Ķīmiskās reakcijas (ķīmiskas parādības)- tie ir procesi, kuru rezultātā no dažām vielām veidojas citas, kas pēc sastāva vai struktūras atšķiras no sākotnējām. Kad notiek ķīmiskas reakcijas, nemainās konkrēta elementa atomu skaits vai izotopu savstarpējā pārveide.

Ķīmisko reakciju klasifikācija ir daudzšķautņaina, pamatojoties uz dažādiem raksturlielumiem: reaģentu un reakcijas produktu skaitu un sastāvu, termisko efektu, atgriezeniskumu utt.

I. Reakciju klasifikācija pēc reaģentu skaita un sastāva

A. Reakcijas, kas notiek, nemainot vielas kvalitatīvo sastāvu . Tās ir neskaitāmas vienkāršu vielu alotropās pārvērtības (piemēram, skābeklis ↔ ozons (3O 2 ↔2O 3), baltā alva ↔ pelēkā alva); pāreja, kad dažu cietvielu temperatūra mainās no viena kristāliskā stāvokļa citā - polimorfās pārvērtības(piemēram, dzīvsudraba (II) jodīda sarkanie kristāli, karsējot, pārvēršas par tāda paša sastāva dzeltenu vielu; atdzesējot notiek apgrieztais process); izomerizācijas reakcijas (piemēram, NH 4 OCN ↔ (NH 2) 2 CO) utt.

B. Reakcijas, kas rodas, mainoties reaģējošo vielu sastāvam.

Saliktās reakcijas- Tās ir reakcijas, kurās no divām vai vairākām izejvielām veidojas viena jauna kompleksa viela. Izejvielas var būt vienkāršas vai sarežģītas, piemēram:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5; 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3; CaO+ H2O =Ca(OH)2.

Sadalīšanās reakcijas ir reakcijas, kurās no vienas sākotnējās kompleksās vielas veidojas divas vai vairākas jaunas vielas. Vielas, kas veidojas šāda veida reakcijās, var būt vienkāršas vai sarežģītas, piemēram:

2HI = H2 + I2; CaCO 3 =CaO+ CO 2; (CuOH) 2 CO 3 = CuO + H 2 O + CO 2.

Aizvietošanas reakcijas- tie ir procesi, kuros vienkāršas vielas atomi aizstāj kāda elementa atomus sarežģītā vielā. Tā kā aizvietošanas reakcijās kā viena no reaģentiem obligāti ir nepieciešama vienkārša viela, gandrīz visas šāda veida transformācijas ir redoks, piemēram:

Zn + H2SO4 = H2 + ZnSO4; 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3; H2S + Br2 = 2HBr + S.

Apmaiņas reakcijas ir reakcijas, kurās divas sarežģītas vielas apmainās ar savām sastāvdaļām. Apmaiņas reakcijas var notikt tieši starp diviem reaģentiem, nepiedaloties šķīdinātājam, piemēram: H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O 2 (ciets) + 4HF (g) = SiF 4 + 2H 2; O.

Apmaiņas reakcijas, kas notiek elektrolītu šķīdumos, sauc jonu apmaiņas reakcijas. Šādas reakcijas ir iespējamas tikai tad, ja viena no iegūtajām vielām ir vājš elektrolīts un tiek atbrīvota no reakcijas sfēras gāzes vai slikti šķīstošas ​​vielas veidā (Berthollet likums):

AgNO 3 +HCl=AgCl↓ +HNO 3 vai Ag + +Cl - =AgCl↓;

NH4Cl+ KOH =KCl+NH3 +H2O vai NH4 + +OH - =H2O+NH3;

NaOH+HCl=NaCl+H2O vai H++OH - =H2O.

II. Reakciju klasifikācija pēc termiskā efekta

A. Reakcijas, kas rodas, izdaloties siltumenerģijai –eksotermiskas reakcijas (+ Q).

B. Reakcijas, kas rodas, absorbējot siltumu –endotermiskās reakcijas (– Q).

Termiskais efekts reakcija attiecas uz siltuma daudzumu, kas tiek atbrīvots vai absorbēts ķīmiskās reakcijas rezultātā. Tiek saukts reakcijas vienādojums, kas nosaka tās termisko efektu termoķīmiski. Reakcijas termiskā efekta vērtību ir ērti norādīt uz 1 molu viena no reakcijas dalībniecēm, tāpēc termoķīmiskajos vienādojumos bieži var atrast daļskaitļus:

1/2N2 (g) + 3/2H2 (g) = NH3 (g) + 46,2 kJ / mol.

Visas degšanas reakcijas un lielākā daļa oksidācijas un savienojumu reakciju ir eksotermiskas. Sadalīšanās reakcijām parasti nepieciešama enerģija.

Ķīmisko reakciju klasifikācija

653. vidusskolas 11. klases skolnieka Alekseja Nikolajeva abstrakts par ķīmiju

Var izvēlēties šādus klasifikācijas raksturlielumus:

1. Izejvielu un reakcijas produktu skaits un sastāvs.

2. Reaģentu un reakcijas produktu fiziskais stāvoklis.

3. Fāžu skaits, kurās atrodas reakcijas dalībnieki.

4. Pārnesto daļiņu raksturs.

5. Iespējama reakcija uz priekšu un atpakaļ.

6. Termiskais efekts.

7. Katalīzes fenomens.

Klasifikācija pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva.

Saliktās reakcijas.

Savienojumam reaģējot no vairākām relatīvi vienkārša sastāva reaģējošām vielām, iegūst vienu sarežģītāka sastāva vielu:

A+B+C=D

Kā likums, šīs reakcijas pavada siltuma izdalīšanās, t.i. novest pie stabilāku un mazāk enerģijas bagātu savienojumu veidošanās.

Neorganiskā ķīmija.

Vienkāršu vielu savienojumu reakcijai vienmēr ir redokss. Savienojumu reakcijas, kas notiek starp sarežģītām vielām, var notikt bez valences izmaiņām:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2,

un arī to klasificē kā redoksu:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.

Organiskā ķīmija.

Organiskajā ķīmijā šādas reakcijas bieži sauc par pievienošanas reakcijām. Tie parasti ietver savienojumus, kas satur divkāršu vai trīskāršu saiti. Pievienošanas reakciju veidi: hidrogenēšana, hidratācija, hidrohalogenēšana, polimerizācija. Šo reakciju piemēri:

T o

H2C = CH2 + H2 → CH3 – CH3

etilēna etāns

T o

HC=CH + HCl → H2 C=CHCl

acetilēna vinilhlorīds

T o

n CH2=CH2 → (-CH2-CH2-)n

Etilēna polietilēns

Sadalīšanās reakcijas.

Sadalīšanās reakcijas noved pie vairāku savienojumu veidošanās no vienas sarežģītas vielas:

A = B + C + D.

Sarežģītas vielas sadalīšanās produkti var būt gan vienkāršas, gan sarežģītas vielas.

Neorganiskā ķīmija.

No sadalīšanās reakcijām, kas notiek, nemainot valences stāvokļus, ievērojama ir kristālisko hidrātu, bāzu, skābju un skābekli saturošu skābju sāļu sadalīšanās:

	t o
CuSO 4 5H 2 O		CuSO4 + 5H2O

	t o
4HNO3		2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O.

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,

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

Organiskā ķīmija.

Organiskajā ķīmijā sadalīšanās reakcijas ir: dehidratācija, dehidrogenēšana, krekinga, dehidrohalogenēšana, kā arī depolimerizācijas reakcijas, kad no polimēra veidojas sākotnējais monomērs. Atbilstošie reakciju vienādojumi ir:

T o

C2H5OH → C2H4+H2O

T o

C6H14 → C6H6 + 4H2

heksāns benzols

C8H18 → C4H10 + C4H8

Oktānskaitlis butāna butēns

C 2 H5Br → C 2 H 4 + HBr

brometāna etilēns

(-CH 2 - CH = C - CH 2 -) n → n CH 2 = CH - C = CH 2

\СНз \СНз

dabīgais kaučuks 2-metilbutadiēns-1,3

Aizvietošanas reakcijas.

Aizvietošanas reakcijās parasti vienkārša viela reaģē ar sarežģītu, veidojot citu vienkāršu vielu un vēl vienu sarežģītu:

A + BC = AB + C.

Neorganiskā ķīmija.

Šīs reakcijas pārsvarā pieder pie redoksreakcijām:

2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br 2

2 KS lO 3 + l 2 = 2KlO 3 + C l 2.

Aizvietošanas reakciju piemēri, kas nav saistīti ar izmaiņām atomu valences stāvokļos, ir ārkārtīgi maz. Jāatzīmē silīcija dioksīda reakcija ar skābekli saturošu skābju sāļiem, kas atbilst gāzveida vai gaistošiem anhidrīdiem:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5

Organiskā ķīmija.

