Kemijske reakcije (kemični pojavi)- to so procesi, pri katerih iz enih snovi nastanejo druge, ki se po sestavi ali strukturi razlikujejo od prvotnih. Ko pride do kemičnih reakcij, ne pride do spremembe števila atomov določenega elementa ali medsebojne pretvorbe izotopov.

Klasifikacija kemijskih reakcij je večplastna, lahko temelji na različnih značilnostih: številu in sestavi reagentov in reakcijskih produktov, toplotnem učinku, reverzibilnosti itd.

I. Razvrstitev reakcij glede na število in sestavo reaktantov

A. Reakcije, ki se pojavijo brez spremembe kvalitativne sestave snovi . To so številne alotropske transformacije enostavnih snovi (npr. kisik ↔ ozon (3O 2 ↔2O 3), beli kositer ↔ sivi kositer); prehod, ko se temperatura nekaterih trdnih snovi spremeni iz enega kristalnega stanja v drugo - polimorfne transformacije(na primer rdeči kristali živosrebrovega (II) jodida se pri segrevanju spremenijo v rumeno snov enake sestave; pri ohlajanju pride do obratnega procesa); reakcije izomerizacije (npr. NH 4 OCN ↔ (NH 2) 2 CO) itd.

B. Reakcije, ki se pojavijo s spremembo sestave reagirajočih snovi.

Reakcije spojin- To so reakcije, pri katerih iz dveh ali več izhodnih snovi nastane ena nova kompleksna snov. Izhodne snovi so lahko preproste ali kompleksne, na primer:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5; 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3; CaO+ H 2 O = Ca(OH) 2.

Reakcije razgradnje so reakcije, pri katerih iz ene začetne kompleksne snovi nastaneta dve ali več novih snovi. Snovi, ki nastanejo v reakcijah te vrste, so lahko preproste ali kompleksne, na primer:

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

Nadomestne reakcije- to so procesi, pri katerih atomi enostavne snovi nadomestijo atome nekega elementa v kompleksni snovi. Ker substitucijske reakcije nujno vključujejo preprosto snov kot enega od reaktantov, so skoraj vse transformacije te vrste redoks, na primer:

Zn + H 2 SO 4 = H 2 + ZnSO 4; 2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3; H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.

Reakcije izmenjave so reakcije, pri katerih dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavne dele. Reakcije izmenjave lahko potekajo neposredno med dvema reagentoma brez sodelovanja topila, na primer: H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O 2 (trdno) + 4HF (g) = SiF 4 + 2H 2 O.

Reakcije izmenjave, ki potekajo v raztopinah elektrolitov, se imenujejo reakcije ionske izmenjave. Takšne reakcije so možne le, če je ena od nastalih snovi šibek elektrolit in se sprosti iz reakcijske krogle v obliki plina ali težko topne snovi (Bertholletovo pravilo):

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

NH4Cl+ KOH =KCl+NH3 +H20 ali NH4+ +OH - =H20+NH3;

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

II. Razvrstitev reakcij po toplotnem učinku

A. Reakcije, ki nastanejo s sproščanjem toplotne energije –eksotermne reakcije (+ Q).

B. Reakcije, ki nastanejo pri absorpciji toplote –endotermne reakcije (– Q).

Toplotni učinek reakcije se nanašajo na količino toplote, ki se sprosti ali absorbira kot posledica kemične reakcije. Enačba reakcije, ki kaže njen toplotni učinek, se imenuje termokemični. Primerno je podati vrednost toplotnega učinka reakcije na 1 mol enega od udeležencev reakcije, zato v termokemijskih enačbah pogosto najdete delne koeficiente:

1/2N 2 (g) + 3/2H 2 (g) = NH 3 (g) + 46,2 kJ / mol.

Vse reakcije zgorevanja in velika večina oksidacijskih in sestavljenih reakcij so eksotermne. Reakcije razgradnje običajno zahtevajo energijo.

Klasifikacija kemijskih reakcij

Povzetek o kemiji Alekseja Nikolajeva, učenca 11. razreda srednje šole št. 653

Izberete lahko naslednja merila za razvrstitev:

1. Število in sestava izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov.

2. Agregatno stanje reagentov in reakcijskih produktov.

3. Število faz, v katerih se nahajajo udeleženci reakcije.

4. Narava prenesenih delcev.

5. Možnost reakcije v smeri naprej in nazaj.

6. Toplotni učinek.

7. Pojav katalize.

Razvrstitev glede na število in sestavo izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov.

Reakcije spojin.

Ko spojina reagira iz več reagirajočih snovi relativno enostavne sestave, dobimo eno snov bolj zapletene sestave:

A+B+C=D

Te reakcije praviloma spremlja sproščanje toplote, tj. vodijo do tvorbe bolj stabilnih in energijsko manj bogatih spojin.

Anorganska kemija.

Reakcije spojin enostavnih snovi so vedno redoks narave. Sestavljene reakcije med kompleksnimi snovmi lahko potekajo brez spremembe valence:

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

in tudi razvrščeni kot redoks:

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3.

Organska kemija.

V organski kemiji se takšne reakcije pogosto imenujejo adicijske reakcije. Običajno vključujejo spojine, ki vsebujejo dvojno ali trojno vez. Vrste adicijskih reakcij: hidrogenacija, hidratacija, hidrohalogenacija, polimerizacija. Primeri teh reakcij:

T o

H 2 C = CH 2 + H 2 → CH 3 – CH 3

etilen etan

T o

HC=CH + HCl → H 2 C=CHCl

acetilen vinil klorid

T o

n CH 2 =CH 2 → (-CH 2 -CH 2 -)n

Etilen polietilen

Reakcije razgradnje.

Reakcije razgradnje vodijo do tvorbe več spojin iz ene kompleksne snovi:

A = B + C + D.

Produkti razgradnje kompleksne snovi so lahko enostavne in kompleksne snovi.

Anorganska kemija.

Od reakcij razgradnje, ki potekajo brez spreminjanja valenčnih stanj, je treba omeniti razgradnjo kristaliničnih hidratov, baz, kislin in soli kislin, ki vsebujejo kisik:

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

	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.

Organska kemija.

V organski kemiji reakcije razgradnje vključujejo: dehidracijo, dehidrogenacijo, krekiranje, dehidrohalogenacijo, pa tudi reakcije depolimerizacije, ko iz polimera nastane prvotni monomer. Ustrezne reakcijske enačbe so:

T o

C 2 H 5 OH → C 2 H 4 + H 2 O

T o

C 6 H 14 → C 6 H 6 + 4 H 2

heksan benzen

C 8 H 18 → C 4 H 10 + C 4 H 8

oktan butan buten

C 2 H5Br → C 2 H 4 + HBr

bromoetan etilen

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

\СНз \СНз

naravni kavčuk 2-metilbutadien-1,3

Nadomestne reakcije.

Pri substitucijskih reakcijah navadno preprosta snov reagira s kompleksno, pri čemer nastane še ena enostavna snov in še ena kompleksna:

A + BC = AB + C.

Anorganska kemija.

Te reakcije v veliki večini spadajo med redoks reakcije:

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2

2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2

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

Primerov substitucijskih reakcij, ki jih ne spremlja sprememba valenčnih stanj atomov, je zelo malo. Opozoriti je treba na reakcijo silicijevega dioksida s solmi kislin, ki vsebujejo kisik, ki ustrezajo plinastim ali hlapnim anhidridom:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

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

Organska kemija.

