Egzotermne reakcije isključenja. Vrste hemijskih reakcija u organskoj hemiji – Hipermarket znanja
Lekcija 2
Klasifikacija hemijskih reakcija u neorganskoj hemiji
Hemijske reakcije se klasificiraju prema različitim kriterijima.
Prema broju polaznih materijala i produkta reakcije
raspadanje - reakcija u kojoj se iz jedne složene supstance formiraju dvije ili više jednostavnih ili složenih tvari
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
Compound- reakcija uslijed koje se od dvije ili više jednostavnih ili složenih tvari formira jedna složenija tvar
NH 3 + HCl → NH 4 Cl
Zamjena- reakcija koja se odvija između jednostavnih i složenih supstanci, u kojoj se atomi jednostavne tvari zamjenjuju atomima jednog od elemenata u složenoj tvari.
Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2
Razmjena- reakcija u kojoj dvije složene supstance izmjenjuju svoje sastavne dijelove
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Jedna od reakcija razmjene neutralizacija je reakcija između kiseline i baze koja proizvodi sol i vodu.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Termičkim efektom
Reakcije koje nastaju oslobađanjem toplote nazivaju se egzotermne reakcije.
C + O 2 → CO 2 + Q
2) Reakcije koje se javljaju pri apsorpciji toplote nazivaju se endotermne reakcije.
N 2 + O 2 → 2NO – Q
Zasnovano na reverzibilnosti
Reverzibilno– reakcije koje se odvijaju pod istim uslovima u dva međusobno suprotna pravca.
Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunim pretvaranjem početnih tvari u konačne nazivaju se nepovratno, u ovom slučaju, gas, talog ili blago disocijirajuća supstanca - voda - treba da se oslobodi.
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 +2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O
Redox reakcije– reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskog stanja.
Ca + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
I reakcije koje se javljaju bez promjene oksidacijskog stanja.
HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O
5.Homogene reakcije, ako su polazne tvari i produkti reakcije u istom agregacijskom stanju. I heterogena reakcije, ako su produkti reakcije i polazne tvari u različitim agregacijskim stanjima.
Na primjer: sinteza amonijaka.
Redox reakcije.
Postoje dva procesa:
Oksidacija– Ovo je donacija elektrona, usled čega se povećava oksidaciono stanje. Atom, molekul ili ion koji donira elektron naziva se redukciono sredstvo.
Mg 0 - 2e → Mg +2
Oporavak - proces dodavanja elektrona, kao rezultat, smanjuje se oksidacijsko stanje. Atom, molekul ili ion koji dobije elektron naziva se oksidaciono sredstvo.
S 0 +2e → S -2
O 2 0 +4e → 2O -2
Kod redoks reakcija se mora poštovati sledeće pravilo: elektronski balans(broj vezanih elektrona mora biti jednak broju doniranih elektrona; slobodnih elektrona ne bi trebalo biti). I to se takođe mora poštovati atomska ravnoteža(broj atoma istog imena na lijevoj strani mora biti jednak broju atoma na desnoj strani)
Pravila za pisanje redoks reakcija.
Napišite jednačinu reakcije
Podesite oksidaciona stanja
Pronađite elemente čije se oksidacijsko stanje mijenja
Zapišite ih u parovima.
Pronađite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo
Napišite proces oksidacije ili redukcije
Izjednačite elektrone koristeći pravilo ravnoteže elektrona (nađite n.o.c.), raspoređujući koeficijente
Napišite zbirnu jednačinu
Stavite koeficijente u jednadžbu hemijske reakcije
KClO 3 → KClO 4 + KCl; N 2 + H 2 → NH 3 ; H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O; Al + O 2 = Al 2 O 3;
Su + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O; KClO 3 → KCl + O 2; P + N 2 O = N 2 + P 2 O 5;
NO 2 + H 2 O = HNO 3 + NO
. Brzina hemijskih reakcija. Ovisnost brzine kemijskih reakcija o koncentraciji, temperaturi i prirodi reaktanata.
Hemijske reakcije se odvijaju različitom brzinom. Nauka proučava brzinu hemijske reakcije, kao i identifikaciju njene zavisnosti od uslova procesa - hemijska kinetika.
υ homogene reakcije određuje se promjenom količine tvari po jedinici volumena:
υ =Δn / Δt ∙V
gdje je Δ n promjena broja molova jedne od tvari (najčešće originalne, ali može biti i produkt reakcije), (mol);
V – zapremina gasa ili rastvora (l)
Budući da je Δ n / V = ΔC (promjena koncentracije), onda
υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)
υ heterogene reakcije određuje se promjenom količine tvari u jedinici vremena na jediničnoj površini dodira tvari.
