Розкладання в органічній хімії. Класифікація хімічних реакцій в органічній та неорганічній хімії

Лекція: Класифікація хімічних реакційу неорганічній та органічній хімії

Види хімічних реакцій у неорганічної 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.

Приклад: 2Н 2 O 2 → 2Н 2 O + O 2

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

Заміщення – це певна хімічна реакція, яка проходить між деякими простими, а також складними речовинами.Атоми простої речовини, у цій реакції, заміщаються на атоми одного з елементів, що знаходиться в складній речовині.

Приклад: 2КI + Cl2 → 2КCl + I 2

Обмін - Це така реакція, при якій два складних за будовою речовини обмінюються своїми частинами.

Приклад: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2

Б) Класифікація з теплового ефекту:

Екзотермічні реакції – це певні хімічні реакції, у яких відбувається виділення тепла.
Приклади:

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:

Оборотні реакції – це реакції, які протікають за однакових умов у взаємопротилежних напрямках.

Приклад: 3H 2 + N 2 ⇌ 2NH 3

Необоротні реакції - Це реакції, які протікають тільки в одному напрямку, а так само завершуються повною витратою всіх вихідних речовин. При цих реакціях виділяєтегаз, осад, вода.
Приклад: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2

Г) Класифікація щодо зміни ступеня окиснення:

Окисно-відновні реакції – у процесі даних реакцій відбувається зміна ступеня окиснення.

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

Не окисно - відновлювальні - Реакції без зміни ступеня окислення.

Приклад: HNO3+KOH → KNO3+H2O.

Д) Класифікація за фазою:

Гомогенні реакції – реакції, що протікають в одній фазі, коли вихідні речовини та продукти реакції мають один агрегатний стан.

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

Гетерогенні реакції - Реакції, що протікають на поверхні розділу фаз, при яких продукти реакції та вихідні речовини мають різний агрегатний стан.
Приклад: CuO+H2 → Cu+H2O

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


Заміщення - Це реакція, в процесі якої відбувається заміна одного атома/групи атомів, у вихідній молекулі, на інші атоми/групи атомів.
Приклад: СН 4 + Сl 2 → СН 3 Сl + НСl

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.


Галогенування - Реакція, при якій приєднується галоген.Галогенуванням також називають всі процеси, в результаті яких в органічні сполуки вводяться атоми галогену. Це поняття вживається в "широкому значенні". Відповідно до даного поняття, розрізняють такі хімічні реакції на основі галогенування: фторування, хлорування, бромування, йодування.

Галогеновмісні органічні похідні вважаються найважливішими сполуками, які застосовуються як в органічному синтезі, так і як цільові продукти. Галогенпохідні вуглеводнів вважаються вихідними продуктами у великій кількості реакцій нуклеофільного заміщення. Що стосується практичного використання сполук, що містять галоген, то вони застосовуються у вигляді розчинників, наприклад хлорсодержащие сполуки, холодильних агентів - хлорфторпохідні, фреони, пестицидів, фармацевтичних препаратів, пластифікаторів, мономерів для отримання пластмас.


Гідратація- Реакції приєднання молекули води по кратному зв'язку.

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

Цілі уроку.Узагальнити уявлення про хімічну реакцію як про процес перетворення однієї або кількох вихідних речовин-реактивів на відрізняються від них за хімічним складом або будовою речовини - продукти реакції. Розглянути деякі з численних класифікацій хімічних реакцій за різними ознаками. Показати застосовність таких класифікацій для неорганічних та органічних реакцій. Розкрити відносний характер різних типів хімічних реакцій та взаємозв'язок різних класифікацій хімічних процесів.

Поняття про хімічні реакції, їх класифікація за різними ознаками порівняно для неорганічних та органічних речовин

Хімічна реакція - це зміна речовин, у якому розриваються старі і утворюються нові хімічні зв'язок між частинками («томами, іонами), у тому числі побудовані речовини (слайд 2).