Organiskajā ķīmijā aizvietošanas reakcijas tiek saprastas plašāk, tas ir, var aizstāt nevis vienu atomu, bet atomu grupu vai arī nevis atomu, bet atomu grupu. Aizvietošanas reakcijas veids ietver piesātināto ogļūdeņražu, aromātisko savienojumu un spirtu nitrēšanu un halogenēšanu:

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

benzols brombenzols

C 2 H 5 OH + HCl → C 2 H 5 Cl + H 2 O

Etanols hloretāns

Apmaiņas reakcijas.

Apmaiņas reakcijasir reakcijas starp diviem savienojumiem, kas savā starpā apmainās ar sastāvdaļām:

AB + CD = AD + CB.

Neorganiskā ķīmija

Ja aizvietošanas reakciju laikā notiek redoksprocesi, tad apmaiņas reakcijas vienmēr notiek, nemainot atomu valences stāvokli. Šī ir visizplatītākā reakciju grupa starp sarežģītām vielām - oksīdiem, bāzēm, skābēm un sāļiem:

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3

CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 + ZNaCl.

Īpašs šo apmaiņas reakciju gadījums ir neitralizācijas reakcija:

HCl + KOH = KCl + H 2 O.

Parasti šīs reakcijas pakļaujas ķīmiskā līdzsvara likumiem un notiek virzienā, kurā vismaz viena no vielām tiek izņemta no reakcijas sfēras gāzveida, gaistošas ​​vielas, nogulšņu vai zemas disociācijas (šķīdumiem) savienojuma veidā:

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2

Ca(HCO 3) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O

Organiskā ķīmija

HCOOH + NaOH → HCOONa + H 2 O

skudrskābes nātrija formiāts

hidrolīzes reakcijas:

Na 2 CO3 + H 2 O
NaHCO3 + NaOH

nātrija karbonāts nātrija bikarbonāts

CO 3 + H 2 O
HCO 3 + OH

esterifikācijas reakcijas:

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

etiķskābes etanols etiķskābes etilesteris

Reaģentu un reakcijas produktu fiziskais stāvoklis.

Gāzu reakcijas

	t o
H2+Cl2		2HCl.

Reakcijas šķīdumos

NaOH (pp) + HCl (p-p) = NaСl (p-p) + H 2 O (l)

Reakcijas starp cietām vielām

	t o
CaO (TV) + SiO 2 (TV)		CaSiO 3 (sols)

Fāžu skaits, kurās atrodas reakcijas dalībnieki.

Fāze tiek saprasta kā sistēmas viendabīgu daļu kopums ar vienādām fizikālajām un ķīmiskajām īpašībām un atdalītas viena no otras ar saskarni.

Homogēnas (vienfāzes) reakcijas.

Tie ietver reakcijas, kas notiek gāzes fāzē, un vairākas reakcijas, kas notiek šķīdumos.

Heterogēnas (daudzfāzu) reakcijas.

Tie ietver reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas dažādās fāzēs. Piemēram:

gāzes-šķidruma fāzes reakcijas

CO 2 (g) + NaOH (p-p) = NaHCO 3 (p-p).

gāzes un cietās fāzes reakcijas

CO 2 (g) + CaO (tv) = CaCO 3 (tv).

šķidrās-cietās fāzes reakcijas

Na 2 SO 4 (pp) + BaCl 3 (pp) = BaSO 4 (tv)↓ + 2NaCl (p-p).

šķidrums-gāze-cietā fāze reakcijas

Ca(HCO 3) 2 (pp) + H 2 SO 4 (pp) = CO 2 (r) + H 2 O (l) + CaSO 4 (tv)↓.

Pārnesto daļiņu raksturs.

Protolītiskās reakcijas.

Protolītiskās reakcijas ietver ķīmiskos procesus, kuru būtība ir protona pārnešana no vienas reaģējošas vielas uz citu.

Šīs klasifikācijas pamatā ir skābju un bāzu protolītiskā teorija, saskaņā ar kuru skābe ir jebkura viela, kas nodod protonu, un bāze ir viela, kas var pieņemt protonu, piemēram:

Protolītiskās reakcijas ietver neitralizācijas un hidrolīzes reakcijas.

Redoksreakcijas.

Visas ķīmiskās reakcijas iedala tajās, kurās oksidācijas pakāpe nemainās (piemēram, apmaiņas reakcija) un tajās, kurās mainās oksidācijas pakāpes. Tās sauc par redoksreakcijām. Tās var būt sadalīšanās reakcijas, savienojumi, aizstāšanas un citas sarežģītākas reakcijas. Piemēram:

Zn + 2 H + → Zn 2 + + H 2

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

Lielākā daļa ķīmisko reakciju ir redoksreakcijas, tām ir ārkārtīgi svarīga loma.

Ligandu apmaiņas reakcijas.

Tie ietver reakcijas, kuru laikā notiek elektronu pāra pārnešana, veidojot kovalento saiti, izmantojot donora-akceptora mehānismu. Piemēram:

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

Fe + 5CO =

Al(OH) 3 + NaOH =

Ligandu apmaiņas reakciju raksturīga iezīme ir tā, ka jaunu savienojumu veidošanās, ko sauc par kompleksiem, notiek, nemainot oksidācijas stāvokli.

Iespējama reakcija uz priekšu un atpakaļ.

Neatgriezeniskas reakcijas.

Neatgriezenisks Tie ir ķīmiski procesi, kuru produkti nespēj savstarpēji reaģēt, veidojot izejvielas. Neatgriezenisku reakciju piemēri ietver Berthollet sāls sadalīšanos karsēšanas laikā:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2,

vai glikozes oksidēšana ar atmosfēras skābekli:

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Atgriezeniskas reakcijas.

Atgriezenisks Tie ir ķīmiski procesi, kuru produkti spēj reaģēt viens ar otru tādos pašos apstākļos, kādos tie iegūti, veidojot izejvielas.

Atgriezeniskām reakcijām vienādojumu parasti raksta šādi:

A + B
AB.

Divas pretēji vērstas bultiņas norāda, ka vienādos apstākļos vienlaicīgi notiek gan uz priekšu, gan atpakaļgaitas reakcijas, piemēram:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH
CH 3 SOOS 2 H 5 + H 2 O.

2SO 2 +O 2
2SO 3 + Q

Līdz ar to šīs reakcijas nenotiek līdz galam, jo ​​vienlaikus notiek divas reakcijas - tiešā (starp izejvielām) un reversā (reakcijas produkta sadalīšanās).

Klasifikācija pēc termiskā efekta.

Siltuma daudzumu, kas izdalās vai absorbējas reakcijas rezultātā, sauc par šīs reakcijas termisko efektu. Atkarībā no termiskā efekta reakcijas tiek sadalītas:

Eksotermisks.

Noplūdes ar siltuma izdalīšanos

CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q

H 2 + Cl 2 → 2HC l + Q

Endotermisks.

Rodas ar siltuma absorbciju

N 2 + O 2 → 2NO-Q

2H2O → 2H2+O2-Q

Klasifikācija, ņemot vērā katalīzes fenomenu.

Katalītiskais.

Tie ietver visus procesus, kuros iesaistīti katalizatori.

kat.

2SO2 + O2
2SO 3

Nekatalītisks.

Tie ietver jebkuras momentānas reakcijas šķīdumos

BaCl 2 + H 2 SO 4 = 2HCl + BaSO 4 ↓

Bibliogrāfija

Interneta resursi:

http://chem.km.ru – “Ķīmijas pasaule”

http://chemi. org. ru – “Rokasgrāmata pretendentiem. Ķīmija"

http://hemi. wallst. ru – “Alternatīvā ķīmijas mācību grāmata 8.-11.klasei”

"Ķīmijas ceļvedis. Tiem, kas iestājas augstskolās” – E.T. Oganesjans, M. 1991

Lielā enciklopēdiskā vārdnīca. Ķīmija" - M. 1998

Ķīmiskās reakcijas ir jānošķir no kodolreakcijām. Ķīmisko reakciju rezultātā katra ķīmiskā elementa kopējais atomu skaits un tā izotopu sastāvs nemainās. Kodolreakcijas ir cita lieta - atomu kodolu transformācijas procesi to mijiedarbības ar citiem kodoliem vai elementārdaļiņām rezultātā, piemēram, alumīnija pārvēršanās magnijā:

27 13 Al + 1 1 H = 24 12 Mg + 4 2 He

Ķīmisko reakciju klasifikācija ir daudzšķautņaina, tas ir, to var balstīt uz dažādām īpašībām. Bet jebkura no šīm īpašībām var ietvert reakcijas gan starp neorganiskām, gan organiskām vielām.

Apskatīsim ķīmisko reakciju klasifikāciju pēc dažādiem kritērijiem.

I. Pēc reaģējošo vielu skaita un sastāva

Reakcijas, kas notiek, nemainot vielu sastāvu.

