Типы химической реакции в неорганической химии. Типы химических реакций в органической химии. Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ

Цели урока. Обобщить представление о химической реакции как о процессе превращения одного или нескольких исходных веществ-реактивов в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества - продукты реакции. Рассмотреть некоторые из многочисленных классификаций химических реакций по различным признакам. Показать применимость таких классификаций для неорганических и органических реакций. Раскрыть относительный характер различных типов химических реакций и взаимосвязь различных классификаций химических процессов.

Понятие о химических реакциях, их классификация по различным признакам в сравнении для неорганических и органических веществ

Химическая реакция - это такое изменение веществ, при котором разрываются старые и образуются новые химические связи между частицами («томами, ионами), из которых построены вещества (слайд 2).

Химические реакции классифицируются:
1. По числу и составу реагентов и продуктов (слайд 3)
а) разложения (слайд 4)
Реакции разложения в органической химии, в отличие от реакций разложения в неорганической химии, имеют свою специфику. Их можно рассматривать как процессы, обратные присоединению, поскольку в результате чаще всего образуются кратные связи или циклы.
б) соединения (слайд 5)
Для того чтобы вступить в реакцию присоединения, органическая молекула должна иметь кратную связь (или цикл), эта молекула будет главной (субстрат). Молекула попроще (часто неорганическое вещество, реагент) присоединяется по месту разрыва кратной связи или раскрытия цикла.
в) замещения (слайд 6)
Их отличительный признак - взаимодействие простого вещества со сложным. Такие реакции есть и в органической химии.
Однако понятие «замещение» в органике шире, чем в неорганической химии. Если в молекуле исходного вещества какой-либо атом или функциональная группа заменяются на другой атом или группу, это тоже реакции замещения, хотя с точки зрения неорганической химии процесс выглядит как реакция обмена.
г) обмена (в том числе и нейтрализации) (слайд 7)
Рекомендуется провести в форме лабораторной работы согласно уравнений реакций, предложенных в презентации

2. По тепловому эффекту (слайд 8)
а) эндотермические
б) экзотермические (в том числе и реакции горения)
В презентации предложены реакции из неорганической и органической химии Реакции соединения будут реакциями экзотермическими, а реакции разложения - эндотермическими (относительность этого вывода подчеркнет редкое исключение - реакция азота с кислородом - эндотермическая:
N 2 + 0 2 -> 2 NO - Q

3. По использованию катализатора (слайд 9)
б) некаталитические

4. По направлению (слайд 10)
а) каталитические (в том числе и ферментативные)
б) некаталитические

5. По фазе (слайд 11)
а) гомогенные
б) гетерогенные

6. По изменению степени окисления элементов, образующих реагенты и продукты (слайд 12)
а) окислительно-восстановительные
б) без изменения степени окисления
К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. В более обобщенном варианте (уже с учетом и органической химии): все реакции с участием простых веществ. И наоборот, к реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.

Закрепление изученной темы (слайд13-21).

Итог урока.

Урок 2. «Карбоновые кислоты: классификация и номенклатура, строение карбоксильной группы, физические, химические свойства, способы получения предельных одноосновных карбоновых кислот» (Слайд 1).

Цели урока. Дать понятие о карбоновых кислотах и их классификации в сравнении с минеральными кислотами. Рассмотреть основы международной и тривиальной номенклатуры и изомерию этого типа органических соединений. Разобрать строение карбоксильной группы и спрогнозировать химическое поведение карбоновых кислот. Рассмотреть общие свойства карбоновых кислот в сравнение со свойствами минеральных кислот. Дать понятие об особенных свойствах карбоновых кислот (реакции по радикалу и образование функциональных производных). Познакомить учащихся с наиболее характерными представителями карбоновых кислот и показать их значение в природе и в жизни человека.

