Eksotermiskas izslēgšanas reakcijas. Ķīmisko reakciju veidi organiskajā ķīmijā – Knowledge Hipermārkets
2. nodarbība
Ķīmisko reakciju klasifikācija neorganiskajā ķīmijā
Ķīmiskās reakcijas tiek klasificētas pēc dažādiem kritērijiem.
Atbilstoši izejvielu un reakcijas produktu skaitam
Sadalīšanās - reakcija, kurā no vienas sarežģītas vielas veidojas divas vai vairākas vienkāršas vai sarežģītas vielas
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
Savienojums- reakcija, kuras rezultātā no divām vai vairākām vienkāršām vai sarežģītām vielām veidojas vēl viena sarežģīta viela
NH 3 + HCl → NH 4 Cl
Aizstāšana- reakcija, kas notiek starp vienkāršām un sarežģītām vielām, kurā vienkāršas vielas atomi tiek aizstāti ar viena no kompleksās vielas elementa atomiem.
Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2
Apmaiņa- reakcija, kurā divas sarežģītas vielas apmainās ar savām sastāvdaļām
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 ( SO 4 ) 3 + 3 H 2 O
Viena no apmaiņas reakcijām neitralizācija ir reakcija starp skābi un bāzi, kas rada sāli un ūdeni.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Pēc termiskā efekta
Reakcijas, kas notiek ar siltuma izdalīšanos, sauc eksotermiskas reakcijas.
C + O 2 → CO 2 + Q
2) Reakcijas, kas notiek ar siltuma absorbciju, sauc endotermiskās reakcijas.
N 2 + O 2 → 2 NO – Q
Pamatojoties uz atgriezeniskumu
Atgriezenisks– reakcijas, kas notiek vienādos apstākļos divos savstarpēji pretējos virzienos.
Tiek izsauktas reakcijas, kas notiek tikai vienā virzienā un beidzas ar pilnīgu izejvielu pārvēršanu galīgās neatgriezenisks,šajā gadījumā ir jāizdalās gāzei, nogulsnēm vai nedaudz disociējošai vielai — ūdenim.
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O
Redoksreakcijas– reakcijas, kas notiek, mainoties oksidācijas pakāpei.
Ca + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Un reakcijas, kas notiek, nemainot oksidācijas stāvokli.
HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O
5.Homogēns reakcijas, ja izejvielas un reakcijas produkti atrodas vienā agregācijas stāvoklī. UN neviendabīgs reakcijas, ja reakcijas produkti un izejvielas atrodas dažādos agregācijas stāvokļos.
Piemēram: amonjaka sintēze.
Redoksreakcijas.
Ir divi procesi:
Oksidācija– Tā ir elektronu ziedošana, kā rezultātā palielinās oksidācijas pakāpe. Tiek saukts atoms, molekula vai jons, kas ziedo elektronu reducētājs.
Mg 0 - 2e → Mg +2
Atgūšana - elektronu pievienošanas process, kā rezultātā oksidācijas stāvoklis samazinās. Tiek saukts atoms, molekula vai jons, kas iegūst elektronu oksidētājs.
S 0 +2e → S -2
O 2 0 +4e → 2O -2
Redoksreakcijās jāievēro šāds noteikums: elektroniskais līdzsvars(piesaistīto elektronu skaitam jābūt vienādam ar ziedoto elektronu skaitu; nedrīkst būt brīvu elektronu). Un tas arī jāievēro atomu līdzsvars(vienāda nosaukuma atomu skaitam kreisajā pusē jābūt vienādam ar atomu skaitu labajā pusē)
Redoksreakciju rakstīšanas noteikumi.
Uzrakstiet reakcijas vienādojumu
Iestatiet oksidācijas stāvokļus
Atrodiet elementus, kuru oksidācijas pakāpe mainās
Pierakstiet tos pa pāriem.