V organski kemiji se substitucijske reakcije razumejo širše, se pravi, da ni mogoče zamenjati enega atoma, temveč skupino atomov ali ne atom, ampak skupino atomov. Vrsta substitucijske reakcije vključuje nitriranje in halogeniranje nasičenih ogljikovodikov, aromatskih spojin in alkoholov:

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

benzen bromobenzen

C 2 H 5 OH + HCl → C 2 H 5 Cl + H 2 O

Etanol kloroetan

Reakcije izmenjave.

Reakcije izmenjaveso reakcije med dvema spojinama, ki med seboj izmenjujeta svoje sestavine:

AB + CD = AD + CB.

Anorganska kemija

Če med substitucijskimi reakcijami pride do redoks procesov, se izmenjava vedno zgodi brez spremembe valenčnega stanja atomov. To je najpogostejša skupina reakcij med kompleksnimi snovmi - oksidi, bazami, kislinami in solmi:

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

AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3

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

Poseben primer teh reakcij izmenjave je reakcija nevtralizacije:

HCl + KOH = KCl + H 2 O.

Običajno se te reakcije držijo zakonov kemijskega ravnovesja in potekajo v smeri, kjer se vsaj ena od snovi odstrani iz reakcijske sfere v obliki plinaste, hlapne snovi, oborine ali spojine z nizko disociacijo (za raztopine):

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

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

Organska kemija

HCOOH + NaOH → HCOONa + H 2 O

natrijev format mravljinčne kisline

reakcije hidrolize:

Na 2 CO3 + H 2 O
NaHCO3 + NaOH

natrijev karbonat natrijev bikarbonat

CO 3 + H 2 O
HCO3 + OH

reakcije esterifikacije:

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

ocetna kislina etanol etil ester ocetne kisline

Agregatno stanje reagentov in reakcijskih produktov.

Plinske reakcije

	t o
H2+Cl2		2HCl.

Reakcije v raztopinah

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

Reakcije med trdnimi snovmi

	t o
CaO (tv) + SiO 2 (tv)		CaSiO 3 (sol)

Število faz, v katerih se nahajajo udeleženci reakcije.

Fazo razumemo kot zbirko homogenih delov sistema z enakimi fizikalnimi in kemijskimi lastnostmi, ki so med seboj ločeni z vmesnikom.

Homogene (enofazne) reakcije.

Sem spadajo reakcije, ki potekajo v plinski fazi, in številne reakcije, ki potekajo v raztopinah.

Heterogene (večfazne) reakcije.

Sem spadajo reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v različnih fazah. Na primer:

reakcije plinsko-tekoče faze

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

reakcije plin-trdna faza

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

reakcije tekoče-trdne faze

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

reakcije tekočina-plin-trdna faza

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

Narava prenesenih delcev.

Protolitične reakcije.

Protolitične reakcije vključujejo kemične procese, katerih bistvo je prenos protona iz ene reagirajoče snovi v drugo.

Ta klasifikacija temelji na protolitični teoriji kislin in baz, po kateri je kislina vsaka snov, ki odda proton, baza pa je snov, ki lahko sprejme proton, na primer:

Protolitične reakcije vključujejo reakcije nevtralizacije in hidrolize.

Redoks reakcije.

Vse kemijske reakcije delimo na tiste, pri katerih se oksidacijska stanja ne spremenijo (na primer reakcija izmenjave) in tiste, pri katerih se oksidacijska stanja spremenijo. Imenujejo se redoks reakcije. Lahko so reakcije razgradnje, spojine, substitucije in druge kompleksnejše reakcije. Na primer:

Zn + 2 H + → Zn 2 + + H 2

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

Velika večina kemijskih reakcij je redoks reakcij;

Reakcije izmenjave ligandov.

Sem spadajo reakcije, med katerimi pride do prenosa elektronskega para s tvorbo kovalentne vezi preko donorsko-akceptorskega mehanizma. Na primer:

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

Fe + 5CO =

Al(OH) 3 + NaOH =

Značilnost reakcij izmenjave ligandov je, da nastajanje novih spojin, imenovanih kompleksi, poteka brez spremembe oksidacijskega stanja.

Možnost reakcije v smeri naprej in nazaj.

Ireverzibilne reakcije.

Nepovratno To so kemijski procesi, katerih produkti ne morejo reagirati med seboj in tvoriti izhodne snovi. Primeri ireverzibilnih reakcij vključujejo razgradnjo bertholletove soli pri segrevanju:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2,

ali oksidacija glukoze z atmosferskim kisikom:

C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O

Reverzibilne reakcije.

Reverzibilen To so kemični procesi, katerih produkti lahko reagirajo med seboj pod enakimi pogoji, v katerih so bili pridobljeni, da tvorijo izhodne snovi.

Za reverzibilne reakcije je enačba običajno zapisana takole:

A + B
AB.

Dve nasprotno usmerjeni puščici kažeta, da se v enakih pogojih obe reakciji naprej in nazaj zgodita istočasno, na primer:

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

2SO 2 +O 2
2SO 3 + Q

Posledično te reakcije ne potekajo do konca, ker hkrati potekata dve reakciji - neposredna (med izhodnimi snovmi) in obratna (razgradnja produkta reakcije).

Razvrstitev po toplotnem učinku.

Količina toplote, ki se sprosti ali absorbira kot posledica reakcije, se imenuje toplotni učinek te reakcije. Glede na toplotni učinek delimo reakcije:

Eksotermno.

Puščanje s sproščanjem toplote

CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q

H 2 + Cl 2 → 2HC l + Q

Endotermno.

Pojavi se pri absorpciji toplote

N 2 + O 2 → 2NO-Q

2H 2 O → 2H 2 + O 2 - Q

Razvrstitev ob upoštevanju pojava katalize.

Katalitično.

Ti vključujejo vse procese, ki vključujejo katalizatorje.

Mačka.

2SO2 + O2
2SO 3

Nekatalitično.

Sem spadajo kakršne koli trenutne reakcije v raztopinah

BaCl 2 + H 2 SO 4 = 2HCl + BaSO 4 ↓

Bibliografija

Internetni viri:

http://chem.km.ru – “Svet kemije”

http://chemi. org. ru – »Priročnik za prosilce. kemija"

http://hemi. wallst. ru – “Alternativni učbenik o kemiji za 8.-11. razred”

"Vodnik po kemiji. Za tiste, ki vstopajo na univerze« - E.T. Oganesyan, M. 1991

Veliki enciklopedični slovar. Kemija" - M. 1998

Kemijske reakcije je treba razlikovati od jedrskih reakcij. Zaradi kemijskih reakcij se skupno število atomov posameznega kemičnega elementa in njegova izotopska sestava ne spremenita. Jedrske reakcije so druga stvar - procesi preoblikovanja atomskih jeder kot posledica njihove interakcije z drugimi jedri ali osnovnimi delci, na primer pretvorba aluminija v magnezij:

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

Klasifikacija kemijskih reakcij je večplastna, to pomeni, da lahko temelji na različnih značilnostih. Toda katera koli od teh značilnosti lahko vključuje reakcije med anorganskimi in organskimi snovmi.

Razmislimo o razvrstitvi kemijskih reakcij po različnih merilih.

I. Glede na število in sestavo reagirajočih snovi

Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja sestave snovi.