Понятие о карбоновых кислотах, их классификация по различным признакам

Карбоновые кислоты - класс органических соединений, молекулы которого содержат карбоксильную группу - COOH. Состав предельных одноосновных карбоновых кислот соответствует общей формуле (Слайд 2)

Карбоновые кислоты классифицируются:
По числу карбоксильных групп карбоновые кислоты делятся на (Слайд 3):

монокарбоновые или одноосновные (уксусная кислота)
дикарбоновые или двухосновные (щавелевая кислота)

В зависимости от строения углеводородного радикала, с которым связана карбоксильная группа, карбоновые кислоты делятся на:

алифатические (уксусная или акриловая)
алициклические (циклогексанкарбоновая)
ароматические (бензойная, фталевая)

Примеры кислот (Слайд 4)

Изомерия и строение карбоновых кислот
1.Изомерия углеродной цепи (Слайд 5)
2. Изомерия положения кратной связи, например:
СН 2 = СН – СН 2 – СООН Бутен-3-овая кислота (винилуксусная кислота)
СН 3 – СН = СН – СООН Бутен-2-овая кислота (кротоновая кислота)

3. Цис-, транс-изомерия, например:

Строение (Слайд 6)
Карбоксильная группа СООН состоит из карбонильной группы С=О и гидроксильной группы ОН.
В группе СО атом углерода несет частичный положительный заряд и притягивает к себе электронную пару атома кислорода в группе ОН. При этом электронная плотность на атоме кислорода уменьшается, и связь О-Н ослабляется:

В свою очередь, группа ОН "гасит" положительный заряд на группе СО.

Физические и химические свойства карбоновых кислот
Низшие карбоновые кислоты - жидкости с острым запахом, хорошо растворимые в воде. С повышением относительной молекулярной массы растворимость кислот в воде уменьшается, а температура кипения повышается. Высшие кислоты, начиная с пеларгоновой

С 8 Н 17 СООН - твердые вещества, без запаха, нерастворимые в воде.
Наиболее важные химические свойства, характерные для большинства карбоновых кислот (Слайд 7,8):
1) Взаимодействие с активными металлами:
2 CH 3 COOH + Mg(CH 3 COO)2 Mg + H 2

2) Взаимодействие с оксидами металлов:
2СН 3 СООН + СаО(СН 3 СОО) 2 Са + Н 2 О

3)Взаимодействие с основаниями:
CH 3 COOH + NaOHCH 3 COONa + H 2 O

4) Взаимодействие с солями:
CH 3 COOH + NaHCO 3 CH 3 COONa + СО 2 + Н 2 О

5) Взаимодействие со спиртами (реакция этерификации):
CH 3 COOH + СН 3 СН 2 ОНCH 3 COOСН 2 СН 3 + H 2 O

6) Взаимодействие с аммиаком:
CH 3 COOH + NH 3 CH 3 COONH 4
При нагревании аммонийных солей карбоновых кислот образуются их амиды:
CH 3 COONH 4 CH 3 CONH 2 + H 2 O
7) Под действием SOC l2 карбоновые кислоты превращаются в соответствующие хлорангидриды.
CH 3 COOH + SOC l2 CH 3 COCl + HCl + SO 2

4. Межклассовая изомерия: например: С 4 Н 8 О 2
СН 3 – СН 2 – СО – О – СН з метиловый эфир пропановой кислоты
СН 3 – СО – О – CH 2 – СН 3 этиловый эфир этановой кислоты
С3Н 7 – СООН бутановая кислота

(Слайд 9,10)
1. Окисление альдегидов и первичных спиртов - общий способ получения карбоновых кислот:

2. Другой общий способ - гидролиз галогензамещенных углеводородов, содержащих три атома галогена у одного атома углерода:

3 NaCl
3. Взаимодействие реактива Гриньяра с СО2:

4. Гидролиз сложных эфиров:

5. Гидролиз ангидридов кислот:

Способы получения карбоновых кислот
Для отдельных кислот существуют специфические способы получения(Слайд 11):
Для получения бензойной кислоты можно использовать окисление монозамещенных гомологов бензола кислым раствором перманганата калия:

Уксусную кислоту получают в промышленных масштабах каталитическим окислением бутана кислородом воздуха:

Муравьиную кислоту получают нагреванием оксида углерода (II) с порошкообразным гидроксидом натрия под давлением и обработкой полученного формиата натрия сильной кислотой:

Применение карбоновых кислот (Слайд 12)

Закрепление изученной темы (слайд13-14).