υ =Δn / Δt ∙ S
gdje je Δ n – promjena količine tvari (reagensa ili proizvoda), (mol);
Δt – vremenski interval (s, min);
S – površina kontakta tvari (cm 2, m 2)
Zašto stope različitih reakcija nisu iste?
Da bi hemijska reakcija započela, molekuli reagujućih supstanci moraju da se sudare. Ali ne rezultira svaki sudar hemijskom reakcijom. Da bi sudar doveo do hemijske reakcije, molekuli moraju imati dovoljno veliku energiju. Čestice koje mogu proći hemijsku reakciju prilikom sudara nazivaju se aktivan. Imaju višak energije u odnosu na prosječnu energiju većine čestica – energiju aktivacije E Act . U tvari ima mnogo manje aktivnih čestica nego s prosječnom energijom, tako da da bi mnoge reakcije započele, sistemu se mora dati nešto energije (bljesak svjetlosti, zagrijavanje, mehanički udar).
Energetska barijera (vrijednost E Act) je različit za različite reakcije, što je niži, to se reakcija odvija lakše i brže.
2. Faktori koji utiču na υ(broj sudara čestica i njihova efikasnost).
1) Priroda reaktanata: njihov sastav, struktura => energija aktivacije
▪ što manje E Act, što je veće υ;
2) Temperatura: na t za svakih 10 0 C, υ 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo).
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
Zadatak 1. Brzina određene reakcije na 0 0 C je jednaka 1 mol/l ∙ h, temperaturni koeficijent reakcije je 3. Kolika će biti brzina ove reakcije na 30 0 C?
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h
3) koncentracija:što više, to češće dolazi do sudara i υ. Pri konstantnoj temperaturi za reakciju mA + nB = C prema zakonu djelovanja mase:
υ = k ∙ C A m ∙ C B n
gdje je k konstanta brzine;
C – koncentracija (mol/l)
Zakon masovne akcije:
Brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.
Zadatak 2. Reakcija se odvija prema jednačini A + 2B → C. Koliko puta i kako će se promijeniti brzina reakcije kada se koncentracija tvari B poveća za 3 puta?
Rješenje:υ = k ∙ C A m ∙ C B n
υ = k ∙ C A ∙ C B 2
υ 1 = k ∙ a ∙ b 2
υ 2 = k ∙ a ∙ 3 u 2
υ 1 / υ 2 = a ∙ in 2 / a ∙ 9 in 2 = 1/9
Odgovor: povećaće se 9 puta
Za gasovite supstance, brzina reakcije zavisi od pritiska
Što je pritisak veći, to je veća brzina.
4) Katalizatori– supstance koje menjaju mehanizam reakcije, redukuju E Act => υ .
▪ Katalizatori ostaju nepromijenjeni nakon završetka reakcije
▪ Enzimi su biološki katalizatori, proteini po prirodi.
▪ Inhibitori – supstance koje ↓ υ
1. Tokom reakcije, koncentracija reagensa:
1) povećava
2) se ne menja
3) smanjuje
4) Ne znam
2. Tokom reakcije, koncentracija proizvoda:
1) povećava
2) se ne menja
3) smanjuje se
4) Ne znam
3. Za homogenu reakciju A + B → ... uz istovremeno povećanje molarne koncentracije polaznih tvari za 3 puta, brzina reakcije se povećava:
1) 2 puta
2) 3 puta
4) 9 puta
4. Brzina reakcije H 2 + J 2 → 2HJ će se smanjiti za 16 puta uz istovremeno smanjenje molarne koncentracije reagensa:
1) 2 puta
2) 4 puta
5. Brzina reakcije CO 2 + H 2 → CO + H 2 O s porastom molarne koncentracije za 3 puta (CO 2) i 2 puta (H 2) raste:
1) 2 puta
2) 3 puta
4) 6 puta
6. Brzina reakcije C (T) + O 2 → CO 2 na V-konst i povećanjem količine reagensa za 4 puta se povećava:
1) 4 puta
4) 32 puta
10. Brzina reakcije A + B → ... će se povećati kada:
1) smanjenje koncentracije A
2) povećanje koncentracije B
3) hlađenje
4) smanjenje pritiska
7. Brzina reakcije Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 je veća kada se koristi:
1) gvozdeni prah, ne strugotine
2) gvozdena strugotina, a ne prah
3) koncentrovani H 2 SO 4, a ne razblažen H 2 SO 4
4) Ne znam
8
. Brzina reakcije 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 bit će veća ako koristite:
1) 3% rastvor H 2 O 2 i katalizator
2) 30% rastvor H 2 O 2 i katalizator
3) 3% rastvor H 2 O 2 (bez katalizatora)
4) 30% rastvor H 2 O 2 (bez katalizatora)
Hemijska ravnoteža. Faktori koji utječu na ravnotežu pomaka. Le Chatelierov princip.
