. Так, можна виділити два великі різновиди груп атомів - метали та неметали. Перше сімейство налічує 96 елементів із 118 вивчених.

Метали

Металевий тип передбачає наявність однойменного зв'язку між частинками. Взаємодія заснована на усуспільненні електронів решітки, що характеризується неспрямованістю та ненасичуваністю. Саме тому метали добре проводять тепло, заряди, мають металевим блиском, ковкістю та пластичністю.

Умовно метали знаходяться ліворуч у таблиці Менделєєва під час проведення прямої лінії від бору до астату. Елементи, близькі за прихильністю до цієї межі, найчастіше носять прикордонний характері і виявляють подвійність властивостей (наприклад, германій).

Метали здебільшого утворюють основні сполуки. Ступені окислення таких речовин зазвичай не перевищують двох. У групі металевість підвищується, а періоді зменшується. Наприклад, радіоактивний францій виявляє основні властивості, ніж натрій, а сімействі галогенів у йоду навіть утворюється металевий блиск.

Інакше справа в періоді - завершують підрівні перед якими знаходяться речовини з протилежними властивостями. У горизонтальному просторі таблиці Менделєєва реакційна здатність елементів, що виявляється, змінюється від основної через амфотерну до кислотної. Метали – добрі відновники (приймають електрони при утворенні зв'язків).

Неметали

Даний вид атомів включають основні класи неорганічної хімії. Неметали займають праву частинутаблиці Менделєєва, виявляючи типово кислотні властивості. Найбільш часто ці елементи зустрічаються у вигляді сполук один з одним (наприклад, борати, сульфати, вода). У вільному молекулярному станівідомо існування сірки, кисню та азоту. Існує також кілька двоатомних газів-неметалів - крім двох вищезгаданих, до них можна віднести водень, фтор, бром, хлор та йод.

Є найпоширенішими речовинами землі - особливо часто зустрічаються кремній, водень кисень і вуглець. Йод, селен і миш'як поширені дуже мало (сюди ж можна віднести радіоактивні та нестійкі конфігурації, які розташовані в останніх періодахтаблиці).

У сполуках неметали поводяться переважно як кислоти. Є потужними окислювачами за рахунок можливості приєднання додаткового числаелектронів для завершення рівня.

у неорганіці

Крім речовин, представлених однією групою атомів, розрізняють сполуки, що включають кілька різних конфігурацій. Такі речовини можуть бути бінарними (що складаються з двох різних частинок), три-, чотириелементними і так далі.

Двохелементні речовини

Особливого значення бінарності зв'язку в молекулах надає хімія. Класи неорганічних сполуктакож розглядаються з погляду освіченої між атомами зв'язку. Вона може бути іонною, металевою, ковалентною (полярною чи неполярною) або змішаною. Зазвичай такі речовини чітко виявляють основні (за наявності металу), амфортерні (двійні - особливо для алюмінію) чи кислотні (якщо є елемент із ступенем окислення від +4 і від) якості.

Триелементні асоціати

Теми неорганічної хімії передбачають розгляд цього виду об'єднання атомів. З'єднання, що складаються з більш ніж двох груп атомів (найчастіше неорганіки мають справу з триелементними видами), зазвичай утворюються за участю компонентів, що значно відрізняються один від одного за фізико-хімічними параметрами.

Можливі види зв'язку - ковалентний, іонний та змішаний. Зазвичай триелементні речовини з поведінки схожі на бінарні за рахунок того, що одна з сил міжатомної взаємодії значно міцніша за іншу: слабка формується в другу чергу і має можливість дисоціювати в розчині швидше.

Класи неорганічної хімії

Переважна більшість речовин, що вивчаються в курсі неорганіки, можна розглянути за простою класифікацією залежно від їх складу та властивостей. Так, розрізняють оксиди та солі. Розгляд їхнього взаємозв'язку краще почати зі знайомства з поняттям окислених форм, в яких можуть виявитися майже будь-які неорганічні речовини. Хімія таких асоціатів розглядається в розділах про оксиди.