Neorganiskajā ķīmijā šādas reakcijas ietver viena ķīmiskā elementa alotropu modifikāciju iegūšanas procesus, piemēram:

C (grafīts) ↔ C (dimants)
S (orombisks) ↔ S (monoklīnisks)
P (balts) ↔ P (sarkans)
Sn (baltā alva) ↔ Sn (pelēkā alva)
3O 2 (skābeklis) ↔ 2O 3 (ozons)

Organiskajā ķīmijā šāda veida reakcijas var ietvert izomerizācijas reakcijas, kas notiek, nemainot ne tikai vielu molekulu kvalitatīvo, bet arī kvantitatīvo sastāvu, piemēram:

1. Alkānu izomerizācija.

Alkānu izomerizācijas reakcijai ir liela praktiska nozīme, jo izostruktūras ogļūdeņražiem ir mazāka detonācijas spēja.

2. Alkēnu izomerizācija.

3. Alkīnu izomerizācija (A.E. Favorska reakcija).

CH 3 - CH 2 - C= - CH ↔ CH 3 - C= - C- CH 3

etilacetilēna dimetilacetilēns

4. Haloalkānu izomerizācija (A.E. Favorsky, 1907).

5. Amonija cianīta izomerizācija karsējot.

Karbamīdu pirmo reizi sintezēja F. Vēlers 1828. gadā, karsējot izomerizējot amonija cianātu.

Reakcijas, kas rodas, mainoties vielas sastāvam

Var izšķirt četrus šādu reakciju veidus: kombinācija, sadalīšanās, aizstāšana un apmaiņa.

1. Saliktās reakcijas ir reakcijas, kurās no divām vai vairākām vielām veidojas viena kompleksa viela

Neorganiskajā ķīmijā var aplūkot dažādas savienojumu reakcijas, piemēram, izmantojot reakciju piemēru sērskābes iegūšanai no sēra:

1. Sēra oksīda (IV) sagatavošana:

S + O 2 = SO - no divām vienkāršām vielām veidojas viena kompleksa viela.

2. Sēra oksīda (VI) sagatavošana:

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - no vienkāršām un sarežģītām vielām veidojas viena kompleksa viela.

3. Sērskābes sagatavošana:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - no divām kompleksām vielām veidojas viena kompleksa viela.

Saliktas reakcijas piemērs, kurā viena kompleksa viela veidojas no vairāk nekā divām sākotnējām vielām, ir slāpekļskābes ražošanas pēdējais posms:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Organiskajā ķīmijā savienošanās reakcijas parasti sauc par “pievienošanas reakcijām”. Var aplūkot visu šādu reakciju daudzveidību, izmantojot tādu reakciju bloka piemēru, kas raksturo nepiesātināto vielu, piemēram, etilēna, īpašības:

1. Hidrogenēšanas reakcija — ūdeņraža pievienošana:

CH2 =CH2 + H2 → H3-CH3

etēns → etāns

2. Hidratācijas reakcija - ūdens pievienošana.

3. Polimerizācijas reakcija.

2. Sadalīšanās reakcijas ir reakcijas, kurās no vienas kompleksās vielas veidojas vairākas jaunas vielas.

Neorganiskajā ķīmijā skābekļa ražošanas reakciju blokā var aplūkot visas šādas reakcijas ar laboratorijas metodēm:

1. Dzīvsudraba(II) oksīda sadalīšanās - no vienas sarežģītas vielas veidojas divi vienkārši.

2. Kālija nitrāta sadalīšanās - no vienas kompleksās vielas veidojas viena vienkārša un viena kompleksa.

3. Kālija permanganāta sadalīšanās - no vienas kompleksās vielas veidojas divas sarežģītas un viena vienkārša viela, tas ir, trīs jaunas vielas.

Organiskajā ķīmijā sadalīšanās reakcijas var ņemt vērā reakciju blokā etilēna ražošanai laboratorijā un rūpniecībā:

1. Etanola dehidratācijas (ūdens izvadīšanas) reakcija:

C2H5OH → CH2=CH2+H2O

2. Etāna dehidrogenēšanas reakcija (ūdeņraža likvidēšana):

CH3-CH3 → CH2=CH2+H2

vai CH3-CH3 → 2C + ZN2

3. Propāna krekinga (šķelšanās) reakcija:

CH3-CH2-CH3 → CH2=CH2+CH4

3. Aizvietošanas reakcijas ir reakcijas, kurās vienkāršas vielas atomi aizstāj kāda elementa atomus sarežģītā vielā.

Neorganiskajā ķīmijā šādu procesu piemērs ir reakciju bloks, kas raksturo, piemēram, metālu īpašības:

1. Sārmu vai sārmzemju metālu mijiedarbība ar ūdeni:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

2. Metālu mijiedarbība ar skābēm šķīdumā:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2

3. Metālu mijiedarbība ar sāļiem šķīdumā:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4. Metallotermija:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Сr

Organiskās ķīmijas izpētes priekšmets nav vienkāršas vielas, bet tikai savienojumi. Tāpēc kā aizvietošanas reakcijas piemēru mēs piedāvājam piesātināto savienojumu, jo īpaši metāna, raksturīgāko īpašību - tā ūdeņraža atomu spēju aizstāt ar halogēna atomiem. Vēl viens piemērs ir aromātiska savienojuma (benzola, toluola, anilīna) bromēšana.

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

benzols → brombenzols

Pievērsīsim uzmanību aizvietošanas reakcijas īpatnībai organiskajās vielās: šādu reakciju rezultātā veidojas nevis vienkārša un sarežģīta viela, kā neorganiskajā ķīmijā, bet gan divas sarežģītas vielas.

Organiskajā ķīmijā aizvietošanas reakcijas ietver arī dažas reakcijas starp divām sarežģītām vielām, piemēram, benzola nitrēšanu. Formāli tā ir apmaiņas reakcija. Fakts, ka šī ir aizvietošanas reakcija, kļūst skaidrs tikai tad, ja tiek ņemts vērā tās mehānisms.

4. Apmaiņas reakcijas ir reakcijas, kurās divas sarežģītas vielas apmainās ar sastāvdaļām

Šīs reakcijas raksturo elektrolītu īpašības un šķīdumos notiek pēc Bertolē likuma, tas ir, tikai tad, ja rezultātā veidojas nogulsnes, gāze vai nedaudz disociējoša viela (piemēram, H 2 O).

Neorganiskajā ķīmijā tas var būt reakciju bloks, kas raksturo, piemēram, sārmu īpašības:

1. Neitralizācijas reakcija, kas notiek ar sāls un ūdens veidošanos.

2. Reakcija starp sārmu un sāli, kas notiek, veidojoties gāzei.

3. Reakcija starp sārmu un sāli, kā rezultātā veidojas nogulsnes:

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4

vai jonu formā:

Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2

Organiskajā ķīmijā mēs varam uzskatīt reakciju bloku, kas raksturo, piemēram, etiķskābes īpašības:

1. Reakcija, kas notiek, veidojoties vājam elektrolītam - H 2 O:

CH3COOH + NaOH → Na(CH3COO) + H2O

2. Reakcija, kas rodas, veidojoties gāzei:

2CH 3 COOH + CaCO 3 → 2CH 3 COO + Ca 2+ + CO 2 + H 2 O

3. Reakcija, kas notiek, veidojoties nogulsnēm:

2CH 3 COOH + K 2 SO 3 → 2K (CH 3 COO) + H 2 SO 3

2CH 3 COOH + SiO → 2CH 3 COO + H 2 SiO 3

II. Mainot ķīmisko elementu veidojošo vielu oksidācijas pakāpi

Pamatojoties uz šo pazīmi, izšķir šādas reakcijas:

1. Reakcijas, kas rodas, mainoties elementu oksidācijas pakāpēm, jeb redoksreakcijas.

Tās ietver daudzas reakcijas, tostarp visas aizstāšanas reakcijas, kā arī tās kombinācijas un sadalīšanās reakcijas, kurās ir iesaistīta vismaz viena vienkārša viela, piemēram:

1. Mg 0 + H + 2 SO 4 = Mg + 2 SO 4 + H 2

2. 2Mg 0 + O 0 2 = Mg +2 O -2

Sarežģītas redoksreakcijas tiek veidotas, izmantojot elektronu līdzsvara metodi.

2KMn +7 O4 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O

Organiskajā ķīmijā spilgts redoksreakciju piemērs ir aldehīdu īpašības.

1. Tos reducē līdz attiecīgajiem spirtiem:

Aldekīdi tiek oksidēti līdz atbilstošām skābēm:

2. Reakcijas, kas notiek, nemainot ķīmisko elementu oksidācijas pakāpes.

Tie ietver, piemēram, visas jonu apmaiņas reakcijas, kā arī daudzas savienojumu reakcijas, daudzas sadalīšanās reakcijas, esterifikācijas reakcijas:

HCOOH + CHgOH = HCOOCH 3 + H 2 O

III. Pēc termiskā efekta

Pamatojoties uz termisko efektu, reakcijas iedala eksotermiskās un endotermiskās.

1. Eksotermiskas reakcijas notiek, atbrīvojoties enerģijai.

Tie ietver gandrīz visas saliktās reakcijas. Rets izņēmums ir slāpekļa oksīda (II) sintēzes endotermiskā reakcija no slāpekļa un skābekļa un ūdeņraža gāzes reakcija ar cieto jodu.