Hemijske reakcije se mogu podijeliti prema smjeru u kojem se odvijaju
▪ Nepovratne reakcije nastaviti samo u jednom smjeru (reakcije ionske izmjene sa, ↓, MDS, sagorijevanje i neke druge)
Na primjer, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3
▪ Reverzibilne reakcije pod istim uslovima teku u suprotnim smjerovima (↔).
Na primjer, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3
Stanje reverzibilne reakcije u kojoj je υ → = υ ← pozvao hemijski balans.
Da bi se reakcija u hemijskoj proizvodnji odvijala što potpunije, potrebno je ravnotežu pomeriti ka proizvodu. Da biste odredili kako će određeni faktor promijeniti ravnotežu u sistemu, koristite Le Chatelierov princip(1844.):
Le Chatelierov princip: Ako se na sistem u stanju ravnoteže izvrši vanjski utjecaj (promjena t, p, C), onda će se ravnoteža pomjeriti u smjeru koji slabi ovaj utjecaj.
Balans se pomera:
1) sa C reakcijom →,
kod C prod ← ;
2) na p (za gasove) - prema smanjenju zapremine,
na ↓ r – u smjeru povećanja V;
ako se reakcija odvija bez promjene broja molekula gasovitih supstanci, tada pritisak ne utiče na ravnotežu u ovom sistemu.
3) na t – prema endotermnoj reakciji (- Q),
pri ↓ t – prema egzotermnoj reakciji (+ Q).
Zadatak 3. Kako treba mijenjati koncentracije tvari, tlak i temperaturu homogenog sistema PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q da bi se ravnoteža pomjerila ka razgradnji PCl 5 (→)
↓ C (PCl 3) i C (Cl 2)
Zadatak 4. Kako se pomiče hemijska ravnoteža reakcije 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q kada
a) povećanje temperature;
b) povećan pritisak
1. Metoda koja pomiče ravnotežu reakcije 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 udesno (→) je:
1) povećanje koncentracije ugljičnog monoksida
2) povećanje koncentracije ugljičnog dioksida
3) smanjenje koncentracije otopljenog oksida (I)
4) smanjenje koncentracije bakar (II) oksida
2. U homogenoj reakciji 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O, sa povećanjem pritiska, ravnoteža će se pomeriti:
2) u pravu
3) neće se pomeriti
4) Ne znam
8. Kada se zagrije, ravnoteža reakcije N 2 + O 2 2NO – Q:
1) će se pomeriti udesno
2) će se pomaknuti ulijevo
3) neće se pomeriti
4) Ne znam
9. Prilikom hlađenja, ravnoteža reakcije H 2 + S H 2 S + Q:
1) će se pomaknuti ulijevo
2) će se pomeriti udesno
3) neće se pomeriti
4) Ne znam
Klasifikacija hemijskih reakcija u neorganskoj i organskoj hemiji
DokumentZadaci A 19 (USE 2012) Klasifikacija hemijski reakcije V neorganski i organski hemija. TO reakcije supstitucija se odnosi na interakciju: 1) propena i vode, 2) ...
Tematsko planiranje časova hemije u 8-11 razredu 6
Tematsko planiranje1 Hemijski reakcije 11 11 Klasifikacija hemijski reakcije V neorganski hemija. (C) 1 Klasifikacija hemijski reakcije u organskom hemija. (C) 1 brzina hemijski reakcije. Energija aktivacije. 1 Faktori koji utiču na brzinu hemijski reakcije ...
Pitanja za ispite iz hemije za studente 1. godine
DokumentMetan, upotreba metana. Klasifikacija hemijski reakcije V neorganski hemija. Fizički i hemijski svojstva i primjena etilena. Hemijski ravnoteža i njeni uslovi...
-
Hemijske reakcije- to su procesi zbog kojih iz nekih supstanci nastaju druge koje se od njih razlikuju po sastavu i (ili) strukturi.
Klasifikacija reakcija:
Prema broju i sastavu reaktanata i produkta reakcije:
Reakcije koje se javljaju bez promjene sastava tvari:
C (grafit) → C (dijamant); P (bijelo) → P (crveno).