Оксиди

Окис є сполукою будь-якого хімічного елементаз киснем у ступені окисленості, що дорівнює -2 (у пероксидах -1 відповідно). Утворення зв'язку відбувається за рахунок віддачі та приєднання електронів з відновленням 2 (коли найбільш електронегативним елементом є кисень).

Можуть виявляти і кислотні, і амфотерні та основні властивості залежно від другої групи атомів. Якщо оксиді він перевищує ступеня окислення +2, якщо неметал - від +4 і від. У зразках із двоїстою природою параметрів досягається значення +3.

Кислоти в неорганіці

Кислотні сполуки мають реакцію середовища менше 7 за рахунок вмісту катіонів водню, які можуть перейти в розчин та згодом замінитись іоном металу. За класифікацією є складними речовинами. Більшість кислот можна отримати шляхом розведення відповідних оксидів водою, наприклад, утворюючи сірчану кислоту після гідратації SO 3 .

Основна неорганічна хімія

Властивості даного виду сполук обумовлені наявністю гідроксильного радикалу ВІН, що дає реакцію середовища вище 7. Розчинні основиназиваються лугами, вони є найбільш сильними у цьому класі речовин за рахунок повної дисоціації (розпаду на іони у рідині). Група ВІН при утворенні солей може замінюватись кислотними залишками.

Неорганічна хімія- це двоїста наука, яка може описати речовини з різних точокзору. У протолітичній теорії основи розглядаються як акцептори катіону водню. Такий підхід розширює поняття про цей клас речовин, називаючи лугом будь-яку речовину, здатну прийняти протон.

Солі

Даний вид сполук знаходиться між підставами і кислотами, оскільки є продуктом їх взаємодії. Так, як катіон виступає зазвичай іон металу (іноді амонію, фосфонію або гідроксонію), а як аніонна речовина - кислотний залишок. При утворенні солі водень заміщується іншою речовиною.

Залежно від співвідношення кількості реагентів та його сили стосовно друг до друга раціонально розглядати кілька видів продуктів взаємодії:

• основні солі виходять, якщо гідроксильні групи заміщені в повному обсязі (такі речовини мають лужну реакцію середовища);
• кислі солі утворюються в у протилежному випадку- при нестачі реагуючої основи водень частково залишається у поєднанні;
• найвідомішими та найпростішими для розуміння є середні (або нормальні) зразки - вони є продуктом повної нейтралізації реагентів з утворенням води та речовини тільки з катіоном металу або його аналогом та кислотним залишком.

Неорганічна хімія - це наука, що передбачає розподіл кожного з класів на фрагменти, які розглядаються в різний час: одні - раніше, інші - пізніше При більш поглибленому вивченнірозрізняють ще 4 види солей:

• Подвійні містять єдиний аніон за наявності двох катіонів. Зазвичай такі речовини утворюються в результаті зливання двох солей з однаковим кислотним залишком, але різними металами.
• Змішаний тип протилежний попередньому: його основою є один катіон із двома різними аніонами.
• Кристалогідрати - солі, у формулі яких є вода в кристалізованому стані.
• Комплекси - речовини, в яких катіон, аніон або обидва представлені у вигляді кластерів з утворюючим елементом. Такі солі можна отримати переважно у елементів підгрупи.

Як інші речовини, включені до практикуму з неорганічної хімії, які можна класифікувати як солі або як окремі розділи знання, можна назвати гідриди, нітриди, карбіди та інтерметаліди (з'єднання декількох металів, які не є сплавом).

Підсумки

Неорганічна хімія - це наука, яка цікавить кожного фахівця даної сфери незалежно від його інтересів. Вона включає в себе перші розділи, що вивчаються в школі з даному предмету. Курс неорганічної хімії передбачає систематизацію великих обсягів інформації відповідно до зрозумілої та простої класифікації.

Заняття 2

Класифікація хімічних реакцій у неорганічній хімії

Хімічні реакції класифікують за різними ознаками.