Atrodiet oksidētāju un reducētāju
Uzrakstiet oksidācijas vai reducēšanas procesu
Izlīdziniet elektronus, izmantojot elektronu līdzsvara likumu (atrasti n.o.c.), sakārtojot koeficientus
Uzrakstiet kopsavilkuma vienādojumu
Ievietojiet koeficientus ķīmiskās reakcijas vienādojumā
KClO 3 → KClO 4 + KCl; N2 + H2 → NH3; H2S + O2 → SO2 + H2O; Al + O 2 = Al 2 O 3;
Сu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O; KClO 3 → KCl + O 2; P + N 2 O = N 2 + P 2 O 5;
NO 2 + H 2 O = HNO 3 + NO
. Ķīmisko reakciju ātrums. Ķīmisko reakciju ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas, temperatūras un rakstura.
Ķīmiskās reakcijas notiek dažādos ātrumos. Zinātne pēta ķīmiskās reakcijas ātrumu, kā arī nosaka tā atkarību no procesa apstākļiem - ķīmiskā kinētika.
Viendabīgas reakcijas υ nosaka vielas daudzuma izmaiņas tilpuma vienībā:
υ =Δn / Δt ∙V
kur Δ n ir vienas no vielām (visbiežāk oriģinālās, bet var būt arī reakcijas produkts) molu skaita izmaiņas (mol);
V – gāzes vai šķīduma tilpums (l)
Tā kā Δ n / V = ΔC (koncentrācijas izmaiņas), tad
υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)
Neviendabīgas reakcijas υ nosaka vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā uz vielu saskares virsmas vienības.
υ =Δn / Δt ∙ S
kur Δ n – vielas (reaģenta vai produkta) daudzuma izmaiņas, (mol);
Δt – laika intervāls (s, min);
S – vielu saskares virsmas laukums (cm 2, m 2)
Kāpēc dažādu reakciju ātrums nav vienāds?
Lai sāktos ķīmiskā reakcija, ir jāsaduras reaģējošo vielu molekulām. Bet ne katra sadursme izraisa ķīmisku reakciju. Lai sadursme izraisītu ķīmisku reakciju, molekulām ir jābūt pietiekami lielai enerģijai. Tiek sauktas daļiņas, kuras sadursmes laikā var pakļaut ķīmiskai reakcijai aktīvs. Viņiem ir enerģijas pārpalikums, salīdzinot ar vairuma daļiņu vidējo enerģiju – aktivizācijas enerģiju E tēlot . Vielā ir daudz mazāk aktīvo daļiņu nekā ar vidējo enerģiju, tāpēc, lai sāktos daudzas reakcijas, sistēmai ir jādod zināma enerģija (gaismas uzliesmojums, sildīšana, mehānisks trieciens).
Enerģijas barjera (vērtība E tēlot) ir atšķirīgs dažādām reakcijām, jo zemāks tas ir, jo vieglāk un ātrāk notiek reakcija.
2. Faktori, kas ietekmē υ(daļiņu sadursmju skaits un to efektivitāte).
1) Reaģentu īpašības: to sastāvs, struktūra => aktivācijas enerģija
▪ jo mazāk E tēlot, jo lielāks υ;
2) Temperatūra: pie t uz katriem 10 0 C, υ 2-4 reizes (van't Hoff noteikums).
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
1. uzdevums. Noteiktas reakcijas ātrums 0 0 C temperatūrā ir vienāds ar 1 mol/l ∙ h, reakcijas temperatūras koeficients ir 3. Kāds būs šīs reakcijas ātrums 30 0 C temperatūrā?
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
υ 2 = 1∙3 30-0/10 = 3 3 = 27 mol/l∙h
3) Koncentrācija: jo vairāk, jo biežāk notiek sadursmes un υ. Pie nemainīgas temperatūras reakcijai mA + nB = C saskaņā ar masas iedarbības likumu:
υ = k ∙ C A m ∙ C B n
kur k ir ātruma konstante;
C – koncentrācija (mol/l)
Masu darbības likums:
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam, kas ir vienāds ar to koeficientiem reakcijas vienādojumā.