При протекании химических реакций происходит разрыв одних и возникновение других связей. Химические реакции условно делят на органические и неорганические. Органическими реакциям принято считать реакции, в которых, по крайней мере, одно из реагирующих веществ является органическим соединением, изменяющим свою молекулярную структуру в процессе реакции. Отличием органических реакций от неорганических является то, что, как правило, в них участвуют молекулы. Скорость таких реакции низка, а выход продукта обычно составляет всего лишь 50-80 %. Для повышения скорости реакции применяют катализаторы, повышают температуру или давление. Далее рассмотрим типы химических реакций в органической химии.

Классификация по характеру химических превращений

Реакции замещения
Реакции присоединения
Реакция изомеризации и перегруппировка
Реакции окисления
Реакции разложения

Реакции замещения

В ходе реакций замещения один атом или группа атомов в начальной молекуле замещается на иные атомы или группы атомов, образуя новую молекулу. Как правило, такие реакции характерны для насыщенных и ароматических углеводородов, например:

Реакции присоединения

При протекании реакций присоединения из двух или более молекул веществ образуется одна молекула нового соединения. Такие реакции характерны для ненасыщенных соединений. Различают реакции гидрирования (восстановления), галогенирования, гидрогалогенирования, гидратации, полимеризации и т.п:

Гидрирование – присоединение молекулы водорода:

Реакция элиминирования (отщепления)

В результате реакций отщепления органические молекулы теряют атомы или группы атомов, и образуется новое вещество, содержащее одну или несколько кратных связей. К реакциям элиминирования относятся реакции дегидрирования , дегидратации , дегидрогалогенирования и т.п.:

Реакции изомеризации и перегруппировка

В ходе таких реакций происходит внутримолекулярная перестройка, т.е. переход атомов или групп атомов с одного участка молекулы в другое без изменения молекулярной формулы вещества, участвующего в реакции, например:

Реакции окисления

В результате воздействия окисляющего реагента происходит повышение степени окисления углерода в органическом атоме, молекуле или ионе процесс за счет отдачи электронов, вследствие чего образуется новое соединение:

Реакции конденсации и поликонденсации

Заключаются во взаимодействии нескольких (двух и более) органических соединений с образованием новых С-С связей и низкомолекулярного соединения:

Поликонденсация – образование молекулы полимера из мономеров, содержащих функциональные группы с выделением низкомолекулярного соединения. В отличие от реакции полимеризации, в результате которых образуется полимер, имеющий состав, аналогичный мономеру, в результате реакций поликонденсации состав образованного полимера отличается от его мономера:

Реакции разложения

Это процесс расщепления сложного органического соединения на менее сложные или простые вещества:

С 18 H 38 → С 9 H 18 + С 9 H 20

Классификация химических реакций по механизмам

Протекание реакций с разрывом ковалентных связей в органических соединениях возможно по двум механизмам (т.е. пути, приводящему к разрыву старой связи и образованию новой) – гетеролитическому (ионному) и гомолитическому (радикальному).

Гетеролитический (ионный) механизм

В реакциях, протекающих по гетеролитическому механизму образуются промежуточные частицы ионного типа с заряженным атомом углерода. Частицы, несущие положительный заряд называются карбкатионы, отрицательный – карбанионы. При этом происходит не разрыв общей электронной пары, а ее переход к одному из атомов, с образованием иона:

Склонность к гетеролитическому разрыву проявляют сильно полярные, например Н–O, С–О и легко поляризуемые, например С–Вr, С–I связи.

Реакции, протекающие по гетеролитическому механизму делят на нуклеофильные и электрофильные реакции. Реагент, располагающий электронной парой для образования связи называют нуклеофильным или электронодонорным. Например, HO — ,RO — , Cl — , RCOO — , CN — , R — , NH 2 , H 2 O, NH 3 , C 2 H 5 OH, алкены, арены.