Eksotermiskās reakcijas, kas rodas, izdaloties gaismai, tiek klasificētas kā sadegšanas reakcijas. Etilēna hidrogenēšana ir eksotermiskas reakcijas piemērs. Tas darbojas istabas temperatūrā.

2. Endotermiskas reakcijas notiek ar enerģijas absorbciju.

Acīmredzot tie ietvers gandrīz visas sadalīšanās reakcijas, piemēram:

1. Kaļķakmens apdedzināšana

2. Butāna plaisāšana

Reakcijas rezultātā atbrīvotās vai absorbētās enerģijas daudzumu sauc par reakcijas termisko efektu, un ķīmiskās reakcijas vienādojumu, kas norāda uz šo efektu, sauc par termoķīmisko vienādojumu:

H2(g) + C12(g) = 2HC 1(g) + 92,3 kJ

N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g) - 90,4 kJ

IV. Atbilstoši reaģējošo vielu agregācijas stāvoklim (fāzes sastāvs)

Pēc reaģējošo vielu agregācijas stāvokļa tās izšķir:

1. Heterogēnas reakcijas - reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos (dažādās fāzēs).

2. Homogēnās reakcijas - reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas vienā agregācijas stāvoklī (vienā fāzē).

V. Ar katalizatora līdzdalību

Pamatojoties uz katalizatora līdzdalību, tos izšķir:

1. Nekatalītiskas reakcijas, kas notiek bez katalizatora līdzdalības.

2. Katalītiskās reakcijas, kas notiek ar katalizatora piedalīšanos. Tā kā visas bioķīmiskās reakcijas, kas notiek dzīvo organismu šūnās, notiek, piedaloties īpašiem bioloģiskiem proteīna rakstura katalizatoriem - fermentiem, tās visas ir katalītiskas vai, precīzāk, fermentatīvas. Jāpiebilst, ka vairāk nekā 70% ķīmiskās rūpniecības izmanto katalizatorus.

VI. Uz priekšu

Pēc virziena tos izšķir:

1. Neatgriezeniskas reakcijas notiek noteiktos apstākļos tikai vienā virzienā. Tie ietver visas apmaiņas reakcijas, ko pavada nogulšņu, gāzes vai nedaudz disociējošas vielas (ūdens) veidošanās un visas degšanas reakcijas.

2. Atgriezeniskas reakcijas šajos apstākļos norit vienlaicīgi divos pretējos virzienos. Lielākā daļa šādu reakciju ir.

Organiskajā ķīmijā atgriezeniskuma zīmi atspoguļo procesu nosaukumi - antonīmi:

Hidrogenēšana - dehidrogenēšana,

Hidratācija - dehidratācija,

Polimerizācija - depolimerizācija.

Visas esterifikācijas reakcijas (pretēju procesu, kā jūs zināt, sauc par hidrolīzi) un olbaltumvielu, esteru, ogļhidrātu un polinukleotīdu hidrolīzi ir atgriezeniskas. Šo procesu atgriezeniskums ir dzīvā organisma vissvarīgākās īpašības - vielmaiņas pamatā.

VII. Pēc plūsmas mehānisma tos izšķir:

1. Radikālas reakcijas notiek starp radikāļiem un molekulām, kas veidojas reakcijas laikā.

Kā jau jūs zināt, visās reakcijās tiek pārtrauktas vecās ķīmiskās saites un veidojas jaunas ķīmiskās saites. Saites pārraušanas metode izejvielas molekulās nosaka reakcijas mehānismu (ceļu). Ja vielu veido kovalentā saite, tad šo saiti var pārraut divos veidos: hemolītiskā un heterolītiskā. Piemēram, molekulām Cl 2, CH 4 uc tiek realizēta saišu hemolītiskā šķelšanās, kas novedīs pie daļiņu veidošanās ar nepāra elektroniem, tas ir, brīvajiem radikāļiem.

Radikāļi visbiežāk veidojas tad, kad tiek pārtrauktas saites, kurās kopīgie elektronu pāri ir aptuveni vienādi sadalīti starp atomiem (nepolārā kovalentā saite), taču daudzas polārās saites var arī pārraut līdzīgā veidā, īpaši, ja reakcija notiek gāzes fāzē un gaismas ietekmē, kā, piemēram, iepriekš apskatīto procesu gadījumā - C 12 un CH 4 mijiedarbība. Radikāļi ir ļoti reaģējoši, jo tiem ir tendence pabeigt savu elektronu slāni, paņemot elektronu no cita atoma vai molekulas. Piemēram, kad hlora radikālis saduras ar ūdeņraža molekulu, tas izraisa kopīgā elektronu pāra, kas savieno ūdeņraža atomus, pārtraukšanu un veido kovalento saiti ar vienu no ūdeņraža atomiem. Otrais ūdeņraža atoms, kļuvis par radikāli, veido kopīgu elektronu pāri ar hlora atoma nepāra elektronu no sabrūkošās Cl 2 molekulas, kā rezultātā veidojas hlora radikālis, kas uzbrūk jaunai ūdeņraža molekulai utt.

Reakcijas, kas pārstāv secīgu transformāciju ķēdi, sauc par ķēdes reakcijām. Par ķēdes reakciju teorijas izstrādi diviem izciliem ķīmiķiem - mūsu tautietim N. N. Semenovam un anglim S. A. Hinšelvudam tika piešķirta Nobela prēmija.
Aizvietošanas reakcija starp hloru un metānu notiek līdzīgi:

Lielākā daļa organisko un neorganisko vielu sadegšanas reakciju, ūdens, amonjaka sintēze, etilēna, vinilhlorīda uc polimerizācija notiek ar radikālu mehānismu.

2. Jonu reakcijas notiek starp joniem, kas jau ir vai veidojas reakcijas laikā.

Tipiskas jonu reakcijas ir mijiedarbība starp elektrolītiem šķīdumā. Joni veidojas ne tikai elektrolītu disociācijas laikā šķīdumos, bet arī elektriskās izlādes, apkures vai starojuma ietekmē. Piemēram, γ-stari pārvērš ūdens un metāna molekulas molekulāros jonos.

Saskaņā ar citu jonu mehānismu notiek ūdeņraža halogenīdu, ūdeņraža, halogēnu pievienošanas reakcijas alkēniem, spirtu oksidēšanās un dehidratācija, spirta hidroksilgrupas aizstāšana ar halogēnu; reakcijas, kas raksturo aldehīdu un skābju īpašības. Šajā gadījumā jonus veido polāro kovalento saišu heterolītiskā šķelšanās.

VIII. Atbilstoši enerģijas veidam

Izšķir reakcijas ierosināšanu:

1. Fotoķīmiskās reakcijas. Tos ierosina gaismas enerģija. Papildus iepriekš apskatītajiem fotoķīmiskajiem HCl sintēzes procesiem vai metāna reakcijai ar hloru, tie ietver ozona veidošanos troposfērā kā sekundāru atmosfēras piesārņotāju. Primārā loma šajā gadījumā ir slāpekļa oksīdam (IV), kas gaismas ietekmē veido skābekļa radikāļus. Šie radikāļi mijiedarbojas ar skābekļa molekulām, kā rezultātā veidojas ozons.

Ozona veidošanās notiek tik ilgi, kamēr ir pietiekami daudz gaismas, jo NO var mijiedarboties ar skābekļa molekulām, veidojot to pašu NO 2. Ozona un citu sekundāro gaisa piesārņotāju uzkrāšanās var izraisīt fotoķīmisko smogu.

Šāda veida reakcija ietver arī vissvarīgāko augu šūnās notiekošo procesu - fotosintēzi, kuras nosaukums runā pats par sevi.

2. Radiācijas reakcijas. Tos ierosina augstas enerģijas starojums - rentgenstari, kodolstarojums (γ-stari, a-daļiņas - He 2+ utt.). Ar radiācijas reakciju palīdzību tiek veikta ļoti ātra radiopolimerizācija, radiolīze (radiācijas sadalīšanās) utt.

Piemēram, fenola divpakāpju ražošanas vietā no benzola to var iegūt, benzolam reaģējot ar ūdeni starojuma ietekmē. Šajā gadījumā no ūdens molekulām veidojas radikāļi [OH] un [H], ar kuriem benzols reaģē, veidojot fenolu:

C6H6 + 2[OH] → C6H5OH + H2O

Gumijas vulkanizāciju var veikt bez sēra, izmantojot radiovulkanizāciju, un iegūtā gumija nebūs sliktāka par tradicionālo gumiju.

3. Elektroķīmiskās reakcijas. Tos ierosina elektriskā strāva. Papildus labi zināmajām elektrolīzes reakcijām norādīsim arī elektrosintēzes reakcijas, piemēram, reakcijas neorganisko oksidētāju rūpnieciskai ražošanai.