2. uzdevums. Reakcija notiek saskaņā ar vienādojumu A + 2B → C. Cik reizes un kā mainīsies reakcijas ātrums, ja vielas B koncentrācija palielinās 3 reizes?
Risinājums: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 in 2
υ 1 / υ 2 = a ∙ in 2 / a ∙ 9 in 2 = 1/9
Atbilde: palielināsies 9 reizes
Gāzveida vielām reakcijas ātrums ir atkarīgs no spiediena
Jo lielāks spiediens, jo lielāks ātrums.
4) Katalizatori– vielas, kas maina reakcijas mehānismu, samazina E tēlot => υ .
▪ Pēc reakcijas beigām katalizatori paliek nemainīgi
▪ Fermenti ir bioloģiski katalizatori, olbaltumvielas pēc būtības.
▪ Inhibitori – vielas, kas ↓ υ
1. Reaģentu koncentrācija reakcijas laikā:
1) palielinās
2) nemainās
3) samazinās
4) Es nezinu
2. Reakcijas laikā produktu koncentrācija:
1) palielinās
2) nemainās
3) samazinās
4) Es nezinu
3. Viendabīgai reakcijai A + B → ..., vienlaikus palielinoties izejvielu molārajai koncentrācijai 3 reizes, reakcijas ātrums palielinās:
1) 2 reizes
2) 3 reizes
4) 9 reizes
4. Reakcijas ātrums H 2 + J 2 → 2HJ samazināsies 16 reizes, vienlaikus samazinoties reaģentu molārajai koncentrācijai:
1) 2 reizes
2) 4 reizes
5. Reakcijas CO 2 + H 2 → CO + H 2 O ātrums, palielinoties molārajai koncentrācijai 3 reizes (CO 2) un 2 reizes (H 2), palielinās:
1) 2 reizes
2) 3 reizes
4) 6 reizes
6. Reakcijas ātrums C (T) + O 2 → CO 2 pie V-konst un, palielinot reaģentu daudzumus 4 reizes, palielinās:
1) 4 reizes
4) 32 reizes
10. Reakcijas ātrums A + B → ... palielināsies, ja:
1) samazinot A koncentrāciju
2) palielinot B koncentrāciju
3) dzesēšana
4) spiediena pazemināšanās
7. Reakcijas ātrums Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 ir lielāks, ja izmanto:
1) dzelzs pulveris, nevis skaidas
2) dzelzs vīles, nevis pulveris
3) koncentrēts H 2 SO 4 un neatšķaidīts H 2 SO 4
4) Es nezinu
8
. Reakcijas ātrums 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 būs lielāks, ja izmantosit:
1) 3% H 2 O 2 šķīdums un katalizators
2) 30% H 2 O 2 šķīdums un katalizators
3) 3% H 2 O 2 šķīdums (bez katalizatora)
4) 30% H 2 O 2 šķīdums (bez katalizatora)
Ķīmiskais līdzsvars. Pārvietojuma līdzsvaru ietekmējošie faktori. Le Šateljē princips.
Ķīmiskās reakcijas var iedalīt atkarībā no virziena, kurā tās notiek
▪ Neatgriezeniskas reakcijas turpināties tikai vienā virzienā (jonu apmaiņas reakcijas ar, ↓, MDS, degšana un daži citi)
Piemēram, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3
▪ Atgriezeniskas reakcijas vienādos apstākļos tie plūst pretējos virzienos (↔).
Piemēram, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3
Atgriezeniskas reakcijas stāvoklis, kurā υ → = υ ← sauca ķīmisks līdzsvaru.