Хімічні реакції класифікуються:
1. За кількістю та складом реагентів та продуктів (слайд 3)
а) розкладання (слайд 4)
Реакції розкладання в органічній хімії, на відміну реакцій розкладання в неорганічної хімії, мають власну специфіку. Їх можна розглядати як процеси, зворотні до приєднання, оскільки в результаті найчастіше утворюються кратні зв'язки або цикли.
б) з'єднання (слайд 5)
Щоб вступити в реакцію приєднання, органічна молекула повинна мати кратний зв'язок (або цикл), ця молекула буде головною (субстрат). Молекула простіше (часто неорганічна речовина, реагент) приєднується за місцем розриву кратного зв'язку або розкриття циклу
в) заміщення (слайд 6)
Їх відмінна ознака- Взаємодія простої речовини зі складним. Такі реакції є і в органічній хімії.
Проте поняття «заміщення» в органіці ширше, ніж у неорганічній хімії. Якщо в молекулі вихідної речовини якийсь атом або функціональна група замінюються на інший атом або групу, це також реакції заміщення, хоча з точки зору неорганічної хімії процес виглядає як реакція обміну.
г) обміну (зокрема і нейтралізації) (слайд 7)
Рекомендується провести у формі лабораторної роботи відповідно до рівнянь реакцій, запропонованих у презентації

2. По тепловому ефекту (слайд 8)
а) ендотермічні
б) екзотермічні (у тому числі реакції горіння)
У презентації запропоновані реакції з неорганічної та органічної хімії Реакції сполуки будуть реакціями екзотермічними, а реакції розкладання – ендотермічними (відносність цього висновку підкреслить рідкісний виняток – реакція азоту з киснем – ендотермічна:
N 2 + 0 2 -> 2 NO- Q

3. За використанням каталізатора (слайд 9)
б) некаталітичні

4. У напрямку (слайд 10)
а) каталітичні (у тому числі й ферментативні)
б) некаталітичні

5. По фазі (слайд 11)
а) гомогенні
б) гетерогенні

6. За зміною ступеня окиснення елементів, що утворюють реагенти та продукти (слайд 12)
а) окисно-відновні
б) без зміни ступеня окиснення
До окислювально-відновних у неорганічній хімії відносяться всі реакції заміщення і ті реакції розкладання та сполуки, в яких бере участь хоча б одна проста речовина. У більш узагальненому варіанті (вже з урахуванням органічної хімії): всі реакції за участю простих речовин. І навпаки, до реакцій, що йдуть без зміни ступенів окислення елементів, що утворюють реагенти та продукти реакції, відносяться всі реакції обміну.

Закріплення досліджуваної теми (слайд13-21).

Підсумок уроку.

Урок 2. «Карбонові кислоти: класифікація та номенклатура, будова карбоксильної групи, фізичні, Хімічні властивості, способи отримання граничних одноосновних карбонових кислот» (Слайд 1)

Цілі уроку.Дати поняття про карбонові кислоти та їх класифікацію порівняно з мінеральними кислотами. Розглянути основи міжнародної та тривіальної номенклатури та ізомерію цього типу органічних сполук. Розібрати будову карбоксильної групи та спрогнозувати хімічну поведінку карбонових кислот. Розглянути загальні властивостікарбонових кислот порівняно із властивостями мінеральних кислот. Дати поняття про особливі властивості карбонових кислот (реакції по радикалу та утворення функціональних похідних). Познайомити учнів з найбільш характерними представниками карбонових кислот і показати їх значення у природі та в житті людини.

Поняття про карбонові кислоти, їх класифікація за різними ознаками

Карбонові кислоти- клас органічних сполук, молекули якого містять карбоксильну групу – COOH. Склад граничних одноосновних карбонових кислот відповідає загальній формулі (Слайд 2)

Карбонові кислоти класифікуються:
За кількістю карбоксильних груп карбонові кислоти поділяються на (Слайд 3):

  • монокарбонові або одноосновні (оцтова кислота)
  • дикарбонові або двоосновні (щавлева кислота)

Залежно від будови вуглеводневого радикалу, з яким пов'язана карбоксильна група, карбонові кислоти поділяються на:

  • аліфатичні (оцтова або акрилова)
  • аліциклічні (циклогексанкарбонова)
  • ароматичні (бензойна, фталева)

Приклади кислот (Слайд 4)

Ізомерія та будова карбонових кислот
1.Ізомерія вуглецевого ланцюга (Слайд 5)
2. Ізомерія положення кратного зв'язку, наприклад:
СН 2 = СН - СН 2 - СООН Бутен-3-ова кислота (вінілоцтова кислота)
СН 3 – СН = СН – СООН Бутен-2-ова кислота (кротонова кислота)

3. Цис-, транс-ізомерія, наприклад:

Будова(Слайд 6)
Карбоксильна група СООН складається з карбонільної групи С=О та гідроксильної групи ВІН.
У групі З атом вуглецю несе частковий позитивний заряд і притягує до себе електронну пару атома кисню в групі ВІН. При цьому електронна щільність на атомі кисню зменшується, зв'язок О-Нпослаблюється:

У свою чергу група ВІН "гасить" позитивний заряд на групі СО.