Реагент, имеющий незаполненную электронную оболочку и способные присоединить пару электронов в процессе образования новой связи.называют электрофильным реагентам относятся следующие катионы: Н + , R 3 C + , AlCl 3 , ZnCl 2 , SO 3 , BF 3 , R-Cl, R 2 C=O

Реакции нуклеофильного замещения

Характерны для алкил- и арилгалогенидов:

Реакции нуклеофильного присоединения

Реакции электрофильного замещения

Реакции электрофильного присоединения

Гомолитический (радикальный механизм)

В реакциях, протекающих по гомолитическому (радикальному) механизму на первой стадии происходит разрыв ковалентной связи с образованием радикалов. Далее образовавшийся свободный радикал выступает в качестве атакующего реагента. Разрыв связи по радикальному механизму свойственен для неполярных или малополярных ковалентных связей (С–С, N–N, С–Н).

Различают реакции радикального замещения и радикального присоединения

Реакции радикального замещения

Характерны для алканов

Реакции радикального присоединения

Характерны для алкенов и алкинов

Таким образом, мы рассмотрели основные типы химических реакций в органической химии

Категории ,

Химические реакции можно классифицировать по следующим признакам:
1. По числу и составу исходных и образующихся веществ

2. По степени окисления

3. По обратимости процесса

4. По тепловому эффекту

5. По наличию катализатора

6. По агрегатному состоянию

1. По степени окисления. Окислительно – Восстановительные реакции. Это реакции при которых один элемент отдаёт электрон, а другой принимает.

Na + O 2 = 2Na 2 O

4Na – 1e = Na 4 восстановитель

O 2 + 2х2e = 2O 1окислитель

2. По числу и составу исходных образующихся веществ:

А) Реакции соединения (из двух простых веществ образуется одно сложное)

Б) Реакции разложения (из одного сложного вещества образуется два или несколько простых)

В) Реакции обмена (реакции между сложными веществами в результате которых она обменивается своими составными частями)

Г) Реакции замещения (реакции между сложными и простыми веществами, в результате которых один из атомов в сложном веществе замещается на простое вещество)

3. По тепловому эффекту:

А) Экзотермические реакции (Реакции идут с выделением теплоты)

SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q

B) Эндотермические реакции (Реакции идут с поглощением теплоты)

C 4 H 10 = C 4 H 8 + H 2 – Q

4. По обратимости реакции делятся на обратимые и не обратимые

(При определённых условиях реакции протекают в противоположных направлениях)

5. По наличию катализатора реакции делятся на каталитические и не каталитические.

6. По агрегатному состоянию реакции делятся на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные – реагирующие и образующиеся вещества находятся в одном агрегатном состоянии

Cl 2 + H 2 = 2HCl

Гетерогенные – реагирующие и образующиеся вещества находятся в разных агрегатных состояниях

2C 2 H 2 +5O 2 = 4CO 2 + 2H 2 O +Q

Диеновые углеводороды, их строение, свойства, получение и практическое значение.

Алкодиены – это ацеклическиеуглеводороды в молекуле которых помимо одинарных связей имеется две двойные связи между атомами углерода и которые соответствуют общей формуле C n H 2 n -2

По расположению двойных связей различают три вида алкодиенов:

1. Алкодиеныскумулированными расположением двойных связей

CH 2 = C = CH 2 - пропадиен

2. Алкодиены с сопряжёнными двойными связями

CH 2 = CH - CH = CH 2 – бутадиен 1,3

3. Алкодиены с изолированным расположением двойных связей

CH 2 = CH – CH 2 - CH = CH 2 -пентадиен 1,4

Физические свойства.

Пропадиен и бутадиен 1,3 газообразные вещества, алкодиены с изолированными связями – жидкости, высшие диены – твёрдые вещества.

Химические свойства.