U organskoj hemiji to su reakcije izomerizacije - reakcije koje rezultiraju stvaranjem molekula drugih tvari istog kvalitativnog i kvantitativnog sastava iz molekula jedne tvari, tj. sa istom molekularnom formulom, ali različitom strukturom.
CH 2 -CH 2 -CH 3 → CH 3 -CH-CH 3
n-butan 2-metilpropan (izobutan)
Reakcije koje se javljaju s promjenom sastava tvari:
U organskoj hemiji to su reakcije hidrogenacije, halogenacije, hidrohalogenacije, hidratacije, polimerizacije.
CH 2 = CH 2 + HOH → CH 3 – CH 2 OH
b) Reakcije razgradnje (u organskoj hemiji eliminacija, eliminacija) - reakcije tokom kojih iz jedne složene supstance nastaje više novih supstanci:CH 3 – CH 2 OH → CH 2 = CH 2 + H 2 O
2KNO 3 →2KNO 2 + O 2
U organskoj hemiji, primjeri reakcija eliminacije su dehidrogenacija, dehidracija, dehidrohalogenacija i kreking.
c) Reakcije supstitucije - reakcije tokom kojih atomi jednostavne supstance zamjenjuju atome nekog elementa u složenoj tvari (u organskoj hemiji reaktanti i produkti reakcije su često dvije složene tvari).
CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl +HCl; 2Na+ 2H 2 O→ 2NaOH + H 2
Izuzetno je malo primjera supstitucijskih reakcija koje nisu praćene promjenom oksidacijskih stanja atoma. Treba napomenuti reakciju silicijum oksida sa solima kiselina koje sadrže kiseonik, a koje odgovaraju gasovitim ili hlapljivim oksidima:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3SaSiO 3 + P 2 O 5
d) Reakcije razmene - reakcije tokom kojih dve složene supstance razmenjuju svoje komponente:
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O,
2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O
Promjenom oksidacijskih stanja hemijskih elemenata koji formiraju supstance
Reakcije koje se javljaju s promjenom oksidacijskih stanja, ili ORR:
∙3| Cu 0 – 2e – → Cu +2 (proces oksidacije, element – redukciono sredstvo),
8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
U organskoj hemiji:
C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH
Reakcije koje se javljaju bez promjene oksidacijskog stanja kemijskih elemenata:
HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O
Termičkim efektom
Egzotermne reakcije nastaju oslobađanjem energije:
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q
Endotermne reakcije se javljaju pri apsorpciji energije:
C 12 H 26 → C 6 H 14 + C 6 H 12 - Q
Prema stanju agregacije reagujućih supstanci
Heterogene reakcije su reakcije tokom kojih su reaktanti i produkti reakcije u različitim agregacijskim stanjima:
CaC 2 (čvrsta) + 2H 2 O (l) → Ca(OH) 2 (rastvor) + C 2 H 2 (g)
Homogene reakcije su reakcije tokom kojih su reaktanti i produkti reakcije u istom agregacijskom stanju:
2C 2 H 2 (g) + 5O 2 (g) → 4CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Učešćem katalizatora
Nekatalitičke reakcije koje se odvijaju bez sudjelovanja katalizatora:
Katalitičke reakcije koje uključuju katalizatore:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
Towards
Ireverzibilne reakcije se javljaju pod ovim uslovima samo u jednom pravcu:
Reverzibilne reakcije u ovim uslovima odvijaju se istovremeno u dva suprotna smera: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
Prema mehanizmu protoka
Radikalni mehanizam.
Dolazi do homolitičkog (jednakog) cijepanja veze. Tokom hemolitičkog cijepanja, par elektrona koji formira vezu dijeli se na način da svaka od rezultirajućih čestica primi jedan elektron. U tom slučaju nastaju radikali - nenabijene čestice s nesparenim elektronima. Radikali su vrlo reaktivne čestice; reakcije u kojima su uključene odvijaju se u plinskoj fazi velikom brzinom i često s eksplozijom.
Radikalne reakcije se javljaju između radikala i molekula nastalih tokom reakcije:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl +HCl
Primjeri: reakcije sagorijevanja organskih i neorganskih tvari, sinteza vode, amonijaka, reakcije halogeniranja i nitriranja alkana, izomerizacija i aromatizacija alkana, katalitička oksidacija alkana, polimerizacija alkena, vinil hlorida itd.
Jonski mehanizam.