Фізичні та хімічні властивості карбонових кислот
Нижчі карбонові кислоти – рідини з гострим запахом, добре розчинні у воді. З підвищенням відносної молекулярної маси розчинність кислот у питній воді зменшується, а температура кипіння підвищується. Вищі кислоти, починаючи з пеларгонової

З 8 Н 17 СООН – тверді речовини, без запаху, нерозчинні у воді.
Найбільш важливі хімічні властивості, характерні більшості карбонових кислот (Слайд 7,8):
1) Взаємодія з активними металами:
2 CH 3 COOH + Mg(CH 3 COO)2 Mg + H 2

2) Взаємодія з оксидами металів:
2СН 3 СООН + СаО(СН 3 СОО) 2 Са + Н 2 О

3) Взаємодія з основами:
CH 3 COOH + NaOHCH 3 COONa + H 2 O

4) Взаємодія із солями:
CH 3 COOH + NaHCO 3 CH 3 COONa + СО 2 + Н 2 О

5) Взаємодія зі спиртами (реакція етерифікації):
CH 3 COOH + СН 3 СН 2 ОНCH 3 COOСН 2 СН 3 + H 2 O

6) Взаємодія з аміаком:
CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COONH 4
При нагріванні амонійних солей карбонових кислот утворюються їх аміди:
CH 3 COONH 4 CH 3 CONH 2 + H 2 O
7) Під дією SOC l2 карбонові кислоти перетворюються на відповідні хлорангідриди.
CH 3 COOH + SOC l2 CH 3 COCl + HCl + SO 2

4. Міжкласова ізомерія : наприклад: З 4 Н 8 Про 2
СН 3 – СН 2 – СО – О – СН з метиловий ефір пропанової кислоти
СН 3 – СО – О – CH 2 – СН 3 етиловий ефір етанової кислоти
С3Н 7 – СООН бутанова кислота

(Слайд 9,10)
1. Окислення альдегідів та первинних спиртів - загальний спосіб одержання карбонових кислот:

2. Інший загальний спосіб - гідроліз галогензаміщених вуглеводнів, що містять три атоми галогену в одного атома вуглецю:

3 NaCl
3. Взаємодія реактиву Гриньяра з СО2:

4. Гідроліз складних ефірів:

5. Гідроліз ангідридів кислот:

Способи одержання карбонових кислот
Для окремих кислотіснують специфічні способи одержання (Слайд 11):
Для отримання бензойної кислотиможна використовувати окислення монозаміщених гомологів бензолу кислим розчином перманганату калію:

Оцтову кислотуодержують у промислових масштабах каталітичним окисленням бутану киснем повітря:

Мурашину кислотуодержують нагріванням оксиду вуглецю (II) з порошкоподібним гідроксидом натрію під тиском та обробкою отриманого форміату натрію сильною кислотою:

Застосування карбонових кислот(Слайд 12)

Закріплення вивченої теми (слайд13-14).

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 електронів не повинно бути). 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 енергією більшості 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. 1) Перша ознака класифікації – зміни ступеня окислення елементів, що утворюють реагенти і продукти.
    а) окисно-відновні

    FeS 2 + 18HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
    б) без зміни ступеня окиснення

    CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O
    Окисно-відновниминазивають реакції, що супроводжуються зміною ступенів окиснення хімічних елементів, що входять до складу реагентів. До окислювально-відновних у неорганічній хімії відносяться всі реакції заміщення і ті реакції розкладання та сполуки, в яких бере участь хоча б одна проста речовина. До реакцій, що йдуть без зміни ступенів окислення елементів, що утворюють реагенти та продукти реакції, відносяться всі реакції обміну.

    2) Хімічні реакції класифікуються за характером процесу, тобто за кількістю та складом реагентів та продуктів.
    -реакції з'єднання або приєднанняв органічній хімії.
    Щоб вступити в реакцію приєднання, органічна молекула повинна мати кратний зв'язок (або цикл), ця молекула буде головною (субстрат). Простіша молекула (часто неорганічна речовина, реагент) приєднується за місцем розриву кратного зв'язку або розкриття циклу.