Для алкодиенов характерны реакции присоединения:

1. Реакция галогенирования (присоединение галогенов идёт за счёт двойных связей)

CH 2 = CH – CH = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br = CHBr – CH = CH 2 - 3,4дибромбутен– 1

2. Реакция гидрирования (присоединение водорода)

CH 2 = CH – CH = CH 2 + H 2 = CH 3 – CH 2 – CH = CH 2 – бутен-1

3. Реакция полимеризации (соединение множества молекул мономера в молекулу полимера).

CH 2 = CH – CH = CH 2 = (-CH 2 – CH = CH – CH 2 -) n - синтетический бутадиеновый каучук

Получение.

В нашей стране производство бутадиена началось с 1932г. Метод получения его из этилового спирта был разработан академиком С.В. Лебедевым

Но более перспективным методом в получении бутадиена является дегидрирование бутана, содержащегося в нефтяных газах. Для этой цели бутан пропускают над нагретым катализатором.

Применение.

Диеновые углеводороды в основном применяются для синтеза каучуков.

CH 2 = CH – CH = CH 3 - 1,3 бутадиен (бутадиеновый каучук)

Синтетические каучуки образуются в результате реакции полимеризации соответствующих мономеров.

Билет №4

Общие способы получения металлов. Практическое значение электролиза.

Металлы в природе встречаются в основном в виде соединений, в свободном виде встречаются только металл, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после водорода.

Получение металлов из руд (соединений) задача металургии, Существуют следующие способы получения металлов: пирометалургия, гидрометалургия и электрометалургия.

1. Пирометаллургия – это восстановление металлов из руд с помощью углерода, оксида углерода (II) , СО и водорода, при высокой температурею

2ZnO + C → 2Zn + CO 2

Fe2O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2

CuO + H 2 →Cu + H 2 O

Если в качестве восстановителя используется металл, то данный метод называется металлотермией

Cr 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Cr

2. Гидрометаллургия – это восстановление металлов из солей в растворе. Процесс идёт в два этапа: природное соединение растворяют в подходящем для получения соли данного металла.

CuO + H 2 SO 4 →CuSO 4 + H 2 O

Металл из раствора вытесняют более активным металлом.

CuSO 4 + Fe→FeSO 4 + Cu

3. Электрометаллургия – это восстановление металлов в процессе электролиза растворов или расплавов соединений.

Электролиз – это окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

2NaCl ↔ 2Na + Cl 2

2Na + 2e → 2Na

2Cl – 2e→Cl 2

Применение электролиза
Электролиз растворов и расплавов веществ используют в промышленности:

1. Для получения металлов (щелочные металлы – Алюминий)

2. Для получения водорода, галогенов и щелочей

3. Для очистки металлов (рафинирование)

4. Для защиты металлов от коррозии

5. Получение металлических копий и пластинок

Химические свойства веществ выявляются в разнообразных химических реакциях.

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями . Часто встречается и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

В левой части уравнения пишутся формулы исходных веществ (реагентов), в правой части — веществ, получаемых в результате протекания химической реакции (продуктов реакции, конечных веществ). Знак равенства, связывающий левую и правую часть, указывает, что общее количество атомов веществ, участвующих в реакции, остается постоянным. Это достигается расстановкой перед формулами целочисленных стехиометрических коэффициентов, показывающих количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции. Если химическая реакция протекает под влиянием внешних воздействий (температура, давление, излучение и т.д.), это указывается соответствующим символом, как правило, над (или «под») знаком равенства.

Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.

В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Природа переносимых частиц.

5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

6. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом — выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0):

С +О 2 = СО 2 + Q

и эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом — поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H >0):

N 2 +О 2 = 2NО — Q.

Такие реакции относят к термохимическим .

Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.

Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ

1. Реакции соединения

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .

2. Реакции разложения

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

	t o
4HNO 3	=	2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,
(NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга :

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 ,

или дегидрирования

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 .

3. Реакции замещения

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 ,

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 ,

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 .

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 ,

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

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена :

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl.