За кількістю вихідних речовин та продуктів реакції

Розкладання –реакція, в якій з однієї складної речовини утворюються дві і простіші або складніші речовини

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

З'єднання- реакція, в результаті якої з двох і більш простих або складних речовин, утворюється одна складніша

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

Заміщення– реакція, що протікає між простими та складними речовинами, при якій атоми простої речовини заміщаються на атоми одного з елементів у складній речовині.

Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2

Обмін– реакція, при якій дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Одна з реакцій обміну реакція нейтралізації– це реакція між кислотою та основою, в результаті якої виходить сіль та вода.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

По тепловому ефекту

Реакції, що протікають із виділенням тепла, називаються екзотермічними реакціями.

З + Про 2 → СО 2 + Q

2) Реакції, що протікають із поглинанням тепла, називаються ендотермічними реакціями.

N 2 + O 2 → 2NO – Q

За ознакою оборотності

Оборотні- Реакції, що проходять при одних і тих умовах у двох взаємопротилежних напрямках.

Реакції, які протікають тільки в одному напрямку та завершуються повним перетворенням вихідних речовин на кінцеві, називаються незворотними,при цьому повинен виділятися газ, осад, або малодисоціююча речовина-вода.

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Na 2 CO 3 +2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Окисно-відновні реакції- Реакції, що протікають зі зміною ступеня окислення.

Са + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

І реакції, що протікають без зміни ступеня окиснення.

HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O

5.Гомомгенніреакції, якщо вихідні речовини та продукти реакції знаходяться в одному агрегатному стані. І гетерогенніреакції, якщо продукти реакції та вихідні речовини знаходяться в різних агрегатних станах.

Наприклад: синтез аміаку.

Окисно-відновні реакції.

Розрізняють два процеси:

Окислення- Це віддача електронів, в результаті ступінь окиснення збільшується. Атом молекула або іон, що віддає електрон називається відновником.

Mg 0 - 2e → Mg +2

Відновлення –процес приєднання електронів, у результаті ступінь окиснення зменшується. Атом молекула або іон, що приєднує електрон називається окислювачем.

S 0 +2e → S -2

O 2 0 +4e → 2O -2

В окислювально-відновних реакціях має дотримуватися правила електронного балансу (число приєднаних електронів має дорівнювати числу відданих, вільних електронівбути не повинно). А так само повинен дотримуватися атомний баланс(число однойменних атомів у лівій частині має дорівнювати числу атомів у правій частині)

Правило написання окисно-відновних реакцій.

Написати рівняння реакції

Поставити ступені окислення

Знайти елементи, у яких змінюється ступінь окиснення

Виписати попарно їх.

Знайти окислювач та відновник

Написати процес окислення чи відновлення

Зрівняти електрони, користуючись правилом електронного балансу (знайти н.о.к.), розставивши коефіцієнти

Написати сумарне рівняння

Поставити коефіцієнти рівняння хімічної реакції

KClO 3 → KClO 4 + KCl; N 2 + H 2 → NH 3; H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O; Al + O 2 = Al 2 O 3;

Сu + HNO 3 → Cu (NO 3) 2 + NO + H 2 O; KClO 3 → KCl + O 2; P + N 2 O = N 2 + P 2 O 5;

NO 2 + H 2 O = HNO 3 + NO

. Швидкість хімічних реакцій. Залежність швидкості хімічних реакцій від концентрації, температури та природи реагуючих речовин.

Хімічні реакції протікають із різними швидкостями. Вивченням швидкості хімічної реакції, а також виявлення її залежності від умов проведення процесу займається наука - Хімічна кінетика.

гомогенної реакції визначається зміною кількості речовини в одиниці об'єму:

υ =Δ n / Δt ∙V

де n - зміна числа молей однієї з речовин (найчастіше вихідного, але може бути і продукту реакції), (моль);

V – обсяг газу чи розчину (л)

Оскільки Δ n / V = ​​ΔC (зміна концентрації), то

υ =Δ С / Δt (моль/л∙с)

υ гетерогенної реакції визначається зміною кількості речовини в одиницю часу на одиниці поверхні зіткнення речовин.