4. Termoķīmiskās reakcijas. Tos ierosina siltumenerģija. Tie ietver visas endotermiskās reakcijas un daudzas eksotermiskās reakcijas, kuru uzsākšanai nepieciešama sākotnējā siltuma padeve, tas ir, procesa uzsākšana.

Iepriekš apspriestā ķīmisko reakciju klasifikācija ir atspoguļota diagrammā.

Ķīmisko reakciju klasifikācija, tāpat kā visas citas klasifikācijas, ir nosacīta. Zinātnieki vienojās sadalīt reakcijas noteiktos veidos atbilstoši identificētajām īpašībām. Bet lielāko daļu ķīmisko pārvērtību var iedalīt dažādos veidos. Piemēram, raksturosim amonjaka sintēzes procesu.

Šī ir salikta reakcija, redoks, eksotermiska, atgriezeniska, katalītiska, neviendabīga (precīzāk, neviendabīga-katalītiska), kas notiek ar spiediena samazināšanos sistēmā. Lai veiksmīgi vadītu procesu, ir jāņem vērā visa sniegtā informācija. Konkrēta ķīmiskā reakcija vienmēr ir daudzkvalitatīva, un to raksturo dažādas īpašības.

Ķīmisko reakciju klasifikācija neorganiskajā un organiskajā ķīmijā

Ķīmiskās reakcijas jeb ķīmiskās parādības ir procesi, kuru rezultātā no dažām vielām veidojas citas, kas no tām atšķiras pēc sastāva un (vai) struktūras.

Ķīmisko reakciju laikā obligāti notiek vielu maiņa, kurā tiek pārtrauktas vecās saites un starp atomiem veidojas jaunas saites.

Ķīmiskās reakcijas ir jānošķir no kodolreakcijas.Ķīmiskās reakcijas rezultātā katra ķīmiskā elementa kopējais atomu skaits un tā izotopu sastāvs nemainās. Kodolreakcijas ir cita lieta - atomu kodolu transformācijas procesi to mijiedarbības ar citiem kodoliem vai elementārdaļiņām rezultātā, piemēram, alumīnija pārvēršanās magnijā:

$↙(13)↖(27)(Al)+ ()↙(1)↖(1)(H)=()↙(12)↖(24)(Mg)+()↙(2)↖(4 )(Viņš)$

Ķīmisko reakciju klasifikācija ir daudzšķautņaina, t.i. tas var būt balstīts uz dažādām funkcijām. Bet jebkura no šīm īpašībām var ietvert reakcijas gan starp neorganiskām, gan organiskām vielām.

Apskatīsim ķīmisko reakciju klasifikāciju pēc dažādiem kritērijiem.

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc reaģentu skaita un sastāva. Reakcijas, kas notiek, nemainot vielas sastāvu

Neorganiskajā ķīmijā šādas reakcijas ietver viena ķīmiskā elementa alotropu modifikāciju iegūšanas procesus, piemēram:

$С_((grafīts))⇄С_((dimants)) $

$S_((rombisks))⇄S_((monoklīniskā))$

$Р_((balts))⇄Р_((sarkans))$

$Sn_((baltā skārda))⇄Sn_((pelēkā skārda))$

$3О_(2(skābeklis))⇄2О_(3(ozons))$.

Organiskajā ķīmijā šāda veida reakcijas var ietvert izomerizācijas reakcijas, kas notiek, nemainot ne tikai vielu molekulu kvalitatīvo, bet arī kvantitatīvo sastāvu, piemēram:

1. Alkānu izomerizācija.

Alkānu izomerizācijas reakcijai ir liela praktiska nozīme, jo izostruktūras ogļūdeņražiem ir mazāka detonācijas spēja.

2. Alkēnu izomerizācija.

3. Alkīnu izomerizācija(A.E. Favorska reakcija).

4. Haloalkānu izomerizācija(A.E. Favorskis).

5. Amonija cianāta izomerizācija karsējot.

Karbamīdu pirmo reizi sintezēja F. Vēlers 1882. gadā, karsējot izomerizējot amonija cianātu.

Reakcijas, kas rodas, mainoties vielas sastāvam

Var izšķirt četrus šādu reakciju veidus: kombinācija, sadalīšanās, aizstāšana un apmaiņa.

1. Saliktās reakcijas- Tās ir reakcijas, kurās divas vai vairākas vielas veido vienu kompleksu vielu.

Neorganiskajā ķīmijā var aplūkot dažādas savienojumu reakcijas, izmantojot reakciju piemēru sērskābes iegūšanai no sēra:

1) sēra oksīda (IV) iegūšana:

$S+O_2=SO_2$ - no divām vienkāršām vielām veidojas viena kompleksa viela;

2) sēra oksīda (VI) iegūšana:

$2SO_2+O_2(⇄)↖(t,p,kat.)2SO_3$ - no vienkāršām un sarežģītām vielām veidojas viena kompleksa viela;

3) sērskābes iegūšana:

$SO_3+H_2O=H_2SO_4$ - divas kompleksas vielas veido vienu kompleksu vielu.

Saliktas reakcijas piemērs, kurā viena kompleksa viela veidojas no vairāk nekā divām sākotnējām vielām, ir slāpekļskābes ražošanas pēdējais posms:

$4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$.

Organiskajā ķīmijā savienošanas reakcijas parasti sauc par pievienošanas reakcijām. Var aplūkot visu šādu reakciju daudzveidību, izmantojot tādu reakciju bloka piemēru, kas raksturo nepiesātināto vielu, piemēram, etilēna, īpašības:

1) hidrogenēšanas reakcija - ūdeņraža pievienošana:

$CH_2(=)↙(etēns)CH_2+H_2(→)↖(Ni,t°)CH_3(-)↙(etāns)CH_3;$

2) hidratācijas reakcija - ūdens pievienošana:

$CH_2(=)↙(etēns)CH_2+H_2O(→)↖(H_3PO_4,t°)(C_2H_5OH)↙(etanols);$

3) polimerizācijas reakcija:

$(nCH_2=CH_2)↙(etilēns)(→)↖(p,kat.,t°)((-CH_2-CH_2-)_n)↙(polietilēns)$

2. Sadalīšanās reakcijas- Tās ir reakcijas, kurās no vienas sarežģītas vielas veidojas vairākas jaunas vielas.

Neorganiskajā ķīmijā var aplūkot visu šādu reakciju klāstu, izmantojot reakciju bloka piemēru skābekļa ražošanai ar laboratorijas metodēm:

1) dzīvsudraba (II) oksīda sadalīšanās:

$2HgO(→)↖(t°)2Hg+O_2$ - no vienas kompleksās vielas veidojas divas vienkāršas;

2) kālija nitrāta sadalīšanās:

$2KNO_3(→)↖(t°)2KNO_2+O_2$ - no vienas kompleksās vielas veidojas viena vienkārša un viena kompleksa;

3) kālija permanganāta sadalīšanās:

$2KMnO_4(→)↖(t°)K_2MnO_4+MnO_2+O_2$ - no vienas kompleksās vielas veidojas divas sarežģītas un viena vienkārša, t.i. trīs jaunas vielas.

Organiskajā ķīmijā sadalīšanās reakcijas var aplūkot, izmantojot reakciju bloka piemēru etilēna ražošanai laboratorijā un rūpniecībā:

1) etanola dehidratācijas reakcija (ūdens izvadīšana):

$C_2H_5OH(→)↖(H_2SO_4,t°)CH_2=CH_2+H_2O;$

2) etāna dehidrogenēšanas reakcija (ūdeņraža likvidēšana):

$CH_3—CH_3(→)↖(Cr_2O_3,500°C)CH_2=CH_2+H_2;$

3) propāna krekinga reakcija:

$CH_3-CH_2CH_3(→)↖(t°)CH_2=CH_2+CH_4.$

3. Aizvietošanas reakcijas- tās ir reakcijas, kuru rezultātā vienkāršas vielas atomi aizstāj elementa atomus sarežģītā vielā.

Neorganiskajā ķīmijā šādu procesu piemērs ir reakciju bloks, kas raksturo, piemēram, metālu īpašības:

1) sārmu un sārmzemju metālu mijiedarbība ar ūdeni:

$2Na+2H_2O=2NaOH+H_2$

2) metālu mijiedarbība ar skābēm šķīdumā:

$Zn+2HCl=ZnCl_2+H_2$;

3) metālu mijiedarbība ar sāļiem šķīdumā:

$Fe+CuSO_4=FeSO_4+Cu;$

4) metalotermija:

$2Al+Cr_2O_3(→)↖(t°)Al_2O_3+2Cr$.

Organiskās ķīmijas izpētes priekšmets nav vienkāršas vielas, bet tikai savienojumi. Tāpēc kā aizvietošanas reakcijas piemēru mēs piedāvājam piesātināto savienojumu, jo īpaši metāna, raksturīgāko īpašību, tā ūdeņraža atomu spēju aizstāt ar halogēna atomiem:

$CH_4+Cl_2(→)↖(hν)(CH_3Cl)↙(hlormetāns)+HCl$,

$CH_3Cl+Cl_2→(CH_2Cl_2)↙(dihlormetāns)+HCl$,

$CH_2Cl_2+Cl_2→(CHCl_3)↙(trihlormetāns)+HCl$,

$CHCl_3+Cl_2→(CCl_4)↙(tetrahloroglekļa)+HCl$.