V anorganski kemiji takšne reakcije vključujejo procese pridobivanja alotropskih modifikacij enega kemičnega elementa, na primer:

C (grafit) ↔ C (diamant)
S (orombičen) ↔ S (monoklinski)
P (bela) ↔ P (rdeča)
Sn (beli kositer) ↔ Sn (sivi kositer)
3O 2 (kisik) ↔ 2O 3 (ozon)

V organski kemiji lahko ta vrsta reakcije vključuje reakcije izomerizacije, ki se pojavijo brez spreminjanja ne le kvalitativne, ampak tudi kvantitativne sestave molekul snovi, na primer:

1. Izomerizacija alkanov.

Reakcija izomerizacije alkanov je velikega praktičnega pomena, saj imajo ogljikovodiki izostrukture nižjo sposobnost detonacije.

2. Izomerizacija alkenov.

3. Izomerizacija alkinov (reakcija A. E. Favorskega).

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

etil acetilen dimetil acetilen

4. Izomerizacija haloalkanov (A.E. Favorsky, 1907).

5. Izomerizacija amonijevega cianita pri segrevanju.

Sečnino je prvi sintetiziral F. Wöhler leta 1828 z izomerizacijo amonijevega cianata pri segrevanju.

Reakcije, ki se pojavijo s spremembo sestave snovi

Ločimo štiri vrste takih reakcij: kombinacijo, razgradnjo, substitucijo in izmenjavo.

1. Reakcije spojin so reakcije, pri katerih iz dveh ali več snovi nastane ena kompleksna snov

V anorganski kemiji je mogoče upoštevati celotno paleto reakcij spojin, na primer z uporabo primera reakcij za proizvodnjo žveplove kisline iz žvepla:

1. Priprava žveplovega oksida (IV):

S + O 2 = SO - iz dveh enostavnih snovi nastane ena kompleksna snov.

2. Priprava žveplovega oksida (VI):

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - ena kompleksna snov nastane iz preprostih in kompleksnih snovi.

3. Priprava žveplove kisline:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - ena kompleksna snov nastane iz dveh kompleksnih snovi.

Primer sestavljene reakcije, pri kateri ena kompleksna snov nastane iz več kot dveh začetnih snovi, je končna stopnja proizvodnje dušikove kisline:

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

V organski kemiji se reakcije spajanja običajno imenujejo "adicijske reakcije". Celotno paleto takšnih reakcij je mogoče obravnavati na primeru bloka reakcij, ki označujejo lastnosti nenasičenih snovi, na primer etilena:

1. Reakcija hidrogeniranja - dodajanje vodika:

CH 2 =CH 2 + H 2 → H 3 -CH 3

eten → etan

2. Reakcija hidratacije - dodajanje vode.

3. Reakcija polimerizacije.

2. Reakcije razgradnje so reakcije, pri katerih iz ene kompleksne snovi nastane več novih snovi.

V anorganski kemiji je mogoče celotno paleto takšnih reakcij obravnavati v bloku reakcij za proizvodnjo kisika z laboratorijskimi metodami:

1. Razpad živosrebrovega(II) oksida - iz ene kompleksne snovi nastaneta dva preprosta.

2. Razpad kalijevega nitrata - iz ene kompleksne snovi nastaneta ena enostavna in ena kompleksna.

3. Razpad kalijevega permanganata - iz ene kompleksne snovi nastaneta dve kompleksni in ena enostavna snov, torej tri nove snovi.

V organski kemiji lahko reakcije razgradnje obravnavamo v bloku reakcij za proizvodnjo etilena v laboratoriju in industriji:

1. Reakcija dehidracije (izločanje vode) etanola:

C 2 H 5 OH → CH 2 = CH 2 + H 2 O

2. Reakcija dehidrogenacije (izločanje vodika) etana:

CH 3 -CH 3 → CH 2 =CH 2 + H 2

ali CH 3 -CH 3 → 2C + ZN 2

3. Reakcija krekinga (cepitve) propana:

CH 3 -CH 2 -CH 3 → CH 2 =CH 2 + CH 4

3. Substitucijske reakcije so reakcije, pri katerih atomi enostavne snovi zamenjajo atome nekega elementa v kompleksni snovi.

V anorganski kemiji je primer takšnih procesov blok reakcij, ki označujejo lastnosti, na primer, kovin:

1. Interakcija alkalijskih ali zemeljskoalkalijskih kovin z vodo:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

2. Medsebojno delovanje kovin s kislinami v raztopini:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2

3. Interakcija kovin s solmi v raztopini:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4. Metalotermija:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Сr

Predmet proučevanja organske kemije niso enostavne snovi, ampak samo spojine. Zato kot primer substitucijske reakcije predstavljamo najbolj značilno lastnost nasičenih spojin, zlasti metana, - sposobnost njegovih vodikovih atomov, da se nadomestijo z atomi halogena. Drug primer je bromiranje aromatske spojine (benzen, toluen, anilin).

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

benzen → bromobenzen

Bodimo pozorni na posebnost substitucijske reakcije v organskih snoveh: kot posledica takih reakcij ne nastaneta enostavna in kompleksna snov, kot v anorganski kemiji, ampak dve kompleksni snovi.

V organski kemiji substitucijske reakcije vključujejo tudi nekatere reakcije med dvema kompleksnima snovema, na primer nitriranje benzena. Formalno gre za reakcijo izmenjave. Dejstvo, da gre za substitucijsko reakcijo, postane jasno šele ob upoštevanju njenega mehanizma.

4. Reakcije izmenjave so reakcije, pri katerih dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavine

Te reakcije označujejo lastnosti elektrolitov in v raztopinah potekajo po Bertholletovem pravilu, to je le, če je rezultat tvorba oborine, plina ali rahlo disociirajoče snovi (na primer H 2 O).

V anorganski kemiji je to lahko blok reakcij, ki na primer označujejo lastnosti alkalij:

1. Reakcija nevtralizacije, ki se pojavi s tvorbo soli in vode.

2. Reakcija med alkalijo in soljo, ki poteka s tvorbo plina.

3. Reakcija med alkalijo in soljo, ki povzroči nastanek oborine:

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

ali v ionski obliki:

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

V organski kemiji lahko upoštevamo blok reakcij, ki na primer označujejo lastnosti ocetne kisline:

1. Reakcija, ki se pojavi s tvorbo šibkega elektrolita - H 2 O:

CH 3 COOH + NaOH → Na(CH3COO) + H 2 O

2. Reakcija, ki se pojavi s tvorbo plina:

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

3. Reakcija, ki se pojavi s tvorbo oborine:

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. S spreminjanjem oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki tvorijo snovi

Na podlagi te značilnosti se razlikujejo naslednje reakcije:

1. Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskih stanj elementov ali redoks reakcije.

Te vključujejo številne reakcije, vključno z vsemi substitucijskimi reakcijami, pa tudi tiste reakcije združevanja in razgradnje, v katerih je udeležena vsaj ena preprosta snov, na primer:

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

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

Kompleksne redoks reakcije so sestavljene z uporabo metode elektronskega ravnovesja.

2KMn +7 O 4 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O

V organski kemiji so osupljiv primer redoks reakcij lastnosti aldehidov.

1. Reducirajo se v ustrezne alkohole:

Aldekidi se oksidirajo v ustrezne kisline:

2. Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskih stanj kemičnih elementov.

Sem spadajo na primer vse reakcije ionske izmenjave, pa tudi številne reakcije spojin, številne reakcije razgradnje, reakcije esterifikacije:

HCOOH + CHgOH = HCOOCH 3 + H 2 O

III. S toplotnim učinkom

Glede na toplotni učinek delimo reakcije na eksotermne in endotermne.