4. Реакции обмена

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,

AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3 ,

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации :

НСl + КОН = КСl + Н 2 О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 ,

Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О,

СН 3 СООNа + Н 3 РО 4 = СН 3 СООН + NаН 2 РО 4 .

5. Реакции переноса.

При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой:

АВ + ВС = А + В 2 С,

А 2 В + 2СВ 2 = АСВ 2 +АСВ 3 .

Например:

2AgCl + SnCl 2 = 2Ag + SnCl 4 ,

H 2 O + 2NO 2 = HNO 2 + HNO 3 .

Классификация реакций по фазовым признакам

В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:

1. Газовые реакции


H 2 + Cl 2		2HCl.

2. Реакции в растворах

NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н 2 О(ж)

3. Реакции между твердыми веществами

	t o
СаО(тв) +SiO 2 (тв)	=	СаSiO 3 (тв)

Классификация реакций по числу фаз.

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:

1.Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.

2.Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции

CO 2 (г) + NaOH(p-p) = NaHCO 3 (p-p).

газотвердофазные реакции

СO 2 (г) + СаО(тв) = СаСO 3 (тв).

жидкотвердофазные реакции

Na 2 SO 4 (р-р) + ВаСl 3 (р-р) = ВаSО 4 (тв)↓ + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО 3) 2 (р-р) + Н 2 SО 4 (р-р) = СО 2 (r) +Н 2 О(ж) + СаSО 4 (тв)↓.

Классификация реакций по типу переносимых частиц

1. Протолитические реакции.

К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.

В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:

К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Zn + 2H + → Zn 2 + + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.

3. Лиганднообменные реакции.

К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2 ,

Fe + 5CO = ,

Al(OH) 3 + NaOH = .

Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.

4. Реакции атомно-молекулярного обмена.

К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О.

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2 ,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О.

Классификация химических реакций

Реферат по химии ученика 11 класса средней шк.№ 653 Николаева Алексея

В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Природа переносимых частиц.

5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

6. Тепловой эффект.

7. Явление катализа.

Классификация по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции.

Реакции соединения.

A + B + C = D

Неорганическая химия.

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .

Органическая химия.

В органической химии такие реакции часто называют реакциями присоединения. В них обычно участвуют соединения, содержащие двойную или тройную связь. Разновидности реакций присоединения: гидрирование, гидратация, гидрогалогенирование, полимеризация. Примеры данных реакций:

T o

Н 2 С = СН 2 + Н 2 → CН 3 – СН 3

этилен этан

T o

HC=CH + HCl → H 2 C=CHCl

ацетилен хлорвинил

T o

n СН 2 =СН 2 → (-СН 2 -СН 2 -)n

Этилен полиэтилен

Реакции разложения.

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Неорганическая химия.

	t o
CuSO 4 5H 2 O		CuSO 4 + 5H 2 O

	t o
4HNO 3		2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,

(NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Органическая химия.

В органической химии к реакциям разложения относятся: дегидратация, дегидрирование» крекинг, дегидрогалогенирование, а также реакции деполимеризации, когда из полимера образуется исходный мономер. Соответствующие уравнения реакций:

T o

С 2 Н 5 ОН → C 2 H 4 + Н 2 O

T o

С 6 Н 14 → С 6 Н 6 + 4Н 2

гексан бензол

C 8 H 18 → C 4 H 10 + C 4 H 8

Октан бутан бутен

C 2 H5Br → C 2 H 4 + НВг

бромэтан этилен

(-СН 2 – СН = С - СН 2 -)n → n СН 2 = СН – С = СН 2

\СНз \ СНз

природный каучук 2-метилбутадиен-1,3

Реакции замещения.

А + ВС = АВ + С.

Неорганическая химия.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2

2 КС lO 3 + l 2 = 2KlO 3 + С l 2 .

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2

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

Органическая химия.

В органической химии реакции замещения понимаются шире, то есть замещать может не один атом, а группа атомов или замещается не атом, а группа атомов. К разновидности реакции замещения можно отнести нитрование и галогенирование предельных углеводородов, ароматических соединений и спиртов:

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

бензол бромбензол

C 2 H 5 OH + HCl → C 2 H 5 Cl + H 2 O

Этанол хлорэтан

Реакции обмена.