    NH 3 + HCl = NH 4 Cl

    CaO + CO 2 = CaCO 3

    -Реакції розкладання.
    Реакції розкладання можна як процеси, зворотні соединению.

    C 2 H 5 Br = C 2 H 4 + HBr

    Hg(NO 3) 2 = Hg + 2NO 2 + O 2

    - Реакції заміщення.
    Їхня відмітна ознака - взаємодія простої речовини зі складною. Такі реакції є і в органічній хімії.
    Проте поняття «заміщення» в органіці ширше, ніж у неорганічній хімії. Якщо в молекулі вихідної речовини якийсь атом або функціональна група замінюються на інший атом або групу, це також реакції заміщення, хоча з точки зору неорганічної хімії процес виглядає як реакція обміну.

    Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4

    Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
    - Обміну (у тому числі і нейтралізації).

    CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O

    KCl + AgNO 3 = AgCl + KNO 3

    3) По можливості протікати у зворотному напрямку – оборотні та незворотні.

    4) За типом розриву зв'язків – гомолітичні (рівний розрив, кожен атом по 1 електрону отримує) та гетеролітичний (нерівний розрив – одному дістається пара електронів)

    5) За тепловим ефектом
    екзотермічні (виділення тепла) та ендотермічні (поглинання тепла). Реакції сполуки зазвичай будуть реакціями екзотермічними, а реакції розкладання - ендотермічними. Рідкісний виняток - реакція азоту з киснем - ендотермічна:
    N2 + О2 → 2NO - Q

    6) По фазі
    а) гомогенні (однорідні речовини, в одній фазі, наприклад г-г, реакції в розчинах)
    б) Гетерогенні (г-ж, г-тв, ж-тв, реакції між рідинами, що не змішуються)

    7) По використанню каталізатора. Каталізатор - речовина, що прискорює хімічну реакцію.
    а) каталітичні (зокрема і ферментативні) – без використання каталізатора мало йдуть.
    б) некаталітичні.

    Класифікацію хімічних реакцій у неорганічній та органічній хімії здійснюють на підставі різних класифікуючих ознак, відомості про які наведені в таблиці нижче.

    Необоротниминазивають реакції, що протікають тільки в прямому напрямку, в результаті яких утворюються продукти, що не взаємодіють між собою. До незворотних відносять хімічні реакції, в результаті яких утворюються малодисоційовані сполуки, відбувається виділення великої кількості енергії, а також ті, в яких кінцеві продукти йдуть зі сфери реакції в газоподібному вигляді або у вигляді осаду, наприклад:

    HCl + NaOH = NaCl + H2O

    2 Ca + O 2 = 2 CaO

    BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr

    Оборотниминазивають хімічні реакції, що протікають при даній температурі одночасно у двох протилежних напрямках із порівнянними швидкостями. Під час запису рівнянь таких реакцій знак рівності замінюють протилежно спрямованими стрілками. Найпростішим прикладом оборотної реакції є синтез аміаку взаємодією азоту та водню:

    N 2 +3H 2 ↔2NH 3

    За типом розриву хімічного зв'язку у вихідній молекулі розрізняють гомолітичні та гетеролітичні реакції.

    Гомолітичниминазиваються реакції, у яких у результаті розриву зв'язків утворюються частинки, мають неспарений електрон - вільні радикали.

    Гетеролітичниминазивають реакції, що протікають через утворення іонних частинок - катіонів та аніонів.

    Радикальними(ланцюговими) називають хімічні реакції за участю радикалів, наприклад:

    CH 4 + Cl 2 hv →CH 3 Cl + HCl

    Іонниминазивають хімічні реакції, що протікають за участю іонів, наприклад:

    KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

    Електрофільними називають гетеролітичні реакції органічних сполук з електрофілами - частинками, що несуть цілий чи дрібний позитивний заряд. Вони поділяються на реакції електрофільного заміщення та електрофільного приєднання, наприклад:

    C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl

    H 2 C = CH 2 + Br 2 → BrCH 2 -CH 2 Br

    Нуклеофільними називають гетеролітичні реакції органічних сполук з нуклеофілами – частинками, що несуть цілий чи дрібний негативний заряд. Вони поділяються на реакції нуклеофільного заміщення та нуклеофільного приєднання, наприклад:

    CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr

    CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O
    Екзотермічниминазивають хімічні реакції, які з виділенням теплоти. Умовне позначення зміни ентальпії (тепловмісту) H, а теплового ефекту реакції Q. Для екзотермічних реакцій Q > 0, а H< 0.