Vēl viens piemērs ir aromātiska savienojuma (benzola, toluola, anilīna) bromēšana:

Pievērsīsim uzmanību aizvietošanas reakciju īpatnībai organiskajās vielās: šādu reakciju rezultātā veidojas nevis vienkārša un sarežģīta viela, kā neorganiskajā ķīmijā, bet gan divas sarežģītas vielas.

Organiskajā ķīmijā aizvietošanas reakcijas ietver arī dažas reakcijas starp divām sarežģītām vielām, piemēram, benzola nitrēšanu:

$C_6H_6+(HNO_3)↙(benzols)(→)↖(H_2SO_4(konc.),t°)(C_6H_5NO_2)↙(nitrobenzols)+H_2O$

Formāli tā ir apmaiņas reakcija. Fakts, ka šī ir aizvietošanas reakcija, kļūst skaidrs tikai tad, ja tiek ņemts vērā tās mehānisms.

4. Apmaiņas reakcijas- Tās ir reakcijas, kurās divas sarežģītas vielas apmainās ar savām sastāvdaļām.

Šīs reakcijas raksturo elektrolītu īpašības un šķīdumos norit pēc Bertolē likuma, t.i. tikai tad, ja rezultātā veidojas nogulsnes, gāze vai nedaudz disociējoša viela (piemēram, $H_2O$).

Neorganiskajā ķīmijā tas var būt reakciju bloks, kas raksturo, piemēram, sārmu īpašības:

1) neitralizācijas reakcija, kas notiek ar sāls un ūdens veidošanos:

$NaOH+HNO_3=NaNO_3+H_2O$

vai jonu formā:

$OH^(-)+H^(+)=H_2O$;

2) reakcija starp sārmu un sāli, kas notiek, veidojoties gāzei:

$2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3+2H_2O$

vai jonu formā:

$NH_4^(+)+OH^(-)=NH_3+H_2O$;

3) reakcija starp sārmu un sāli, kas notiek, veidojoties nogulsnēm:

$CuSO_4+2KOH=Cu(OH)_2↓+K_2SO_4$

vai jonu formā:

$Cu^(2+)+2OH^(-)=Cu(OH)_2↓$

Organiskajā ķīmijā mēs varam uzskatīt reakciju bloku, kas raksturo, piemēram, etiķskābes īpašības:

1) reakcija, kas notiek, veidojoties vājam elektrolītam - $H_2O$:

$CH_3COOH+NaOH⇄NaCH_3COO+H_2O$

$CH_3COOH+OH^(-)⇄CH_3COO^(-)+H_2O$;

2) reakcija, kas notiek, veidojoties gāzei:

$2CH_3COOH+CaCO_3=2CH_3COO^(-)+Ca^(2+)+CO_2+H_2O$;

3) reakcija, kas notiek, veidojoties nogulsnēm:

$2CH_3COOH+K_2SiO_3=2KCH_3COO+H_2SiO_3↓$

$2CH_3COOH+SiO_3^(−)=2CH_3COO^(−)+H_2SiO_3↓$.

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc ķīmisko elementu veidojošo vielu oksidācijas pakāpju izmaiņām

Reakcijas, kas rodas, mainoties elementu oksidācijas pakāpēm, jeb redoksreakcijas.

Tās ietver daudzas reakcijas, tostarp visas aizstāšanas reakcijas, kā arī tās kombinācijas un sadalīšanās reakcijas, kurās ir iesaistīta vismaz viena vienkārša viela, piemēram:

1.$(Mg)↖(0)+(2H)↖(+1)+SO_4^(-2)=(Mg)↖(+2)SO_4+(H_2)↖(0)$

$((Mg)↖(0)-2(e)↖(-))↙(reducētājs)(→)↖(oksidācija)(Mg)↖(+2)$

$((2H)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidētājs)(→)↖(reducēšana)(H_2)↖(0)$

2.$(2Mg)↖(0)+(O_2)↖(0)=(2Mg)↖(+2)(O)↖(-2)$

$((Mg)↖(0)-2(e)↖(-))↙(reducētājs)(→)↖(oksidācija)(Mg)↖(+2)|4|2$

$((O_2)↖(0)+4(e)↖(-))↙(oksidētājs)(→)↖(reducēšana)(2O)↖(-2)|2|1$

Kā jūs atceraties, sarežģītas redoksreakcijas tiek apkopotas, izmantojot elektronu līdzsvara metodi:

$(2Fe)↖(0)+6H_2(S)↖(+6)O_(4(k))=(Fe_2)↖(+3)(SO_4)_3+3(S)↖(+4)O_2+ 6H_2O $

$((Fe)↖(0)-3(e)↖(-))↙(reducētājs)(→)↖(oksidācija)(Fe)↖(+3)|2$

$((S)↖(+6)+2(e)↖(-))↙(oksidētājs)(→)↖(reducēšana)(S)↖(+4)|3$

Organiskajā ķīmijā spilgts redoksreakciju piemērs ir aldehīdu īpašības:

1. Aldehīdus reducē līdz atbilstošajiem spirtiem:

$(CH_3-(C)↖(+1) ()↖(O↖(-2))↙(H↖(+1))+(H_2)↖(0))↙(\teksts"etiķa dehīds") ( →)↖(Ni,t°)(CH_3-(C)↖(-1)(H_2)↖(+1)(O)↖(-2)(H)↖(+1))↙(\text " etilspirts")$

$((C)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidētājs)(→)↖(reducēšana)(C)↖(-1)|1$

$((H_2)↖(0)-2(e)↖(-))↙(reducētājs)(→)↖(oksidācija)2(H)↖(+1)|1$

2. Aldehīdi tiek oksidēti atbilstošās skābēs:

$(CH_3-(C)↖(+1) ()↖(O↖(-2))↙(H↖(+1))+(Ag_2)↖(+1)(O)↖(-2)) ↙(\teksts"etiķa dehīds"))(→)↖(t°)(CH_3-(Ag)↖(0)(C)↖(+3)(O)↖(-2)(OH)↖(-2) +1)+2(Ag)↖(0)↓)↙(\teksts"etilspirts")$

$((C)↖(+1)-2(e)↖(-))↙(reducētājs)(→)↖(oksidācija)(C)↖(+3)|1$

$(2(Ag)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidētājs)(→)↖(reducēšana)2(Ag)↖(0)|1$

Reakcijas, kas notiek, nemainot ķīmisko elementu oksidācijas pakāpi.

Tie ietver, piemēram, visas jonu apmaiņas reakcijas, kā arī:

• daudzas saliktas reakcijas:

$Li_2O+H_2O=2LiOH;$

• daudzas sadalīšanās reakcijas:

$2Fe(OH)_3(→)↖(t°)Fe_2O_3+3H_2O;$

• esterifikācijas reakcijas:

$HCOOH+CH_3OH⇄HCOOCH_3+H_2O$.

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc termiskā efekta

Pamatojoties uz termisko efektu, reakcijas iedala eksotermiskās un endotermiskās.

Eksotermiskas reakcijas.

Šīs reakcijas notiek, atbrīvojoties enerģijai.

Tie ietver gandrīz visas saliktās reakcijas. Rets izņēmums ir slāpekļa oksīda (II) sintēzes endotermiskā reakcija no slāpekļa un skābekļa un ūdeņraža gāzes reakcija ar cieto jodu:

$N_2+O_2=2NO — Q$,

$H_(2(g))+I(2(t))=2HI - Q$.

Eksotermiskās reakcijas, kas rodas, izdaloties gaismai, tiek klasificētas kā sadegšanas reakcijas, piemēram:

$4P+5O_2=2P_2O_5+Q,$

$CH_4+2O_2=CO_2+2H_2O+Q$.

Etilēna hidrogenēšana ir eksotermiskas reakcijas piemērs:

$CH_2=CH_2+H_2(→)↖(Pt)CH_3-CH_3+Q$

Tas darbojas istabas temperatūrā.

Endotermiskās reakcijas

Šīs reakcijas notiek, absorbējot enerģiju.

Acīmredzot tās ietver gandrīz visas sadalīšanās reakcijas, piemēram:

a) kaļķakmens kalcinēšana:

$CaCO_3(→)↖(t°)CaO+CO_2-Q;$

b) butāna krekings:

Reakcijas rezultātā atbrīvotās vai absorbētās enerģijas daudzumu sauc reakcijas termiskais efekts, un tiek saukts ķīmiskās reakcijas vienādojums, kas norāda uz šo efektu termoķīmiskais vienādojums, Piemēram:

$H_(2(g))+Cl_(2(g))=2HCl_((g))+92,3 kJ,$

$N_(2(g))+O_(2(g))=2NO_((g)) - 90,4 kJ$.

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc reaģējošo vielu agregācijas stāvokļa (fāzes sastāvs)

Heterogēnas reakcijas.