АВ + СD = АD + СВ.

Неорганическая химия

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами - оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О

AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена - реакции нейтрализации:

НСl + КОН = КСl + Н 2 О.

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2

Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О

Органическая химия

НСООН + NaOH → HCOONa + Н 2 O

муравьиная кислота формиат натрия

реакции гидролиза:

Na 2 CO3 + Н 2 О
NaHCO 3 + NaOH

карбонат натрия гидрокарбонат натрия

СО 3 + Н 2 О
НСО 3 + ОН

реакции этерификации:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH
CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

уксусная этанол этиловый эфир уксусной кислоты

Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

Газовые реакции

	t o
H 2 + Cl 2		2HCl.

Реакции в растворах

NaОН(рр) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н 2 О(ж)

Реакции между твердыми веществами

	t o
СаО (тв ) +SiO 2 (тв )		СаSiO 3 (тв)

Число фаз, в которых находятся участники реакции.

Гомогенные (однофазные) реакции.

К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.

Гетерогенные (многофазные) реакции.

К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции

CO 2 (г) + NaOH(p-p) = NaHCO 3 (p-p).

газотвердофазные реакции

СO 2 (г) + СаО(тв) = СаСO 3 (тв).

жидкотвердофазные реакции

Na 2 SO 4 (рр) + ВаСl 3 (рр) = ВаSО 4 (тв)↓ + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО 3) 2 (рр) + Н 2 SО 4 (рр) = СО 2 (r) +Н 2 О(ж) + СаSО 4 (тв)↓.

Природа переносимых частиц.

Протолитические реакции.

В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием - вещество, способное присоединять протон, например:

К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.

Окислительно-восстановительные реакции.

Все химические реакции подразделяются на такие, в которых степени окисления не изменяются (например, реакция обмена) и на такие, в которых происходит изменение степеней окисления. Их называют окислительно-восстановительными реакциями. Ими могут быть реакции разложения, соединения, замещения и другие более сложные реакции. Например:

Zn + 2 H + → Zn 2 + + H 2

FeS 2 + 8HNO 3 (конц ) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O

Лиганднообменные реакции.

К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорноакцепторному механизму. Например :

Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2

Fe + 5CO =

Al(OH) 3 + NaOH =

Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

Необратимые реакции.

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2 ,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О

Обратимые реакции.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:

А + В
АВ.

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН
СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О.

2SO 2 +O 2
2SO 3 + Q

Следовательно, данные реакции не идут до конца, потому, что одновременно происходят две реакции - прямая (между исходными веществами) и обратная (разложение продукта реакции).

Классификация по тепловому эффекту.

Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакции, называется тепловым эффектом данной реакции. По тепловому эффекту реакции делят:

Экзотермические.

Протекают с выделением тепла

СН 4 + 2O 2 → СО 2 + 2Н 2 O + Q

Н 2 + Cl 2 → 2HC l + Q

Эндотермические.

Протекают с поглощением тепла

N 2 + О 2 → 2NO-Q

2Н 2 O → 2Н 2 + O 2 - Q

Классификация с учетом явления катализа.

Каталитические.

К ним относятся все процессы с участием катализаторов.

Кат .

2SO 2 + O 2
2SO 3

Некаталитические.

К ним относятся любые мгновенно протекающие реакции в растворах

BaCl 2 + H 2 SO 4 = 2HCl + BaSO 4 ↓

Список литературы

Ресурсы Интернет:

http://chem.km.ru – «Мир Химии»

http :// chemi . org . ru – «Пособие для абитуриентов. Химия»

http :// hemi . wallst . ru – «Альтернативный учебник по химии для 8-11 классов»

«Руководство по химии. Поступающим в ВУЗы» - Э.Т. Оганесян, М. 1991г.

Большой Энциклопедический Словарь. Химия» - М. 1998г.