    ендотермічниминазивають хімічні реакції, які з поглинанням теплоти. Для ендотермічних реакцій Q< 0, а ΔH > 0.

    Гомогенниминазивають реакції, які у однорідної середовищі.

    Гетерогенниминазивають реакції, що протікають у неоднорідному середовищі, на поверхні дотику реагуючих речовин, що знаходяться в різних фазах, наприклад, твердої та газоподібної, рідкої та газоподібної, у двох рідинах, що не змішуються.

    Каталітичні реакції протікають лише у присутності каталізатора. Некаталітичні реакції йдуть за відсутності каталізатора.

    Класифікація органічних реакцій наведена у таблиці:


    Щоб користуватися попереднім переглядом презентацій, створіть собі обліковий запис ( обліковий запис) Google і увійдіть до нього: https://accounts.google.com


    Підписи до слайдів:

    Класифікація хімічних реакцій

    Хімічні реакції - хімічні процеси, в результаті яких з одних речовин утворюються інші, що відрізняються від них за складом і (або) будовою. При хімічних реакціях обов'язково відбувається зміна речовин, у якому рвуться старі й утворюються нові зв'язки між атомами. Ознаки хімічних реакцій: Виділяється газ Випаде осад 3) Відбувається зміна забарвлення речовин Виділяється або поглинається тепло, світло

    Хімічні реакції у неорганічній хімії

    Хімічні реакції у неорганічній хімії

    Хімічні реакції в неорганічній хімії 1. За зміною ступенів окиснення хімічних елементів: Окисно-відновні реакції: Окисно-відновні реакції – це реакції, що йдуть зі зміною ступенів окиснення елементів. Міжмолекулярна - це реакція, що йде зі зміною ступеня окиснення атомів у різних молекулах. -2 +4 0 2H 2 S + H 2 SO 3 → 3S + 3H 2 O +2 -1 +2.5 -2 2Na 2 S 2 O 3 + H 2 O 2 → Na 2 S 4 O 6 + 2NaOH

    Хімічні реакції в неорганічній хімії 1. За зміною ступенів окиснення хімічних елементів, що утворюють речовини: Окислювально-відновні реакції: 2. Внутрішньомолекулярна - це реакція, що йде зі зміною ступеня окиснення різних атомів в одній молекулі. Диспропорціонування - це реакція, що йде з одночасним збільшенням і зменшенням ступеня окислення атомів одного і того ж елемента. +1 +5 -1 3NaClO → NaClO 3 + 2NaCl

    2.1. Реакції, що йдуть без зміни складу речовин У неорганічній хімії до таких реакцій можна віднести процеси отримання алотропних модифікацій одного хімічного елемента, наприклад: С (графіт) С (алмаз) 3О 2 (кисень) 2О 3 (озон) Sn (біле олово) Sn (сіре олово) S (ромбічна) S (пластична) P (червоний) P (білий) Хімічні реакції в неорганічної хімії 2. За кількістю та складом реагуючих речовин:

    Хімічні реакції в неорганічній хімії 2. За кількістю та складом реагуючих речовин: 2.2. Реакції, що йдуть зі зміною складу речовини Реакції сполуки – це реакції, при яких із двох і більше речовин утворюється одна складна речовина. У неорганічній хімії все різноманіття реакції сполуки можна розглянути на прикладі реакції одержання сірчаної кислоти із сірки: а) одержання оксиду сірки(IV): S + O 2  SO 2 - з двох простих речовин утворюється одна складна; б) одержання оксиду сірки(VI) ) : 2 SO 2 + O 2 2SO 3 - з простої та складної речовин утворюється одна складна, в) отримання сірчаної кислоти: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - з двох складних речовин утворюється одна складна.

    Хімічні реакції в неорганічній хімії 2. За кількістю та складом реагуючих речовин: 2. Реакції розкладання – це такі реакції, при яких з однієї складної речовини утворюється кілька нових речовин. У неорганічній хімії все розмаїття таких реакцій можна розглянути на блоці реакцій одержання кисню лабораторними способами: а) розкладання оксиду ртуті(II) : 2HgO t 2Hg + O 2  - з однієї складної речовини утворюються дві прості. б) розкладання нітрату калію: 2KNO 3  t 2KNO 2 + O 2  - з однієї складної речовини утворюються одна проста і одна складна. в) розкладання перманганату калію: 2 KMnO 4 → t K 2 MnO 4 + MnO 2 +O 2 - з однієї складної речовини утворюються дві складні і одна проста.