1. Pojavijo se eksotermne reakcije s sproščanjem energije.

Sem spadajo skoraj vse reakcije spojin. Redka izjema je endotermna reakcija sinteze dušikovega oksida (II) iz dušika in kisika ter reakcija plinastega vodika s trdnim jodom.

Eksotermne reakcije, ki nastanejo ob sproščanju svetlobe, uvrščamo med reakcije zgorevanja. Hidrogeniranje etilena je primer eksotermne reakcije. Deluje pri sobni temperaturi.

2. Endotermne reakcije nastanejo z absorpcijo energije.

Očitno bo to vključevalo skoraj vse reakcije razgradnje, na primer:

1. Žganje apnenca

2. Krekiranje butana

Količina energije, ki se sprosti ali absorbira kot posledica reakcije, se imenuje toplotni učinek reakcije, enačba kemijske reakcije, ki kaže ta učinek, pa se imenuje termokemijska enačba:

H 2 (g) + C 12 (g) = 2HC 1 (g) + 92,3 kJ

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

IV. Glede na agregatno stanje reagirajočih snovi (fazna sestava)

Glede na agregatno stanje reagirajočih snovi ločimo:

1. Heterogene reakcije - reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v različnih agregacijskih stanjih (v različnih fazah).

2. Homogene reakcije – reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v istem agregatnem stanju (v isti fazi).

V. Z udeležbo katalizatorja

Glede na udeležbo katalizatorja jih ločimo:

1. Nekatalitične reakcije, ki potekajo brez sodelovanja katalizatorja.

2. Katalitske reakcije, ki potekajo s sodelovanjem katalizatorja. Ker vse biokemične reakcije, ki se pojavljajo v celicah živih organizmov, potekajo s sodelovanjem posebnih bioloških katalizatorjev beljakovinske narave - encimov, so vsi katalitični ali, natančneje, encimski. Opozoriti je treba, da več kot 70 % kemične industrije uporablja katalizatorje.

VI. Proti

Glede na smer se razlikujejo:

1. Ireverzibilne reakcije potekajo pod danimi pogoji samo v eno smer. Sem spadajo vse reakcije izmenjave, ki jih spremlja tvorba oborine, plina ali rahlo disociirajoče snovi (voda), in vse reakcije zgorevanja.

2. Reverzibilne reakcije pod temi pogoji potekajo istočasno v dveh nasprotnih smereh. Velika večina takih reakcij je.

V organski kemiji znak reverzibilnosti odražajo imena - antonimi procesov:

hidrogeniranje - dehidrogenacija,

Hidracija - dehidracija,

Polimerizacija - depolimerizacija.

Vse reakcije esterifikacije (nasprotni proces, kot veste, se imenuje hidroliza) in hidrolize beljakovin, estrov, ogljikovih hidratov in polinukleotidov so reverzibilne. Reverzibilnost teh procesov je osnova najpomembnejše lastnosti živega organizma - metabolizma.

VII. Glede na mehanizem pretoka jih ločimo:

1. Med radikali in molekulami, ki nastanejo med reakcijo, pride do radikalskih reakcij.

Kot že veste, se pri vseh reakcijah stare kemične vezi prekinejo in nastanejo nove kemične vezi. Način prekinitve vezi v molekulah izhodne snovi določa mehanizem (pot) reakcije. Če je snov tvorjena s kovalentno vezjo, lahko obstajata dva načina za prekinitev te vezi: hemolitično in heterolitično. Na primer, pri molekulah Cl 2, CH 4 itd. se izvede hemolitična cepitev vezi, kar vodi do tvorbe delcev z neparnimi elektroni, to je prostih radikalov.

Radikali najpogosteje nastanejo, ko se prekinejo vezi, v katerih so skupni elektronski pari približno enakomerno porazdeljeni med atomi (nepolarna kovalentna vez), vendar se na podoben način lahko prekinejo tudi številne polarne vezi, zlasti kadar reakcija poteka v plinski fazi in pod vplivom svetlobe, kot na primer v primeru zgoraj obravnavanih procesov - interakcija C 12 in CH 4 -. Radikali so zelo reaktivni, ker težijo k dokončanju svoje elektronske plasti tako, da vzamejo elektron iz drugega atoma ali molekule. Na primer, ko radikal klora trči v molekulo vodika, povzroči prekinitev skupnega elektronskega para, ki povezuje atome vodika, in tvori kovalentno vez z enim od atomov vodika. Drugi atom vodika, ki postane radikal, tvori skupni elektronski par z neparnim elektronom atoma klora iz propadajoče molekule Cl 2, kar povzroči nastanek radikala klora, ki napade novo molekulo vodika itd.

Reakcije, ki predstavljajo verigo zaporednih transformacij, imenujemo verižne reakcije. Za razvoj teorije verižnih reakcij sta dva izjemna kemika - naš rojak N. N. Semenov in Anglež S. A. Hinshelwood prejela Nobelovo nagrado.
Substitucijska reakcija med klorom in metanom poteka podobno:

Večina reakcij zgorevanja organskih in anorganskih snovi, sinteza vode, amoniaka, polimerizacija etilena, vinil klorida itd. Poteka po radikalnem mehanizmu.

2. Ionske reakcije potekajo med ioni, ki so že prisotni ali nastali med reakcijo.

Tipične ionske reakcije so interakcije med elektroliti v raztopini. Ioni nastajajo ne le med disociacijo elektrolitov v raztopinah, ampak tudi pod vplivom električnih razelektritev, segrevanja ali sevanja. γ-žarki na primer pretvorijo molekule vode in metana v molekularne ione.

Po drugem ionskem mehanizmu pride do reakcij adicije vodikovih halogenidov, vodika, halogenov na alkene, oksidacije in dehidracije alkoholov, zamenjave alkoholnega hidroksila s halogenom; reakcije, ki označujejo lastnosti aldehidov in kislin. V tem primeru ioni nastanejo s heterolitičnim cepitvijo polarnih kovalentnih vezi.

VIII. Glede na vrsto energije

ki sprožijo reakcijo, ločimo:

1. Fotokemične reakcije. Sproži jih svetlobna energija. Poleg zgoraj obravnavanih fotokemičnih procesov sinteze HCl ali reakcije metana s klorom ti vključujejo nastajanje ozona v troposferi kot sekundarnega onesnaževala ozračja. Primarno vlogo ima pri tem dušikov oksid (IV), ki pod vplivom svetlobe tvori kisikove radikale. Ti radikali medsebojno delujejo z molekulami kisika, kar povzroči ozon.

Tvorba ozona poteka, dokler je dovolj svetlobe, saj lahko NO medsebojno deluje z molekulami kisika in tvori isti NO 2. Kopičenje ozona in drugih sekundarnih onesnaževal zraka lahko povzroči fotokemični smog.

Ta vrsta reakcije vključuje tudi najpomembnejši proces, ki poteka v rastlinskih celicah - fotosintezo, katere ime govori samo zase.

2. Sevalne reakcije. Sprožijo jih visokoenergijska sevanja – rentgenski žarki, jedrska sevanja (γ-žarki, a-delci – He 2+ itd.). S pomočjo sevalnih reakcij se izvaja zelo hitra radiopolimerizacija, radioliza (radiacijski razpad) itd.