Lai reakcija ķīmiskajā ražošanā notiktu pēc iespējas pilnīgāk, ir nepieciešams novirzīt līdzsvaru produkta virzienā. Lai noteiktu, kā konkrēts faktors mainīs līdzsvaru sistēmā, izmantojiet Le Šateljē princips(1844):
Le Šateljē princips: ja uz sistēmu līdzsvara stāvoklī iedarbojas ārēja ietekme (izmaiņas t, p, C), tad līdzsvars nobīdīsies virzienā, kas šo ietekmi vājina.
Līdzsvars mainās:
1) ar C reaģēt →,
pie C prod ← ;
2) pie p (gāzēm) - tilpuma samazināšanās virzienā,
pie ↓ р – V pieauguma virzienā;
ja reakcija norit, nemainot gāzveida vielu molekulu skaitu, tad spiediens neietekmē līdzsvaru šajā sistēmā.
3) pie t – virzienā uz endotermisko reakciju (- Q),
pie ↓ t – eksotermiskās reakcijas virzienā (+ Q).
3. uzdevums. Kā jāmaina viendabīgās sistēmas PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q vielu koncentrācijas, spiediens un temperatūra, lai līdzsvars tiktu novirzīts uz PCl 5 sadalīšanos (→)
↓ C (PCl 3) un C (Cl 2)
4. uzdevums. Kā mainās reakcijas 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q ķīmiskais līdzsvars, kad
a) temperatūras paaugstināšanās;
b) paaugstināts spiediens
1. Metode, kas novirza reakcijas 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 līdzsvaru pa labi (→), ir:
1) oglekļa monoksīda koncentrācijas palielināšanās
2) oglekļa dioksīda koncentrācijas palielināšanās
3) kausētu oksīda koncentrācijas samazināšanās (I)
4) vara (II) oksīda koncentrācijas samazināšana
2. Homogēnā reakcijā 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O, palielinoties spiedienam, līdzsvars mainīsies:
2) pa labi
3) nekustēsies
4) Es nezinu
8. Sildot, reakcijas N 2 + O 2 2NO – Q līdzsvars:
1) pārvietosies pa labi
2) pārvietosies pa kreisi
3) nekustēsies
4) Es nezinu
9. Atdzesējot, reakcijas H 2 + S H 2 S + Q līdzsvars:
1) pārvietosies pa kreisi
2) pārvietosies pa labi
3) nekustēsies
4) Es nezinu
Ķīmisko reakciju klasifikācija neorganiskajā un organiskajā ķīmijā
DokumentsUzdevumi A 19 (USE 2012) Klasifikācija ķīmisks reakcijas V neorganisks un organiski ķīmija. UZ reakcijas aizvietošana attiecas uz: 1) propēna un ūdens mijiedarbību, 2) ...
Ķīmijas stundu tematiskā plānošana 8.-11.klasē 6
Tematiskā plānošana1 Ķīmiskā reakcijas 11 11 Klasifikācija ķīmisks reakcijas V neorganisks ķīmija. (C) 1 Klasifikācija ķīmisks reakcijas bioloģiskajā ķīmija. (C) 1 ātrums ķīmisks reakcijas. Aktivizācijas enerģija. 1 Ātrumu ietekmējošie faktori ķīmisks reakcijas ...
Jautājumi eksāmeniem ķīmijā 1.kursa studentiem
DokumentsMetāns, metāna izmantošana. Klasifikācija ķīmisks reakcijas V neorganisks ķīmija. Fiziskā un ķīmisks etilēna īpašības un pielietojums. Ķīmiskā līdzsvars un tā nosacījumi...
-
Ķīmiskās reakcijas- tie ir procesi, kuru rezultātā no dažām vielām veidojas citas, kas atšķiras no tām pēc sastāva un (vai) struktūras.
Reakciju klasifikācija:
Pēc reaģentu un reakcijas produktu skaita un sastāva:
Reakcijas, kas notiek, nemainot vielas sastāvu:
C (grafīts) → C (dimants); P (balts) → P (sarkans).