υ =Δ n / Δt ∙ S

де n - зміна кількості речовини (реагенту або продукту), (моль);

Δt – інтервал часу (с, хв);

S – площа поверхні зіткнення речовин (см 2, м 2)

Чому швидкість різних реакцій не однакова?

Щоб почалася хімічна реакція, молекули реагуючих речовин мають зіткнутися. Але не кожне їхнє зіткнення призводить до хімічної реакції. Для того, щоб зіткнення призвело до хімічної реакції, молекули повинні мати досить високу енергію. Частинки, здатні при зіткненні, вступати у хімічну реакцію, називаються активними.Вони мають надмірну енергію в порівнянні з середньою енергієюбільшості частинок – енергією активації Е акт . Активних частинок у речовині набагато менше, ніж із середньою енергією, тому для початку багатьох реакцій системі необхідно повідомити деяку енергію (спалах світла, нагрівання, механічний удар).

Енергетичний бар'єр (величина Е акт) різних реакцій різний, що він нижче, тим легше і швидше протікає реакція.

2. Фактори, що впливають на?(Кількість зіткнень частинок та їх ефективність).

1) Природа реагуючих речовин:їх склад, будова => енергія активації

▪ чим менше Е акттим більше υ;

2) Температура: при t на кожні 10 0 С, в 2-4 рази (правило Вант-Гоффа).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Завдання 1.Швидкість деякої реакції при 0 0 С дорівнює 1 моль/л ∙ год, температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3. Якою буде швидкість цієї реакції при 30 0 С?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 моль/л∙год

3) Концентрація:чим більше, тим частіше відбуваються зіткнення і . При постійній температурідля реакції mA + nB = C згідно із законом діючих мас:

υ = k ∙ С A m ∙ C B n

де k - Константа швидкості;

С – концентрація (моль/л)

Закон чинних мас:

Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних їх коефіцієнтам рівняння реакції.

Завдання 2.Реакція йде за рівнянням А +2В → С. У скільки разів і як зміниться швидкість реакції при збільшенні концентрації речовини В у 3 рази?

Рішення: υ = k ∙ З A m ∙ C B n

υ = k ∙ З A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ а ∙ у 2

υ 2 = k ∙ а ∙ 3 до 2

υ 1 / υ 2 = а ∙ у 2 / а ∙ 9 у 2 = 1/9

Відповідь: збільшиться у 9 разів

Для газоподібних речовин швидкість реакції залежить від тиску

Чим більший тиск, тим вища швидкість.

4) Каталізатори– речовини, що змінюють механізм реакції, зменшують Е акт => υ .

▪ Каталізатори залишаються незмінними після закінчення реакції

▪ Ферменти – біологічні каталізатори за природою білки.

▪ Інгібітори – речовини, які ↓ υ

1. При протіканні реакції концентрація реагентів:

1) збільшується

2) не змінюється

3) зменшується

4) не знаю

2. При протіканні реакції концентрація продуктів:

1) збільшується

2) не змінюється

3) зменшується

4) не знаю

3. Для гомогенної реакції А+В → … при одночасному збільшенні молярної концентрації вихідних речовин у 3 рази швидкість реакції зростає:

1) у 2 рази

2) у 3 рази

4) у 9 разів

4. Швидкість реакції H 2 + J 2 →2HJ знизиться у 16 ​​разів при одночасному зменшенні молярних концентрацій реагентів:

1) у 2 рази

2) у 4 рази

5. Швидкість реакції CO 2 + H 2 → CO + H 2 O при збільшенні молярних концентрацій у 3 рази (CO 2 ) та в 2 рази (H 2) зростає:

1) у 2 рази

2) у 3 рази

4) у 6 разів

6. Швидкість реакції C(T) + O 2 → CO 2 при V-const та збільшенні кількостей реагентів у 4 рази зростає:

1) у 4 рази

4) у 32 рази

10. Швидкість реакції А+В → … збільшиться за умови:

1) зниження концентрації А

2) підвищенні концентрації В

3) охолодженні

4) зниження тиску

7. Швидкість реакції Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 вище за використання:

1) порошку заліза, а не стружок

2) залізних стружок, а не порошку

3) концентрованої H 2 SO 4 а не розведеної H 2 SO 4

4) не знаю

8. Швидкість реакції 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 буде вищою, якщо використовувати:

1) 3%-й розчин H 2 O 2 і каталізатор

2) 30%-й розчин H 2 O 2 і каталізатор

3) 3% розчин H 2 O 2 (без каталізатора)

4) 30% розчин H 2 O 2 (без каталізатора)

Хімічна рівновага. Чинники, що впливають на зміщення рівноваги. Принцип Ле-Шательє.

Хімічні реакції за напрямом їх перебігу можна розділити

▪ Необоротні реакціїпротікають тільки в одному напрямку (реакції іонного обміну з, ↓, мдс, горіння та деякі ін.)

Наприклад, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3

▪ Оборотні реакціїза тих самих умов протікають у протилежних напрямах (↔).

Наприклад, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Стан оборотної реакції, при якому → = υ ← називається хімічним рівновагою.

Щоб реакція на хімічних виробництвах проходила якнайповніше, необхідно змістити рівновагу у бік продукту. Для того, щоб визначити, як той чи інший фактор змінить рівновагу в системі, використовують принцип Ле Шательє(1844 р.):

Принцип Ле Шательє: Якщо систему, що у стані рівноваги, надати зовнішнє вплив (змінити t, р, З), то рівновага зміститься у той бік, яка послабить цей вплив .

Рівновага зміщується:

1) при С реаг →,

при С прод ←;

2) при p (для газів) - у бік зменшення обсягу,

при ↓ р - у бік збільшення V;

якщо реакція протікає без зміни числа молекул газоподібних речовин, тиск не впливає на рівновагу в даній системі.

3) при t - у бік ендотермічної реакції (- Q),

при t - у бік екзотермічної реакції (+ Q).

Завдання 3.Як змінити концентрації речовин, тиск і температуру гомогенної системи PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q , щоб змістити рівновагу у бік розкладання PCl 5 (→)

↓ С (PCl 3) та С (Cl 2)

Завдання 4.Як зміститися хімічна рівновага реакції 2СО + Про 2 ↔ 2СО 2 + Q при

а) підвищення температури;

б) підвищення тиску

1. Спосіб, що зміщує рівновагу реакції 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 вправо (→), - це:

1) збільшення концентрації чадного газу

2) збільшення концентрації вуглекислого газу

3) зменшення концентрації оксиду мілини (I)

4) зменшення концентрації оксиду міді (ІІ)

2. У гомогенній реакції 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O при підвищенні тиску рівновага зміститься:

2) праворуч

3) не зміститься

4) не знаю

8. При нагріванні рівновагу реакції N 2 + O 2 2NO – Q:

1) зміститься праворуч

2) зміститься вліво

3) не зміститься

4) не знаю

9. При охолодженні рівновагу реакції H 2 + S H 2 S + Q:

1) зміститься вліво

2) зміститься праворуч

3) не зміститься

4) не знаю

1. Класифікація хімічних реакцій у неорганічній та органічній хімії

   Документ

   Завдання А 19 (ЄДІ 2012 р) Класифікація хімічних реакційв неорганічноїта органічної хімії. До реакційзаміщення відноситься взаємодія: 1) пропіна та води, 2) ...

2. Тематичне планування уроків хімії у 8-11 класах 6

   Тематичне планування

   1 Хімічні реакції 11 11 Класифікація хімічних реакційв неорганічної хімії. (З 1 Класифікація хімічних реакційв органічній хімії. (С) 1 Швидкість хімічних реакцій. Енергія активації. 1 Фактори, що впливають на швидкість хімічних реакцій ...

3. Питання до іспитів з хімії для студентів 1 го курсу ну(К)орк

   Документ

   Метану, застосування метану. Класифікація хімічних реакційв неорганічної хімії. Фізичні та хімічнівластивості та застосування етилену. Хімічнерівновага та умови його...