Na primer, namesto dvostopenjske proizvodnje fenola iz benzena, ga lahko dobimo z reakcijo benzena z vodo pod vplivom sevanja. V tem primeru iz molekul vode nastanejo radikali [OH] in [H], s katerimi benzen reagira v fenol:

C 6 H 6 + 2[OH] → C 6 H 5 OH + H 2 O

Vulkanizacijo gume je mogoče izvesti brez žvepla z uporabo radiovulkanizacije, nastala guma pa ne bo nič slabša od tradicionalne gume.

3. Elektrokemične reakcije. Sproži jih električni tok. Poleg znanih reakcij elektrolize bomo navedli tudi reakcije elektrosinteze, na primer reakcije za industrijsko proizvodnjo anorganskih oksidantov.

4. Termokemijske reakcije. Sproži jih toplotna energija. Sem spadajo vse endotermne reakcije in številne eksotermne reakcije, katerih začetek zahteva začetni dovod toplote, to je začetek procesa.

Zgoraj obravnavana razvrstitev kemijskih reakcij se odraža v diagramu.

Klasifikacija kemijskih reakcij je tako kot vse druge klasifikacije pogojna. Znanstveniki so se strinjali, da bodo reakcije razdelili na določene vrste glede na značilnosti, ki so jih ugotovili. Toda večino kemičnih transformacij lahko razvrstimo v različne tipe. Na primer, označimo proces sinteze amoniaka.

To je sestavljena reakcija, redoks, eksotermna, reverzibilna, katalitična, heterogena (natančneje heterogeno-katalitična), ki se pojavi z znižanjem tlaka v sistemu. Za uspešno vodenje procesa je potrebno upoštevati vse podane informacije. Določena kemična reakcija je vedno večkakovostna in zanjo so značilne različne lastnosti.

Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganski in organski kemiji

Kemijske reakcije ali kemični pojavi so procesi, pri katerih iz nekaterih snovi nastanejo druge, ki se od njih razlikujejo po sestavi in ​​(ali) strukturi.

Pri kemijskih reakcijah nujno pride do spremembe snovi, pri kateri pride do trganja starih in tvorbe novih vezi med atomi.

Kemijske reakcije je treba razlikovati od jedrske reakcije. Zaradi kemijske reakcije se skupno število atomov posameznega kemičnega elementa in njegova izotopska sestava ne spremenita. Druga stvar so jedrske reakcije - procesi preoblikovanja atomskih jeder kot posledica njihove interakcije z drugimi jedri ali osnovnimi delci, na primer pretvorba aluminija v magnezij:

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

Klasifikacija kemijskih reakcij je večplastna, tj. lahko temelji na različnih značilnostih. Toda katera koli od teh značilnosti lahko vključuje reakcije med anorganskimi in organskimi snovmi.

Razmislimo o razvrstitvi kemijskih reakcij po različnih merilih.

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na število in sestavo reaktantov. Reakcije, ki se pojavijo brez spremembe sestave snovi

V anorganski kemiji takšne reakcije vključujejo procese pridobivanja alotropskih modifikacij enega kemičnega elementa, na primer:

$С_((grafit))⇄С_((diamant))$

$S_((rombični))⇄S_((monoklinski))$

$Р_((bela))⇄Р_((rdeča))$

$Sn_((bela pločevina))⇄Sn_((siva pločevina))$

$3О_(2(kisik))⇄2О_(3(ozon))$.

V organski kemiji lahko ta vrsta reakcije vključuje reakcije izomerizacije, ki se pojavijo brez spreminjanja ne le kvalitativne, ampak tudi kvantitativne sestave molekul snovi, na primer:

1. Izomerizacija alkanov.

Reakcija izomerizacije alkanov je velikega praktičnega pomena, ker ogljikovodiki izostrukture imajo manjšo sposobnost detonacije.

2. Izomerizacija alkenov.

3. Izomerizacija alkinov(reakcija A.E. Favorskega).

4. Izomerizacija haloalkanov(A.E. Favorsky).

5. Izomerizacija amonijevega cianata s segrevanjem.

Sečnino je prvi sintetiziral F. Wöhler leta 1882 z izomerizacijo amonijevega cianata pri segrevanju.

Reakcije, ki se pojavijo s spremembo sestave snovi

Ločimo štiri vrste takih reakcij: kombinacijo, razgradnjo, substitucijo in izmenjavo.

1. Reakcije spojin- To so reakcije, pri katerih dve ali več snovi tvorijo eno kompleksno snov.

V anorganski kemiji lahko celotno paleto reakcij spojin obravnavamo na primeru reakcij za proizvodnjo žveplove kisline iz žvepla:

1) pridobivanje žveplovega oksida (IV):

$S+O_2=SO_2$ - ena kompleksna snov nastane iz dveh enostavnih snovi;

2) pridobivanje žveplovega oksida (VI):

$2SO_2+O_2(⇄)↖(t,p,cat.)2SO_3$ - ena kompleksna snov nastane iz preprostih in kompleksnih snovi;

3) pridobivanje žveplove kisline:

$SO_3+H_2O=H_2SO_4$ - dve kompleksni snovi tvorita eno kompleksno snov.

Primer sestavljene reakcije, pri kateri ena kompleksna snov nastane iz več kot dveh začetnih snovi, je končna stopnja proizvodnje dušikove kisline:

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

V organski kemiji se reakcije spajanja običajno imenujejo adicijske reakcije. Celotno paleto takšnih reakcij je mogoče obravnavati na primeru bloka reakcij, ki označujejo lastnosti nenasičenih snovi, na primer etilena:

1) reakcija hidrogeniranja - dodajanje vodika:

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

2) reakcija hidratacije - dodajanje vode:

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

3) reakcija polimerizacije:

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

2. Reakcije razgradnje- To so reakcije, pri katerih iz ene kompleksne snovi nastane več novih snovi.

V anorganski kemiji lahko celotno paleto takšnih reakcij obravnavamo na primeru bloka reakcij za proizvodnjo kisika z laboratorijskimi metodami:

1) razgradnja živosrebrovega (II) oksida:

$2HgO(→)↖(t°)2Hg+O_2$ - iz ene kompleksne snovi nastaneta dve enostavni;

2) razgradnja kalijevega nitrata:

$2KNO_3(→)↖(t°)2KNO_2+O_2$ - iz ene kompleksne snovi nastaneta ena enostavna in ena kompleksna;

3) razgradnja kalijevega permanganata:

$2KMnO_4(→)↖(t°)K_2MnO_4+MnO_2+O_2$ - iz ene kompleksne snovi nastaneta dve kompleksni in ena preprosta, t.j. tri nove snovi.

V organski kemiji lahko reakcije razgradnje obravnavamo na primeru bloka reakcij za proizvodnjo etilena v laboratoriju in industriji:

1) reakcija dehidracije (izločanje vode) etanola:

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

2) reakcija dehidrogenacije (izločanje vodika) etana:

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

3) reakcija propanskega krekinga:

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

3. Nadomestne reakcije- to so reakcije, pri katerih atomi preproste snovi nadomestijo atome elementa v kompleksni snovi.

V anorganski kemiji je primer takšnih procesov blok reakcij, ki označujejo lastnosti, na primer, kovin:

1) interakcija alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin z vodo:

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

2) interakcija kovin s kislinami v raztopini:

$Zn+2HCl=ZnCl_2+H_2$;

3) interakcija kovin s solmi v raztopini:

$Fe+CuSO_4=FeSO_4+Cu;$

4) metalotermija:

$2Al+Cr_2O_3(→)↖(t°)Al_2O_3+2Cr$.