Dolazi do heterolitičkog (nejednakog) cepanja veze, pri čemu oba elektrona veze ostaju sa jednom od prethodno vezanih čestica. Formiraju se nabijene čestice (kationi i anioni).
Jonske reakcije se javljaju u rastvorima između jona koji su već prisutni ili formirani tokom reakcije.
Na primjer, u neorganskoj hemiji to je interakcija elektrolita u otopini; u organskoj hemiji to su reakcije adicije na alkene, oksidacija i dehidrogenacija alkohola, supstitucija alkoholne grupe i druge reakcije koje karakteriziraju svojstva aldehida i karboksilnih kiselina.
Prema vrsti energije koja pokreće reakciju:
Fotohemijske reakcije nastaju kada su izložene kvantima svjetlosti. Na primjer, sinteza klorovodika, interakcija metana sa klorom, proizvodnja ozona u prirodi, procesi fotosinteze itd.
Reakcije na zračenje pokreću se visokoenergetskim zračenjem (X-zraci, γ-zraci).
Elektrohemijske reakcije se pokreću električnom strujom, kao što je elektroliza.
Termohemijske reakcije se pokreću toplotnom energijom. To uključuje sve endotermne reakcije i mnoge egzotermne reakcije koje zahtijevaju toplinu za pokretanje.
>> Hemija: Vrste hemijskih reakcija u organskoj hemiji
Reakcije organskih supstanci se formalno mogu podijeliti u četiri glavna tipa: supstitucija, adicija, eliminacija (eliminacija) i preuređivanje (izomerizacija). Očigledno je da se čitav niz reakcija organskih spojeva ne može svesti na okvir predložene klasifikacije (na primjer, reakcije sagorijevanja). Međutim, takva klasifikacija će pomoći da se uspostave analogije sa klasifikacijama reakcija koje se dešavaju između neorganskih supstanci koje su vam već poznate iz kursa neorganske hemije.
Obično se glavni organski spoj uključen u reakciju naziva supstrat, a druga komponenta reakcije se konvencionalno smatra reaktantom.
Reakcije supstitucije
Reakcije koje rezultiraju zamjenom jednog atoma ili grupe atoma u originalnoj molekuli (supstratu) drugim atomima ili grupama atoma nazivaju se reakcije supstitucije.
Reakcije supstitucije uključuju zasićena i aromatična jedinjenja, kao što su, na primjer, alkani, cikloalkani ili areni.
Navedimo primjere takvih reakcija.
Sadržaj lekcije beleške sa lekcija podrška okvirnoj prezentaciji lekcija metode ubrzanja interaktivne tehnologije Vježbajte zadaci i vježbe radionice za samotestiranje, obuke, slučajevi, potrage domaća zadaća diskusija pitanja retorička pitanja učenika Ilustracije audio, video i multimedija fotografije, slike, grafike, tabele, dijagrami, humor, anegdote, vicevi, stripovi, parabole, izreke, ukrštene reči, citati Dodaci sažetakačlanci trikovi za radoznale jaslice udžbenici osnovni i dodatni rječnik pojmova ostalo Poboljšanje udžbenika i lekcijaispravljanje grešaka u udžbeniku ažuriranje fragmenta u udžbeniku, elementi inovacije u lekciji, zamjena zastarjelih znanja novim; samo za nastavnike savršene lekcije kalendarski plan za godinu, metodološke preporuke, program diskusije Integrisane lekcijePredavanje: Klasifikacija hemijskih reakcija u neorganskoj i organskoj hemiji
Vrste hemijskih reakcija u neorganskoj hemiji
A) Klasifikacija prema količini početnih supstanci:
Raspadanje – kao rezultat ove reakcije, iz jedne postojeće složene tvari nastaju dvije ili više jednostavnih, ali i složenih tvari.
Primjer: 2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2Compound - ovo je reakcija u kojoj dvije ili više jednostavnih, kao i složenih tvari, tvore jednu, ali složeniju.
Primjer: 4Al+3O 2 → 2Al 2 O 3
Zamjena - ovo je određena hemijska reakcija koja se odvija između nekih jednostavnih i složenih supstanci. Atomi jednostavne tvari u ovoj reakciji zamjenjuju se atomima jednog od elemenata koji se nalaze u složenoj tvari.Primjer: 2KI + Cl2 → 2KCl + I 2
Razmjena - Ovo je reakcija u kojoj dvije supstance složene strukture razmjenjuju svoje dijelove.Primjer: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2
B) Klasifikacija prema termičkom efektu:
Egzotermne reakcije - To su određene hemijske reakcije u kojima se oslobađa toplota.
primjeri:S + O 2 → SO 2 + Q
2C 2 H 6 + 7O 2 → 4CO 2 +6H 2 O + Q
Endotermne reakcije - To su određene hemijske reakcije u kojima se apsorbuje toplota. U pravilu se radi o reakcijama raspadanja.
primjeri:
CaCO 3 → CaO + CO 2 – Q
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 – QToplota koja se oslobađa ili apsorbira kao rezultat kemijske reakcije naziva se termalni efekat.