4. Неорганічна хімія у реакціях. Довідник Лідін Р.А., Молочко В.А., Андрєєва Л.Л.

   

   2-ге вид., перераб. та дод. – К.: 2007 – 637 с.

   Довідник містить 1100 неорганічних речовин, для яких наведено рівняння найважливіших реакцій. Вибір речовин обґрунтовувався їхньою теоретичною та лабораторно-промисловою важливістю. Довідник організований за алфавітним принципом хімічних формул і чітко розробленою структурою, забезпечений предметним покажчиком, що дозволяє легко знайти потрібну речовину. Не має аналогів у вітчизняній та зарубіжній хімічній літературі. Для студентів хімічних та хіміко-технологічних вузів. Може бути використаний викладачами вузів, аспірантами, науковими та інженерно-технічними працівниками хімічної промисловості, а також вчителями та учнями старших класів середньої школи.

   Формат: pdf

   Розмір: 36,2 Мб

   Дивитись, скачати:drive.google

   У довіднику подано хімічні властивості (рівняння реакцій) найважливіших з'єднань 109 елементів періодичної системи від водню до мейтнерію. Детально описано понад 1100 неорганічних речовин, відбір яких проводився за їх промисловою важливістю. хімічних процесів, мінеральна сировина), широті поширеності в інженерно-технічній та навчально-лабораторній практиці (модельні розчинники та реактиви, реагенти якісного аналізу) та застосування в нових галузях хімічної технології.
   Матеріал довідника розбитий на розділи, кожен із яких присвячений одному елементу, елементи розташовані за алфавітом їх символів (від актинія Ас до цирконію Zr).
   Будь-який розділ складається з ряду рубрик, перша з них відноситься до простої речовини, а всі наступні - до складним речовинам, в хімічних формулахяких елемент розділу стоїть першому (ліворуч) місці. Речовини кожного розділу перераховуються за алфавітом їх номенклатурних формул (при одному винятку: наприкінці розділів кислотоутворюючих елементів розміщені всі відповідні кислоти). Наприклад, у розділі «Актіній» є рубрики Ас, АсС13, AcF3, Ac(N03)3, Ac203, Ас(ОН)3. Формули з'єднань з комплексним аніоном дано в вигляді, що інвертується, тобто .
   Кожна рубрика містить короткий описречовини, де вказано його фарбування, термічна стійкість, розчинність, взаємодія (або його відсутність) з поширеними реактивами та ін., а також способи отримання даної речовини, оформлені як посилання на рубрики інших речовин. У посиланнях наводиться символ елемента розділу, номер рубрики та верхній індекс номер рівняння реакції.
   Далі в рубриці слідує пронумерований набір рівнянь реакцій, що відображає головні Хімічні властивостіцієї речовини. У загальному випадкупорядок розташування рівнянь наступний:
   - термічне розкладанняречовини;
   - зневоднення або розкладання кристалогідрату;
   - Відношення до води;
   - взаємодія з поширеними кислотами (при однотипності реакцій наведено рівняння лише хлороводневої кислоти);
   - взаємодія з лугами (як правило, з гідроксидом натрію);
   - взаємодія з гідратом аміаку;
   - взаємодія із простими речовинами;
   - Реакції обміну зі складними речовинами;
   - окисно-відновні реакції;
   - Реакції комплексоутворення;
   - електрохімічні реакції (електроліз розплаву та/або розчину).
   У рівняннях реакцій зазначені умови їх проведення та перебігу, коли це важливо для розуміння хімізму та ступеня оборотності процесу. До таких умов належать:
   - агрегатний стан реагентів та/або продуктів;
   - забарвлення реагентів та/або продуктів;
   - стан розчину або його характеристика (розбавлений, концентрований, насичений);
   - повільне перебіг реакції;
   - інтервал температур, тиск (підвищений або вакуум), каталізатор;
   - утворення осаду чи газу;
   - використаний розчинник, якщо він відрізняється від води;
   - інертне або інше особливе газове середовище.
   Наприкінці довідника є список літератури та предметний покажчик речовин рубрик.