Predmet proučevanja organske kemije niso enostavne snovi, ampak samo spojine. Zato kot primer substitucijske reakcije predstavljamo najbolj značilno lastnost nasičenih spojin, zlasti metana, sposobnost njegovih vodikovih atomov, da se zamenjajo z atomi halogenov:

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

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

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

$CHCl_3+Cl_2→(CCl_4)↙(ogljikov tetraklorid)+HCl$.

Drug primer je bromiranje aromatske spojine (benzen, toluen, anilin):

Bodimo pozorni na posebnost substitucijskih reakcij v organskih snoveh: kot posledica takšnih reakcij ne nastaneta enostavna in kompleksna snov, kot v anorganski kemiji, ampak dve kompleksni snovi.

V organski kemiji substitucijske reakcije vključujejo tudi nekatere reakcije med dvema kompleksnima snovema, na primer nitriranje benzena:

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

Formalno gre za reakcijo izmenjave. Dejstvo, da gre za substitucijsko reakcijo, postane jasno šele ob upoštevanju njenega mehanizma.

4. Reakcije izmenjave- To so reakcije, pri katerih dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavne dele.

Te reakcije označujejo lastnosti elektrolitov in v raztopinah potekajo po Bertholletovem pravilu, tj. samo, če je rezultat tvorba oborine, plina ali rahlo disociirajoče snovi (na primer $H_2O$).

V anorganski kemiji je to lahko blok reakcij, ki na primer označujejo lastnosti alkalij:

1) reakcija nevtralizacije, ki se pojavi s tvorbo soli in vode:

$NaOH+HNO_3=NaNO_3+H_2O$

ali v ionski obliki:

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

2) reakcija med alkalijo in soljo, ki se pojavi s tvorbo plina:

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

ali v ionski obliki:

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

3) reakcija med alkalijo in soljo, ki se pojavi s tvorbo oborine:

$CuSO_4+2KOH=Cu(OH)_2↓+K_2SO_4$

ali v ionski obliki:

$Cu^(2+)+2OH^(-)=Cu(OH)_2↓$

V organski kemiji lahko upoštevamo blok reakcij, ki na primer označujejo lastnosti ocetne kisline:

1) reakcija, ki se pojavi s tvorbo šibkega elektrolita - $H_2O$:

$CH_3COOH+NaOH⇄NaCH_3COO+H_2O$

$CH_3COOH+OH^(-)⇄CH_3COO^(-)+H_2O$;

2) reakcija, ki se pojavi s tvorbo plina:

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

3) reakcija, ki se pojavi s tvorbo oborine:

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

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

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na spremembe oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki tvorijo snovi

Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskih stanj elementov ali redoks reakcije.

Te vključujejo številne reakcije, vključno z vsemi substitucijskimi reakcijami, pa tudi tiste reakcije združevanja in razgradnje, v katerih je udeležena vsaj ena preprosta snov, na primer:

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

$((Mg)↖(0)-2(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)(Mg)↖(+2)$

$((2H)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)(H_2)↖(0)$

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

$((Mg)↖(0)-2(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)(Mg)↖(+2)|4|2$

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

Kot se spomnite, so zapletene redoks reakcije sestavljene z uporabo metode elektronskega ravnotežja:

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

$((Fe)↖(0)-3(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)(Fe)↖(+3)|2$

$((S)↖(+6)+2(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)(S)↖(+4)|3$

V organski kemiji so osupljiv primer redoks reakcij lastnosti aldehidov:

1. Aldehidi se reducirajo v ustrezne alkohole:

$(CH_3-(C)↖(+1) ()↖(O↖(-2))↙(H↖(+1))+(H_2)↖(0))↙(\text"aceticaldehyde") ( →)↖(Ni,t°)(CH_3-(C)↖(-1)(H_2)↖(+1)(O)↖(-2)(H)↖(+1))↙(\text " etilni alkohol")$

$((C)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)(C)↖(-1)|1$

$((H_2)↖(0)-2(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)2(H)↖(+1)|1$

2. Aldehidi se oksidirajo v ustrezne kisline:

$(CH_3-(C)↖(+1) ()↖(O↖(-2))↙(H↖(+1))+(Ag_2)↖(+1)(O)↖(-2)) ↙(\text"aceticaldehyde"))(→)↖(t°)(CH_3-(Ag)↖(0)(C)↖(+3)(O)↖(-2)(OH)↖(-2 +1)+2(Ag)↖(0)↓)↙(\text"etilni alkohol")$

$((C)↖(+1)-2(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)(C)↖(+3)|1$

$(2(Ag)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)2(Ag)↖(0)|1$

Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskih stanj kemičnih elementov.

Sem spadajo na primer vse reakcije ionske izmenjave, pa tudi:

• številne reakcije spojin:

$Li_2O+H_2O=2LiOH;$

• številne reakcije razgradnje:

$2Fe(OH)_3(→)↖(t°)Fe_2O_3+3H_2O;$

• reakcije esterifikacije:

$HCOOH+CH_3OH⇄HCOOCH_3+H_2O$.

Razvrstitev kemijskih reakcij po toplotnem učinku

Glede na toplotni učinek delimo reakcije na eksotermne in endotermne.

Eksotermne reakcije.

Te reakcije potekajo s sproščanjem energije.

Sem spadajo skoraj vse reakcije spojin. Redka izjema je endotermna reakcija sinteze dušikovega oksida (II) iz dušika in kisika ter reakcija vodikovega plina s trdnim jodom:

$N_2+O_2=2NE - Q$,

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

Eksotermne reakcije, ki nastanejo ob sproščanju svetlobe, so razvrščene kot reakcije zgorevanja, na primer:

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

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

Hidrogeniranje etilena je primer eksotermne reakcije:

$CH_2=CH_2+H_2(→)↖(Pt)CH_3-CH_3+Q$

Deluje pri sobni temperaturi.

Endotermne reakcije

Te reakcije potekajo z absorpcijo energije.

Očitno so to skoraj vse reakcije razgradnje, na primer:

a) žganje apnenca:

$CaCO_3(→)↖(t°)CaO+CO_2-Q;$

b) krekiranje butana:

Količina energije, ki se sprosti ali absorbira kot posledica reakcije, se imenuje toplotni učinek reakcije, enačba kemijske reakcije, ki kaže ta učinek, pa se imenuje termokemična enačba, na primer:

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

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

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na agregatno stanje reagirajočih snovi (fazna sestava)

Heterogene reakcije.

To so reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v različnih agregacijskih stanjih (v različnih fazah):

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

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

Homogene reakcije.

To so reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v istem agregatnem stanju (v isti fazi):

Razvrstitev kemijskih reakcij glede na udeležbo katalizatorja

Nekatalitične reakcije.

Pojavijo se nekatalitske reakcije brez sodelovanja katalizatorja:

$2HgO(→)↖(t°)2Hg+O_2$,

$C_2H_4+3O_2(→)↖(t°)2CO_2+2H_2O$.

Katalitske reakcije.

Potekajo katalitične reakcije s sodelovanjem katalizatorja:

$2KClO_3(→)↖(MnO_2,t°)2KCl+3O_2,$

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

Ker vse biološke reakcije, ki potekajo v celicah živih organizmov, potekajo s sodelovanjem posebnih bioloških katalizatorjev beljakovinske narave - encimov, so vse katalitične ali, natančneje, encimski.