Hemijske jednadžbe koje pokazuju toplinski učinak reakcije nazivaju se termohemijska.
B) Klasifikacija prema reverzibilnosti:
Reverzibilne reakcije - to su reakcije koje se odvijaju pod istim uslovima u međusobno suprotnim smjerovima.Primjer: 3H 2 + N 2 ⇌ 2NH 3
Nepovratne reakcije - to su reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru, a završavaju se potpunom potrošnjom svih polaznih tvari. U ovim reakcijama otpustite ima plina, taloga, vode.
Primjer: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2D) Klasifikacija prema promjeni oksidacijskog stanja:
Redox reakcije – tokom ovih reakcija dolazi do promene oksidacionog stanja.Primjer: Cu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.
Ne redoks – reakcije bez promjene oksidacijskog stanja.Primjer: HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O.
D) Klasifikacija po fazama:
Homogene reakcije – reakcije koje se odvijaju u jednoj fazi, kada početne supstance i produkti reakcije imaju isto stanje agregacije.Primjer: H 2 (gas) + Cl 2 (gas) → 2HCL
Heterogene reakcije – reakcije koje se odvijaju na međuprostoru, u kojima produkti reakcije i početne supstance imaju različita agregatna stanja.
Primjer: CuO+ H 2 → Cu+H 2 OKlasifikacija prema upotrebi katalizatora:
Katalizator je tvar koja ubrzava reakciju. Katalitička reakcija se dešava u prisustvu katalizatora, nekatalitička reakcija se dešava bez katalizatora.
Primjer: 2H 2 0 2 MnO2 → 2H 2 O + O 2 katalizator MnO 2Interakcija alkalija sa kiselinom odvija se bez katalizatora.
Primjer: KOH + HCl → KCl + H 2 OInhibitori su supstance koje usporavaju reakciju.
Sami katalizatori i inhibitori se ne troše tokom reakcije.Vrste hemijskih reakcija u organskoj hemiji
Zamjena je reakcija tokom koje se jedan atom/grupa atoma u originalnom molekulu zamjenjuje drugim atomima/grupama atoma.
Primjer: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HClPristup - To su reakcije u kojima se više molekula neke supstance spaja u jednu. Dodatne reakcije uključuju:
- Hidrogenacija je reakcija tokom koje se vodik dodaje višestrukoj vezi.
Primjer: CH 3 -CH = CH 2 (propen) + H 2 → CH 3 -CH 2 -CH 3 (propan)
Hidrohalogenacija– reakcija koja dodaje halogen vodonik.
Primjer: CH 2 = CH 2 (eten) + HCl → CH 3 -CH 2 -Cl (hloroetan)
Alkini reaguju sa vodonik-halogenidima (hlorovodonik, bromovodonik) na isti način kao i alkeni. Dodavanje u hemijskoj reakciji odvija se u 2 faze, a određeno je Markovnikovovim pravilom:
Kada se protinske kiseline i voda dodaju nesimetričnim alkenima i alkinima, atom vodika se dodaje najhidrogeniranijem atomu ugljika.
Mehanizam ove hemijske reakcije. Nastao u 1., brzoj fazi, p-kompleks u 2. sporoj fazi postepeno prelazi u s-kompleks - karbokation. U 3. fazi dolazi do stabilizacije karbokationa - odnosno interakcije s brom anionom:
I1, I2 su karbokationi. P1, P2 - bromidi.
Halogenacija - reakcija u kojoj se dodaje halogen. Halogenacija se također odnosi na sve procese usljed kojih se atomi halogena uvode u organska jedinjenja. Ovaj koncept se koristi u „širem smislu”. U skladu sa ovim konceptom razlikuju se sljedeće hemijske reakcije zasnovane na halogeniranju: fluoriranje, hloriranje, bromiranje, jodiranje.Organski derivati koji sadrže halogene smatraju se najvažnijim spojevima koji se koriste i u organskoj sintezi i kao ciljni proizvodi. Halogeni derivati ugljovodonika smatraju se početnim proizvodima u velikom broju nukleofilnih supstitucijskih reakcija. Što se tiče praktične upotrebe spojeva koji sadrže halogene, oni se koriste u obliku otapala, na primjer spojeva koji sadrže klor, rashladnih sredstava - hlorofluoro derivata, freona, pesticida, farmaceutskih proizvoda, plastifikatora, monomera za proizvodnju plastike.