Tās ir reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos (dažādās fāzēs):

$2Al_((t))+3CuCl_(2(sol))=3Cu_((t))+2AlCl_(3(sol))$,

$CaC_(2(t))+2H_2O_((l))=C_2H_2+Ca(OH)_(2(šķīdums))$.

Homogēnas reakcijas.

Tās ir reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas vienā un tajā pašā agregācijas stāvoklī (vienā fāzē):

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc katalizatora līdzdalības

Nekatalītiskas reakcijas.

Notiek nekatalītiskas reakcijas bez katalizatora līdzdalības:

$2HgO(→)↖(t°)2Hg+O_2$,

$C_2H_4+3O_2(→)↖(t°)2CO_2+2H_2O$.

Katalītiskās reakcijas.

Notiek katalītiskās reakcijas ar katalizatora piedalīšanos:

$2KClO_3(→)↖(MnO_2,t°)2KCl+3O_2,$

$(C_2H_5OH)↙(etanols)(→)↖(H_2SO-4,t°)(CH_2=CH_2)↙(etēns)+H_2O$

Tā kā visas bioloģiskās reakcijas, kas notiek dzīvo organismu šūnās, notiek, piedaloties īpašiem bioloģiskiem proteīna rakstura katalizatoriem - fermentiem, tās visas ir katalītiskas vai, precīzāk, fermentatīvs.

Jāatzīmē, ka vairāk nekā $70%$ ķīmiskās rūpniecības izmanto katalizatorus.

Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc virziena

Neatgriezeniskas reakcijas.

Neatgriezeniskas reakcijas plūst šādos apstākļos tikai vienā virzienā.

Tās ietver visas apmaiņas reakcijas, ko pavada nogulšņu, gāzes vai nedaudz disociējošas vielas (ūdens) veidošanās, kā arī visas degšanas reakcijas.

Atgriezeniskas reakcijas.

Atgriezeniskas reakcijas šajos apstākļos notiek vienlaicīgi divos pretējos virzienos.

Lielākā daļa šādu reakciju ir.

Organiskajā ķīmijā atgriezeniskuma zīmi atspoguļo procesu antonīmi:

• hidrogenēšana - dehidrogenēšana;
• hidratācija - dehidratācija;
• polimerizācija - depolimerizācija.

Visas esterifikācijas reakcijas (pretēju procesu, kā jūs zināt, sauc par hidrolīzi) un olbaltumvielu, esteru, ogļhidrātu un polinukleotīdu hidrolīzi ir atgriezeniskas. Atgriezeniskums ir dzīvā organismā vissvarīgākā procesa – vielmaiņas – pamatā.

Vielu ķīmiskās īpašības atklāj dažādas ķīmiskas reakcijas.

Vielu transformācijas, ko pavada izmaiņas to sastāvā un (vai) struktūrā, sauc par ķīmiskām reakcijām. Bieži tiek atrasta šāda definīcija: ķīmiskā reakcija ir process, kurā sākotnējās vielas (reaģenti) tiek pārvērstas gala vielās (produktos).

Ķīmiskās reakcijas tiek uzrakstītas, izmantojot ķīmiskos vienādojumus un diagrammas, kas satur izejvielu un reakcijas produktu formulas. Ķīmiskos vienādojumos, atšķirībā no diagrammām, katra elementa atomu skaits kreisajā un labajā pusē ir vienāds, kas atspoguļo masas nezūdamības likumu.

Vienādojuma kreisajā pusē ir uzrakstītas izejvielu (reaģentu) formulas, labajā pusē - ķīmiskās reakcijas rezultātā iegūtās vielas (reakcijas produkti, galavielas). Vienādības zīme, kas savieno kreiso un labo pusi, norāda, ka reakcijā iesaistīto vielu kopējais atomu skaits paliek nemainīgs. To panāk, formulu priekšā ievietojot veselus stehiometriskos koeficientus, kas parāda kvantitatīvās attiecības starp reaģentiem un reakcijas produktiem.

Ķīmiskie vienādojumi var saturēt papildu informāciju par reakcijas īpašībām. Ja ķīmiska reakcija notiek ārējās ietekmes (temperatūras, spiediena, starojuma utt.) ietekmē, to norāda ar atbilstošu simbolu, parasti virs (vai “zem”) vienādības zīmes.

Milzīgu skaitu ķīmisko reakciju var sagrupēt vairākos reakciju veidos, kam ir ļoti specifiskas īpašības.

Var izvēlēties šādus klasifikācijas raksturlielumus:

• 1. Izejvielu un reakcijas produktu skaits un sastāvs.
• 2. Reaģentu un reakcijas produktu fiziskais stāvoklis.
• 3. Fāžu skaits, kurās atrodas reakcijas dalībnieki.
• 4. Pārnesto daļiņu raksturs.
• 5. Iespēja notikt reakcijai uz priekšu un atpakaļ.
• 6. Termiskā efekta zīme visas reakcijas sadala: eksotermiskās reakcijas, kas notiek ar eksoefektu - enerģijas izdalīšanās siltuma veidā (Q>0, ?H).

un endotermiskās reakcijas, kas notiek ar endo efektu - enerģijas absorbcija siltuma veidā (Q<0, ?H >0):

Šādas reakcijas tiek klasificētas kā termoķīmiskas.

Apskatīsim sīkāk katru reakcijas veidu.

Klasifikācija pēc reaģentu un gala vielu skaita un sastāva

1. Saliktās reakcijas

Savienojumam reaģējot no vairākām relatīvi vienkārša sastāva reaģējošām vielām, iegūst vienu sarežģītāka sastāva vielu:

Kā likums, šīs reakcijas pavada siltuma izdalīšanās, t.i. novest pie stabilāku un mazāk enerģijas bagātu savienojumu veidošanās.

Vienkāršu vielu savienojumu reakcijai vienmēr ir redokss. Savienojumu reakcijas, kas notiek starp sarežģītām vielām, var notikt bez valences izmaiņām:

un arī to klasificē kā redoksu:

2. Sadalīšanās reakcijas

Sadalīšanās reakcijas noved pie vairāku savienojumu veidošanās no vienas sarežģītas vielas:

A = B + C + D.

Sarežģītas vielas sadalīšanās produkti var būt gan vienkāršas, gan sarežģītas vielas. No sadalīšanās reakcijām, kas notiek, nemainot valences stāvokļus, ievērojama ir kristālisko hidrātu, bāzu, skābju un skābekli saturošu skābju sāļu sadalīšanās:

Redox sadalīšanās reakcijas ietver oksīdu, skābju un sāļu sadalīšanos, ko veido elementi augstākās oksidācijas pakāpēs:

Redox sadalīšanās reakcijas ir īpaši raksturīgas slāpekļskābes sāļiem.

Sadalīšanās reakcijas organiskajā ķīmijā sauc par plaisāšanu:

vai dehidrogenēšana

3. Aizvietošanas reakcijas

Aizvietošanas reakcijās parasti vienkārša viela reaģē ar sarežģītu, veidojot citu vienkāršu vielu un vēl vienu sarežģītu:

A + BC = AB + C.

Šīs reakcijas pārsvarā pieder pie redoksreakcijām:

Aizvietošanas reakciju piemēri, kas nav saistīti ar izmaiņām atomu valences stāvokļos, ir ārkārtīgi maz. Jāatzīmē silīcija dioksīda reakcija ar skābekli saturošu skābju sāļiem, kas atbilst gāzveida vai gaistošiem anhidrīdiem:

CaCO3+ SiO2 = CaSiO3 + CO2,

Dažkārt šīs reakcijas tiek uzskatītas par apmaiņas reakcijām:

4. Apmaiņas reakcijas

Apmaiņas reakcijas ir reakcijas starp diviem savienojumiem, kas savā starpā apmainās ar to sastāvdaļām:

AB + CD = AD + CB.

Ja aizvietošanas reakciju laikā notiek redoksprocesi, tad apmaiņas reakcijas vienmēr notiek, nemainot atomu valences stāvokli. Šī ir visizplatītākā reakciju grupa starp sarežģītām vielām - oksīdiem, bāzēm, skābēm un sāļiem:

Īpašs šo apmaiņas reakciju gadījums ir neitralizācijas reakcija:

Parasti šīs reakcijas pakļaujas ķīmiskā līdzsvara likumiem un notiek virzienā, kurā vismaz viena no vielām tiek izņemta no reakcijas sfēras gāzveida, gaistošas ​​vielas, nogulšņu vai zemas disociācijas (šķīdumiem) savienojuma veidā:

5. Transfer reakcijas.

Pārneses reakcijās atoms vai atomu grupa pārvietojas no vienas struktūrvienības uz citu:

Piemēram:

• 1. Ķīmiskās reakcijas atšķiras pēc reaģentu skaita un sastāva:
  • a) reakcijas, kas notiek, nemainot mijiedarbojošo vielu sastāvu: neorganiskajā ķīmijā šādu ķīmisko reakciju piemēri ir viena un tā paša ķīmiskā elementa alotropo modifikāciju maiņas procesi (grafīts pārvēršas par dimantu, skābeklis par ozonu);

organiskajā ķīmijā piemēri ir alkānu, alkēnu, alkīnu un citu izomerizācijas reakcijas, kas notiek, nemainot ne tikai reaģentu kvalitatīvo, bet arī kvantitatīvo sastāvu.