Opozoriti je treba, da več kot 70 % $ kemične industrije uporablja katalizatorje.

Razvrstitev kemijskih reakcij po smeri

Ireverzibilne reakcije.

Ireverzibilne reakcije teče pod temi pogoji le v eno smer.

Sem sodijo vse reakcije izmenjave, ki jih spremlja tvorba oborine, plina ali rahlo disociirajoče snovi (voda), in vse reakcije zgorevanja.

Reverzibilne reakcije.

Reverzibilne reakcije pod temi pogoji potekajo istočasno v dveh nasprotnih smereh.

Velika večina takih reakcij je.

V organski kemiji se znak reverzibilnosti odraža z antonimi procesov:

• hidrogenacija - dehidrogenacija;
• hidracija - dehidracija;
• polimerizacija - depolimerizacija.

Vse reakcije esterifikacije (nasprotni proces, kot veste, se imenuje hidroliza) in hidrolize beljakovin, estrov, ogljikovih hidratov in polinukleotidov so reverzibilne. Reverzibilnost je osnova najpomembnejšega procesa v živem organizmu - metabolizma.

Kemijske lastnosti snovi se pokažejo v različnih kemijskih reakcijah.

Pretvorbe snovi, ki jih spremljajo spremembe v njihovi sestavi in ​​(ali) strukturi, imenujemo kemijske reakcije. Pogosto najdemo naslednjo definicijo: kemijska reakcija je proces pretvorbe začetnih snovi (reagentov) v končne snovi (produkte).

Kemijske reakcije so zapisane s pomočjo kemijskih enačb in diagramov, ki vsebujejo formule izhodnih snovi in ​​produktov reakcije. V kemijskih enačbah je za razliko od diagramov število atomov vsakega elementa enako na levi in ​​desni strani, kar odraža zakon o ohranitvi mase.

Na levi strani enačbe so zapisane formule izhodnih snovi (reagentov), ​​na desni strani - snovi, ki nastanejo kot posledica kemijske reakcije (reakcijski produkti, končne snovi). Znak enakovrednosti, ki povezuje levo in desno stran, pomeni, da skupno število atomov snovi, vključenih v reakcijo, ostane konstantno. To dosežemo tako, da pred formulami postavimo cele stehiometrične koeficiente, ki prikazujejo kvantitativna razmerja med reaktanti in produkti reakcije.

Kemijske enačbe lahko vsebujejo dodatne informacije o značilnostih reakcije. Če do kemijske reakcije pride pod vplivom zunanjih vplivov (temperatura, tlak, sevanje itd.), je to označeno z ustreznim simbolom, običajno nad (ali »pod«) enačajom.

Ogromno število kemičnih reakcij lahko združimo v več vrst reakcij, ki imajo zelo specifične značilnosti.

Izberete lahko naslednja merila za razvrstitev:

• 1. Število in sestava izhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov.
• 2. Agregatno stanje reagentov in reakcijskih produktov.
• 3. Število faz, v katerih se nahajajo udeleženci reakcije.
• 4. Narava prenesenih delcev.
• 5. Možnost poteka reakcije v smeri naprej in nazaj.
• 6. Predznak toplotnega učinka deli vse reakcije na: eksotermne reakcije, ki potekajo z ekso-učinkom - sproščanje energije v obliki toplote (Q>0, ?H

in endotermne reakcije, ki se pojavljajo z endo učinkom - absorpcijo energije v obliki toplote (Q<0, ?H >0):

Takšne reakcije uvrščamo med termokemične.

Oglejmo si podrobneje vsako vrsto reakcije.

Razvrstitev glede na število in sestavo reagentov in končnih snovi

1. Reakcije spojin

Ko spojina reagira iz več reagirajočih snovi relativno enostavne sestave, dobimo eno snov bolj zapletene sestave:

Te reakcije praviloma spremlja sproščanje toplote, tj. vodijo do tvorbe bolj stabilnih in energijsko manj bogatih spojin.

Reakcije spojin enostavnih snovi so vedno redoks narave. Sestavljene reakcije med kompleksnimi snovmi lahko potekajo brez spremembe valence:

in tudi razvrščeni kot redoks:

2. Reakcije razgradnje

Reakcije razgradnje vodijo do tvorbe več spojin iz ene kompleksne snovi:

A = B + C + D.

Produkti razgradnje kompleksne snovi so lahko enostavne in kompleksne snovi. Od reakcij razgradnje, ki potekajo brez spreminjanja valenčnih stanj, je treba omeniti razgradnjo kristaliničnih hidratov, baz, kislin in soli kislin, ki vsebujejo kisik:

Reakcije redoks razgradnje vključujejo razgradnjo oksidov, kislin in soli, ki jih tvorijo elementi v višjih oksidacijskih stopnjah:

Reakcije redoks razgradnje so še posebej značilne za soli dušikove kisline.

Reakcije razgradnje v organski kemiji imenujemo kreking:

ali dehidrogenacijo

3. Nadomestne reakcije

Pri substitucijskih reakcijah navadno preprosta snov reagira s kompleksno, pri čemer nastane še ena enostavna snov in še ena kompleksna:

A + BC = AB + C.

Te reakcije v veliki večini spadajo med redoks reakcije:

Primerov substitucijskih reakcij, ki jih ne spremlja sprememba valenčnih stanj atomov, je zelo malo. Opozoriti je treba na reakcijo silicijevega dioksida s solmi kislin, ki vsebujejo kisik, ki ustrezajo plinastim ali hlapnim anhidridom:

CaCO3+ SiO2 = CaSiO3 + CO2,

Včasih se te reakcije obravnavajo kot reakcije izmenjave:

4. Reakcije izmenjave

Reakcije izmenjave so reakcije med dvema spojinama, ki med seboj izmenjujeta svoje sestavine:

AB + CD = AD + CB.

Če med substitucijskimi reakcijami pride do redoks procesov, se izmenjava vedno zgodi brez spremembe valenčnega stanja atomov. To je najpogostejša skupina reakcij med kompleksnimi snovmi - oksidi, bazami, kislinami in solmi:

Poseben primer teh reakcij izmenjave je reakcija nevtralizacije:

Običajno se te reakcije držijo zakonov kemijskega ravnovesja in potekajo v smeri, kjer se vsaj ena od snovi odstrani iz reakcijske sfere v obliki plinaste, hlapne snovi, oborine ali spojine z nizko disociacijo (za raztopine):

5. Prenosne reakcije.

Pri reakcijah prenosa se atom ali skupina atomov premakne iz ene strukturne enote v drugo:

Na primer:

• 1. Kemijske reakcije se razlikujejo po številu in sestavi reaktantov:
  • a) reakcije, ki potekajo brez spreminjanja sestave medsebojno delujočih snovi: v anorganski kemiji so primeri takih kemičnih reakcij procesi spreminjanja alotropskih modifikacij istega kemičnega elementa (grafit se spremeni v diamant, kisik v ozon);

v organski kemiji so primeri izomerizacijskih reakcij alkanov, alkenov, alkinov in drugih, ki se pojavijo brez spreminjanja ne le kvalitativne, ampak tudi kvantitativne sestave reagentov.