Hidratacija– reakcije dodavanja molekula vode višestrukom vezom.Polimerizacija je posebna vrsta reakcije u kojoj se molekuli tvari s relativno malom molekulskom težinom spajaju jedni s drugima, nakon čega tvore molekule tvari visoke molekularne težine.
Da biste koristili preglede prezentacija, kreirajte Google račun i prijavite se na njega: https://accounts.google.com
Naslovi slajdova:
Klasifikacija hemijskih reakcija
Hemijske reakcije su kemijski procesi uslijed kojih iz nekih supstanci nastaju druge koje se od njih razlikuju po sastavu i (ili) strukturi. Tijekom kemijskih reakcija nužno dolazi do promjene tvari u kojoj se stare veze kidaju i stvaraju nove veze između atoma. Znaci hemijskih reakcija: Oslobađa se gas Nastaje talog 3) Dolazi do promene boje supstanci Toplota i svetlost se oslobađaju ili apsorbuju
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 1. Promjenom oksidacijskih stanja hemijskih elemenata: Redox reakcije: Redoks reakcije su reakcije koje se javljaju sa promjenom oksidacijskih stanja elemenata. Intermolekularna je reakcija koja se javlja s promjenom oksidacijskog stanja atoma u različitim molekulima. -2 +4 0 2H 2 S + H 2 SO 3 → 3S + 3H 2 O +2 -1 +2,5 -2 2Na 2 S 2 O 3 + H 2 O 2 → Na 2 S 4 O 6 + 2NaOH
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 1. Promjenom oksidacijskih stanja hemijskih elemenata koji formiraju supstance: Redoks reakcije: 2. Intramolekularne - ovo je reakcija koja se javlja promjenom oksidacionog stanja različitih atoma u jednom molekulu. -3 +5 t 0 +3 (NH4) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 +4H 2 O Disproporcionalnost je reakcija koja se javlja uz istovremeno povećanje i smanjenje oksidacionog stanja atoma istog elementa . +1 +5 -1 3NaClO → NaClO 3 + 2NaCl
2.1. Reakcije koje se dešavaju bez promene sastava supstanci U neorganskoj hemiji takve reakcije obuhvataju procese dobijanja alotropskih modifikacija jednog hemijskog elementa, na primer: C (grafit) C (dijamant) 3O 2 (kiseonik) 2O 3 (ozon) Sn ( bijeli kalaj) Sn (sivi kalaj) S (rombični) S (plastični) P (crveni) P (bijeli) Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 2. Prema broju i sastavu reagujućih supstanci:
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 2. Po broju i sastavu reaktanata: 2.2. Reakcije koje se javljaju s promjenom sastava tvari. Složene reakcije su reakcije u kojima se iz dvije ili više tvari formira jedna složena tvar. U anorganskoj hemiji čitav niz reakcija jedinjenja može se razmotriti na primeru reakcije za proizvodnju sumporne kiseline iz sumpora: a) dobijanje sumpornog oksida (IV): S + O 2 SO 2 - jedna složena supstanca nastaje od dve jednostavne supstance, b) dobijanje sumpor-oksida (VI ): 2 SO 2 + O 2 2SO 3 - od proste i složene supstance nastaje jedna složena supstanca, c) proizvodnja sumporne kiseline: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - jedna složena supstanca nastaje od dve složene supstance.
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 2. Prema broju i sastavu reagujućih supstanci: 2. Reakcije razgradnje su one reakcije u kojima iz jedne složene supstance nastaje više novih supstanci. U anorganskoj hemiji čitav niz ovakvih reakcija može se posmatrati u bloku reakcija za proizvodnju kiseonika laboratorijskim metodama: a) razlaganje živinog(II) oksida: 2HgO t 2Hg + O 2 - iz jedne složene supstance dve jednostavne one se formiraju. b) razlaganje kalijum nitrata: 2KNO 3 t 2KNO 2 + O 2 - iz jedne složene supstance nastaju jedna prosta i jedna složena. c) razlaganje kalijum permanganata: 2 KMnO 4 → t K 2 MnO 4 + MnO 2 +O 2 - iz jedne složene supstance nastaju dvije složene i jedna prosta.