• b) ķīmiskās reakcijas, kas notiek, mainoties vielu sastāvam: savienošanās, aizstāšanas, apmaiņas un sadalīšanās reakcijas.
• 2. Reakcijas var klasificēt pēc ķīmisko elementu oksidācijas pakāpju izmaiņām, kas mijiedarbojas ķīmiskajā reakcijā:
  • a) redoks ķīmiskās reakcijas notiek, mainoties oksidācijas pakāpei;
  • b) reakcijas, nemainot reaģentu oksidācijas pakāpi.
• 3. Ķīmiskās reakcijas iedala arī pēc termiskā efekta, kas rodas atomu vai molekulu mijiedarbības rezultātā:
  • a) eksotermisks - ar siltuma (vai enerģijas) izdalīšanos;
  • b) endotermisks - ar enerģijas absorbciju.
• 4. Pamatojoties uz katalizatora līdzdalību mijiedarbības procesā, ķīmiskās reakcijas iedala katalītiskajās un nekatalītiskajās (vairāk nekā 70% no visām reakcijām ir katalītiskas).
• 5. Pamatojoties uz vielu klātbūtni reakcijā dažādos agregācijas stāvokļos, ķīmiskās reakcijas iedala neviendabīgās (reaģenti un produkti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos) un homogēnās (visi reaģenti un produkti atrodas vienā fāzē).
• 6. Atkarībā no plūsmas virziena ķīmiskās reakcijas var būt atgriezeniskas (notiek abos virzienos) vai neatgriezeniskas.
• 7. Ir arī ķīmisko reakciju klasifikācija pēc reakciju ierosinošās enerģijas veida: fotoķīmiskā, radiācijas, termoķīmiskā un elektroķīmiskā.
• 4. Ķīmisko reakciju ātrumu ietekmējošie faktori
• 1. Reaģējošo vielu īpašības. Svarīga loma ir ķīmisko saišu raksturam un reaģenta molekulu struktūrai. Reakcijas notiek mazāk stipru saišu iznīcināšanas un vielu ar stiprākām saitēm veidošanās virzienā. Tādējādi, lai pārtrauktu saites H2 un N2 molekulās, ir vajadzīgas lielas enerģijas; šādas molekulas ir nedaudz reaģējošas. Saišu pārraušanai ļoti polārās molekulās (HCl, H2O) ir nepieciešams mazāk enerģijas un reakcijas ātrums ir daudz lielāks. Reakcijas starp joniem elektrolītu šķīdumos notiek gandrīz acumirklī.

Fluors istabas temperatūrā sprādzienbīstami reaģē ar ūdeņradi, bet karsējot, broms ar ūdeņradi reaģē lēni.

Kalcija oksīds enerģiski reaģē ar ūdeni, izdalot siltumu; vara oksīds - nereaģē.

2. Koncentrēšanās. Pieaugot koncentrācijai (daļiņu skaits tilpuma vienībā), biežāk notiek reaģējošo vielu molekulu sadursmes - reakcijas ātrums palielinās.

Masas iedarbības likums - ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam.

Vienpakāpes homogēnai A+B tipa reakcijai? reakcijas produkti, šis likums ir izteikts ar vienādojumu:

kur v ir reakcijas ātrums; cA un cB - vielu A un B koncentrācijas, mol/l;

k ir proporcionalitātes koeficients, ko sauc par reakcijas ātruma konstanti.

Reakcijas ātruma konstante k ir atkarīga no reaģentu īpašībām, temperatūras un katalizatora, bet nav atkarīga no reaģentu koncentrācijas.

Ātruma konstantes fizikālā nozīme ir tāda, ka tā ir vienāda ar reakcijas ātrumu reaģentu koncentrācijās.

Neviendabīgām reakcijām cietās fāzes koncentrācija netiek iekļauta reakcijas ātruma izteiksmē.

3. Temperatūra. Par katru 10°C temperatūras paaugstināšanos reakcijas ātrums palielinās 2-4 reizes (Hofa noteikums). Temperatūrai paaugstinoties no t1 līdz t2, reakcijas ātruma izmaiņas var aprēķināt, izmantojot formulu:

(kur Vt2 un Vt1 ir reakcijas ātrums attiecīgi temperatūrā t2 un t1; g ir šīs reakcijas temperatūras koeficients).

Van't Hoff noteikums ir piemērojams tikai šaurā temperatūras diapazonā. Precīzāks ir Arrēnija vienādojums:

kur A ir konstante atkarībā no reaģējošo vielu veida;

R ir universālā gāzes konstante;

Ea ir aktivizācijas enerģija, t.i. enerģijai, kurai ir jāpiemīt sadursmes molekulām, lai sadursme izraisītu ķīmisku transformāciju.

Ķīmiskās reakcijas enerģijas diagramma.

Rīsi. 1

A - reaģenti, B - aktivētais komplekss (pārejas stāvoklis), C - produkti.

Jo augstāka ir aktivācijas enerģija Ea, jo vairāk reakcijas ātrums palielinās, palielinoties temperatūrai.

• 4. Reaģējošo vielu saskares virsma. Neviendabīgām sistēmām (kad vielas atrodas dažādos agregācijas stāvokļos), jo lielāka ir saskares virsma, jo ātrāk notiek reakcija. Cieto vielu virsmas laukumu var palielināt, tos samaļot, bet šķīstošām vielām tās izšķīdinot.
• 5. Katalīze. Vielas, kas piedalās reakcijās un palielina tās ātrumu, reakcijas beigās paliekot nemainīgas, sauc par katalizatoriem. Katalizatoru darbības mehānisms ir saistīts ar reakcijas aktivācijas enerģijas samazināšanos starpproduktu savienojumu veidošanās dēļ. Homogēnajā katalīzē reaģenti un katalizators veido vienu fāzi (neviendabīgā katalīzē ir vienā agregācijas stāvoklī, tās ir dažādas fāzes (atrodas dažādos agregācijas stāvokļos). Dažos gadījumos nevēlamu ķīmisko procesu rašanos var strauji palēnināt, pievienojot reakcijas videi inhibitorus (“negatīvās katalīzes fenomens”).
• 5. Ķīmiskā līdzsvara likums

Ķīmiskais līdzsvars ir ķīmiskās sistēmas stāvoklis, kurā viena vai vairākas ķīmiskās reakcijas notiek atgriezeniski, un ātrums katrā uz priekšu un atpakaļ vērsto reakciju pārī ir vienāds. Sistēmai ķīmiskā līdzsvarā reaģentu koncentrācija, temperatūra un citi sistēmas parametri laika gaitā nemainās.

Līdzsvara stāvoklī tiešās un apgrieztās reakcijas ātrums kļūst vienāds.

Ķīmiskā līdzsvara stāvoklis ir atkarīgs no šādiem reakcijas parametriem: temperatūras, spiediena un koncentrācijas. Šo faktoru ietekme uz ķīmisko reakciju ir atkarīga no modeļa, ko 1885. gadā vispārīgi izteica franču zinātnieks Le Šateljē.

Katrā atgriezeniskajā reakcijā viens no virzieniem atbilst eksotermiskam procesam, bet otrs - endotermiskam procesam.

Tiešā reakcija ir eksotermiska, un apgrieztā reakcija ir endotermiska.

Temperatūras izmaiņu ietekme uz ķīmiskā līdzsvara stāvokli ir pakļauta šādiem noteikumiem: Paaugstinoties temperatūrai, ķīmiskais līdzsvars nobīdās endotermiskās reakcijas virzienā, bet temperatūrai pazeminoties – eksotermiskās reakcijas virzienā.

Visās reakcijās, kurās iesaistītas gāzveida vielas, ko papildina tilpuma izmaiņas, mainoties vielas daudzumam, pārejot no izejvielām uz produktiem, līdzsvara stāvokli ietekmē spiediens sistēmā.

Spiediena ietekme uz līdzsvara stāvokli ir pakļauta šādiem noteikumiem: Palielinoties spiedienam, līdzsvars novirzās uz mazāka tilpuma vielu (vai sākuma produktu) veidošanos; samazinoties spiedienam, līdzsvars pāriet uz vielu veidošanos ar lielāku tilpumu:

Tādējādi, pārejot no izejvielām uz produktiem, gāzu apjoms tika samazināts uz pusi.

Koncentrācijas ietekme uz līdzsvara stāvokli ir pakļauta šādiem noteikumiem:

Palielinoties vienas izejvielu koncentrācijai, līdzsvars pāriet uz reakcijas produktu veidošanos;

Palielinoties kāda reakcijas produkta koncentrācijai, līdzsvars pāriet uz izejvielu veidošanos.