• b) kemijske reakcije, ki nastanejo s spremembo sestave snovi: reakcije povezovanja, substitucije, izmenjave in razgradnje.
• 2. Reakcije lahko razvrstimo glede na spremembe oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki medsebojno delujejo v kemični reakciji:
  • a) pride do redoks kemičnih reakcij s spremembo oksidacijskega stanja;
  • b) reakcije brez spreminjanja oksidacijskega stanja reaktantov.
• 3. Kemijske reakcije delimo tudi glede na toplotni učinek, ki je posledica interakcij atomov ali molekul:
  • a) eksotermno - s sproščanjem toplote (ali energije);
  • b) endotermna - z absorpcijo energije.
• 4. Glede na sodelovanje katalizatorja v procesu interakcij delimo kemijske reakcije na katalitične in nekatalitske (več kot 70 % vseh reakcij je katalitičnih).
• 5. Na podlagi prisotnosti v reakciji snovi v različnih agregatnih stanjih kemijske reakcije delimo na heterogene (reagenti in produkti so v različnih agregacijskih stanjih) in homogene (vsi reaktanti in produkti so prisotni v eni fazi).
• 6. Kemijske reakcije so lahko reverzibilne (potekajo v obe smeri) ali ireverzibilne, odvisno od smeri toka.
• 7. Obstaja tudi klasifikacija kemijskih reakcij glede na vrsto energije, ki sproži reakcijo: fotokemične, radiacijske, termokemične in elektrokemične.
• 4. Dejavniki, ki vplivajo na hitrost kemijskih reakcij
• 1. Narava reagirajočih snovi. Narava kemičnih vezi in struktura molekul reagenta imata pomembno vlogo. Reakcije potekajo v smeri uničenja manj močnih vezi in nastajanja snovi z močnejšimi vezmi. Tako prekinitev vezi v molekulah H2 in N2 zahteva visoke energije; take molekule so rahlo reaktivne. Pretrganje vezi v zelo polarnih molekulah (HCl, H2O) zahteva manj energije, hitrost reakcije pa je veliko večja. Reakcije med ioni v raztopinah elektrolitov se pojavijo skoraj v trenutku.

Fluor reagira z vodikom eksplozivno pri sobni temperaturi, brom reagira z vodikom počasi pri segrevanju.

Kalcijev oksid močno reagira z vodo in sprošča toploto; bakrov oksid - ne reagira.

2. Koncentracija. Z naraščajočo koncentracijo (število delcev na prostorninsko enoto) pogosteje prihaja do trkov molekul reagirajočih snovi - hitrost reakcije se poveča.

Zakon delovanja mase - hitrost kemijske reakcije je premo sorazmerna z zmnožkom koncentracij reagirajočih snovi.

Za enostopenjsko homogeno reakcijo tipa A+B? reakcijskih produktov je ta zakon izražen z enačbo:

kjer je v hitrost reakcije; cA in cB - koncentraciji snovi A in B, mol/l;

k je sorazmernostni koeficient, imenovan konstanta hitrosti reakcije.

Konstanta hitrosti reakcije k je odvisna od narave reaktantov, temperature in katalizatorja, vendar ni odvisna od koncentracij reaktantov.

Fizični pomen konstante hitrosti je, da je enaka reakcijski hitrosti pri enotskih koncentracijah reaktantov.

Pri heterogenih reakcijah koncentracija trdne faze ni vključena v izraz reakcijske hitrosti.

3. Temperatura. Za vsakih 10 °C dviga temperature se hitrost reakcije poveča za 2-4 krat (van't Hoffovo pravilo). Ko se temperatura dvigne od t1 do t2, lahko spremembo hitrosti reakcije izračunamo po formuli:

(kjer sta Vt2 in Vt1 reakcijski hitrosti pri temperaturah t2 oziroma t1; g je temperaturni koeficient te reakcije).

Van't Hoffovo pravilo velja le v ozkem temperaturnem območju. Natančnejša je Arrheniusova enačba:

kjer je A konstanta, ki je odvisna od narave reagirajočih snovi;

R je univerzalna plinska konstanta;

Ea je aktivacijska energija, tj. energija, ki jo morajo imeti trčene molekule, da lahko trk privede do kemijske transformacije.

Energijski diagram kemijske reakcije.

riž. 1

A - reagenti, B - aktivirani kompleks (prehodno stanje), C - produkti.

Višja kot je aktivacijska energija Ea, bolj se hitrost reakcije poveča z naraščajočo temperaturo.

• 4. Stična površina reagirajočih snovi. Pri heterogenih sistemih (ko so snovi v različnih agregatnih stanjih) večja kot je kontaktna površina, hitreje poteka reakcija. Trdnim snovem lahko površino povečamo z mletjem, topnim snovem pa z raztapljanjem.
• 5. Kataliza. Snovi, ki sodelujejo v reakcijah in povečajo njihovo hitrost ter ob koncu reakcije ostanejo nespremenjene, imenujemo katalizatorji. Mehanizem delovanja katalizatorjev je povezan z zmanjšanjem aktivacijske energije reakcije zaradi tvorbe vmesnih spojin. Pri homogeni katalizi sestavljajo reagenti in katalizator eno fazo (so v istem agregatnem stanju); pri heterogeni katalizi sta različni fazi (so v različnih agregacijskih stanjih). V nekaterih primerih se lahko pojav nezaželenih kemičnih procesov močno upočasni z dodajanjem inhibitorjev v reakcijski medij (pojav "negativne katalize").
• 5. Zakon kemijskega ravnovesja

Kemijsko ravnovesje je stanje kemijskega sistema, v katerem se ena ali več kemičnih reakcij odvija reverzibilno in so hitrosti v vsakem paru reakcij naprej-nazaj enake. Za sistem v kemijskem ravnovesju se koncentracije reagentov, temperatura in drugi parametri sistema skozi čas ne spreminjajo.

V stanju ravnotežja postaneta hitrosti prednjih in povratnih reakcij enaki.

Položaj kemijskega ravnovesja je odvisen od naslednjih reakcijskih parametrov: temperature, tlaka in koncentracije. Vpliv, ki ga imajo ti dejavniki na kemijsko reakcijo, je predmet vzorca, ki ga je leta 1885 na splošno izrazil francoski znanstvenik Le Chatelier.

Pri vsaki reverzibilni reakciji ena od smeri ustreza eksotermnemu procesu, druga pa endotermnemu procesu.

Prednja reakcija je eksotermna, povratna pa endotermna.

Vpliv temperaturnih sprememb na položaj kemijskega ravnovesja je podvržen naslednjim pravilom: Ko se temperatura poveča, se kemijsko ravnovesje premakne v smeri endotermne reakcije, ko se temperatura zniža, pa v smeri eksotermne reakcije.

Pri vseh reakcijah s plinastimi snovmi, ki jih spremlja sprememba prostornine zaradi spremembe količine snovi med prehodom iz izhodnih snovi v produkte, na ravnotežni položaj vpliva tlak v sistemu.

Vpliv tlaka na ravnotežni položaj je podvržen naslednjim pravilom: z naraščanjem tlaka se ravnotežje premika v smeri tvorbe snovi (ali izhodnih produktov) z manjšim volumnom; ko se tlak zmanjša, se ravnotežje premakne v smeri tvorbe snovi z večjim volumnom:

Tako se je pri prehodu od izhodnih snovi do produktov prostornina plinov prepolovila.

Vpliv koncentracije na stanje ravnotežja je podvržen naslednjim pravilom:

Ko se koncentracija ene od izhodnih snovi poveča, se ravnotežje premakne v smeri nastanka reakcijskih produktov;

Ko se koncentracija enega od reakcijskih produktov poveča, se ravnovesje premakne v smeri nastanka izhodnih snovi.