    Хімічні реакції в неорганічній хімії 2. За кількістю та складом реагуючих речовин: 3. Реакції заміщення – це такі реакції, внаслідок яких атоми простої речовини заміщають атоми якогось елемента у складній речовині. У неорганічній хімії прикладом таких процесів може бути блок реакцій, що характеризують властивості металів: а) взаємодія лужних або лужноземельних металівз водою: 2 Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2  Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2  б) взаємодія металів з кислотами в розчині: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2  ) взаємодія металів із солями в розчині: Fe + Cu SO 4 = FeSO 4 + Cu г) металотермія: 2Al + Cr 2 O 3  t Al 2 O 3 + 2Cr

    4. Реакції обміну – це такі реакції, при яких дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами. , Н 2 Про). У неорганічній це може бути блок реакцій, що характеризують властивості лугів: а) реакція нейтралізації, що йде з утворенням солі та води: NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O або в іонному вигляді: ВІН - + Н + = Н 2 Про б ) реакція між лугом і сіллю, що йде з утворенням газу: 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3  + 2 H 2 O в) реакція між лугом і сіллю, що йде з утворенням осаду: Сі SO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4 Хімічні реакції в неорганічній хімії 2. За кількістю та складом реагуючих речовин:

    Хімічні реакції у неорганічній хімії 3. По тепловому ефекту: 3.1. Екзотермічні реакції: Екзотермічні реакції - це реакції, що протікають із виділенням енергії у зовнішнє середовище. До них відносяться майже всі реакції сполуки. Екзотермічні реакції, які протікають з виділенням світла, відносять до реакцій горіння, наприклад: 4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5 + Q 3.2. Ендотермічні реакції: Ендотермічні реакції – це реакції, що протікають із поглинанням енергії у зовнішнє середовище. До них відносяться майже всі реакції розкладання, наприклад: Випал вапняку: СаСО 3 t CaO + CO 2  - Q

    Хімічні реакції у неорганічній хімії 4. Оборотність процесу: 4.1. Необоротні реакції: Необоротні реакції протікають у цих умовах лише одному напрямку. До таких реакцій можна віднести всі реакції обміну, що супроводжуються утворенням осаду, газу або малодисоціюючої речовини (води) і всі реакції горіння: S + O 2 SO 2 ; 4 P + 5O 2  2P 2 O 5 ; Сі SO 4 + 2KOH  Cu(OH) 2  + K 2 SO 4 4.2. Оборотні реакції: Оборотні реакції в даних умовах протікають одночасно у двох протилежних напрямках. Таких реакцій переважна більшість. Наприклад: 2 SO 2 + O 2 2SO 3 N 2 +3H 2 2NH 3

    Каталізатори - це речовини, що беруть участь у хімічній реакції і змінюють її швидкість або напрямок, але після закінчення реакції залишаються незмінними якісно та кількісно. 5.1. Некаталітичні реакції: Некаталітичні реакції - це реакції, що йдуть без участі каталізатора: 2HgO t 2Hg + O 2 2Al + 6HCl t 2AlCl 3 + 3H 2 5.2.Каталітичні реакції: t реакції ,MnO 2 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2  P,t CO + NaOH  H-CO-ONa Хімічні реакції в неорганічній хімії 5 . Участь каталізатора

    Хімічні реакції у неорганічній хімії 6 . Наявність поверхні поділу фаз 6.1. Гетерогенні реакції: Гетерогенні реакції – це реакції, в яких реагуючі речовини та продукти реакції знаходяться в різних агрегатних станах (у різних фазах): FeO(т) + СО(г)  Fe(т) + СО 2 (г) + Q 2 Al(т) + 3С u С l 2 (р-р) = 3С u(т) + 2AlCl 3 (р-р) CaC 2 (т) + 2H 2 O (ж) = C 2 H 2  + Ca( OH) 2 (р-р) 6.2. Гомогенні реакції: Гомогенні реакції – це реакції, в яких реагуючі речовини та продукти реакції знаходяться в одному агрегатному стані (в одній фазі): 2С 2 Н 6 (г) + 7О 2 (г)  4СО 2 (г) + 6Н 2 О (г) 2 SO 2 (г) + O 2 (г) = 2SO 3 (г) + Q H 2 (г) + F 2 (г) = 2HF (г)