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 2. Prema broju i sastavu supstanci koje reaguju: 3. Reakcije supstitucije su one reakcije usled kojih atomi jednostavne supstance zamenjuju atome nekog elementa u složenoj supstanci. U neorganskoj hemiji, primjer takvih procesa je blok reakcija koje karakteriziraju svojstva metala: a) interakcija alkalnih ili zemnoalkalnih metala s vodom: 2 Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 b) interakcija metala sa kiselinama u rastvoru: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 c) interakcija metala sa solima u rastvoru: Fe + Cu SO 4 = FeSO 4 + Cu d ) metalotermija: 2Al + Cr 2 O 3 t Al 2 O 3 + 2Cr
4. Reakcije razmjene su one reakcije u kojima dvije složene tvari razmjenjuju svoje sastavne dijelove.Ove reakcije karakterišu svojstva elektrolita i u rastvorima se odvijaju po Bertholletovom pravilu, odnosno samo ako je rezultat stvaranje taloga, gasa ili neznatno disocijacijska supstanca (na primjer, H 2 O). U anorganskom, to može biti blok reakcija koje karakterišu svojstva alkalija: a) reakcija neutralizacije, koja se javlja stvaranjem soli i vode: NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ili u ionskom obliku: OH - + H + = H 2 O b ) reakcija između alkalije i soli koja se javlja stvaranjem gasa: 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2 H 2 O c) reakcija između alkalije i soli , koji nastaje stvaranjem taloga: Cu SO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 2. Prema broju i sastavu reagujućih supstanci:
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 3. Prema termičkom efektu: 3.1. Egzotermne reakcije: Egzotermne reakcije su reakcije koje nastaju oslobađanjem energije u vanjsko okruženje. To uključuje gotovo sve složene reakcije. Egzotermne reakcije koje nastaju oslobađanjem svjetlosti klasificiraju se kao reakcije sagorijevanja, na primjer: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q 3.2. Endotermne reakcije: Endotermne reakcije su reakcije koje se javljaju pri apsorpciji energije u vanjsko okruženje. To uključuje gotovo sve reakcije razgradnje, na primjer: Kalcinacija krečnjaka: CaCO 3 t CaO + CO 2 - Q
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 4. Reverzibilnost procesa: 4.1. Nepovratne reakcije: Nepovratne reakcije se odvijaju samo u jednom smjeru pod datim uvjetima. Takve reakcije uključuju sve reakcije izmjene praćene stvaranjem taloga, plina ili blago disocijirajuće tvari (vode) i sve reakcije sagorijevanja: S + O 2 SO 2; 4 P + 5O 2 2P 2 O 5 ; Cu SO 4 + 2KOH Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 4.2. Reverzibilne reakcije: Reverzibilne reakcije pod datim uslovima odvijaju se istovremeno u dva suprotna smjera. Ogromna većina takvih reakcija jeste. Na primjer: 2 SO 2 + O 2 2SO 3 N 2 +3H 2 2NH 3
Katalizatori su tvari koje učestvuju u kemijskoj reakciji i mijenjaju njenu brzinu ili smjer, ali na kraju reakcije ostaju nepromijenjene kvalitativno i kvantitativno. 5.1. Nekatalitičke reakcije: Nekatalitičke reakcije su reakcije koje se odvijaju bez učešća katalizatora: 2HgO t 2Hg + O 2 2Al + 6HCl t 2AlCl 3 + 3H 2 5.2: Katalitička reakcija koja se javlja 5.2. uz učešće katalizatora: t ,MnO 2 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 P,t CO + NaOH H-CO-ONa Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 5. Učešće katalizatora
Hemijske reakcije u neorganskoj hemiji 6. Prisustvo faznog interfejsa 6.1. Heterogene reakcije: Heterogene reakcije su reakcije u kojima su reaktanti i produkti reakcije u različitim agregacijskim stanjima (u različitim fazama): FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO 2 (g) + Q 2 Al (s) + 3S u S l 2 (rastvor) = 3S u(s) + 2AlCl 3 (rastvor) CaC 2 (s) + 2H 2 O (l) = C 2 H 2 + Ca( OH) 2 (rastvor ) 6.2. Homogene reakcije: Homogene reakcije su reakcije u kojima su reaktanti i produkti reakcije u istom agregacijskom stanju (u istoj fazi): 2C 2 H 6 (g) + 7O 2 (g) 4CO 2 (g) + 6H 2 O (g) 2 SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) + Q H 2 (g) + F 2 (g) = 2HF (g)