Organiskajā ķīmijā tās ir izomerizācijas reakcijas - reakcijas, kuru rezultātā no vienas vielas molekulām veidojas citu vielu molekulas ar tādu pašu kvalitatīvu un kvantitatīvu sastāvu, t.i. ar tādu pašu molekulāro formulu, bet atšķirīgu struktūru.
CH2-CH2-CH3 → CH3-CH-CH3
n-butāns 2-metilpropāns (izobutāns)
Reakcijas, kas rodas, mainoties vielas sastāvam:
Organiskajā ķīmijā tās ir hidrogenēšanas, halogenēšanas, hidrohalogenēšanas, hidratācijas, polimerizācijas reakcijas.
CH 2 = CH 2 + HOH → CH 3 – CH 2 OH
b) Sadalīšanās reakcijas (organiskajā ķīmijā, eliminācija, eliminācija) - reakcijas, kuru laikā no vienas kompleksās vielas veidojas vairākas jaunas vielas:CH 3 – CH 2 OH → CH 2 = CH 2 + H 2 O
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
Organiskajā ķīmijā eliminācijas reakciju piemēri ir dehidrogenēšana, dehidratācija, dehidrohalogenēšana un plaisāšana.
c) Aizvietošanas reakcijas - reakcijas, kuru laikā vienkāršas vielas atomi aizstāj kāda elementa atomus sarežģītā vielā (organiskajā ķīmijā reakcijas reaģenti un produkti bieži ir divas sarežģītas vielas).
CH4 + Cl2 → CH3Cl +HCl; 2Na+ 2H2O → 2NaOH + H2
Aizvietošanas reakciju piemēri, ko nepavada atomu oksidācijas pakāpes izmaiņas, ir ārkārtīgi maz. Jāatzīmē silīcija oksīda reakcija ar skābekli saturošu skābju sāļiem, kas atbilst gāzveida vai gaistošiem oksīdiem:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5
d) Apmaiņas reakcijas - reakcijas, kuru laikā divas sarežģītas vielas apmainās ar sastāvdaļām:
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O,
2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O
Mainot ķīmisko elementu veidojošo vielu oksidācijas pakāpi
Reakcijas, kas rodas, mainoties oksidācijas pakāpēm vai ORR:
∙3| Cu 0 – 2e – → Cu +2 (oksidācijas process, elements – reducētājs),
8HNO3 + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Organiskajā ķīmijā:
C2H4 + 2KMnO4 + 2H2O → CH2OH–CH2OH + 2MnO2 + 2KOH
Reakcijas, kas notiek, nemainot ķīmisko elementu oksidācijas pakāpi:
HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O
Pēc termiskā efekta
Eksotermiskas reakcijas notiek ar enerģijas izdalīšanos:
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q
Endotermiskas reakcijas notiek ar enerģijas absorbciju:
C12H26 → C6H14 + C6H12-Q
Atbilstoši reaģējošo vielu agregācijas stāvoklim
Heterogēnās reakcijas ir reakcijas, kuru laikā reaģenti un reakcijas produkti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos:
CaC 2 (ciets) + 2H 2 O (l) → Ca(OH) 2 (šķīdums) + C 2 H 2 (g)
Homogēnas reakcijas ir reakcijas, kuru laikā reaģenti un reakcijas produkti atrodas vienā un tajā pašā agregācijas stāvoklī:
2C 2H 2 (g) + 5O 2 (g) → 4CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Ar katalizatora līdzdalību
Nekatalītiskas reakcijas, kas notiek bez katalizatora līdzdalības:
Katalītiskās reakcijas, kurās iesaistīti katalizatori:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
Uz priekšu
Neatgriezeniskas reakcijas šādos apstākļos notiek tikai vienā virzienā:
Atgriezeniskas reakcijas šajos apstākļos notiek vienlaicīgi divos pretējos virzienos: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
Saskaņā ar plūsmas mehānismu
Radikāls mehānisms.
Notiek homolītiska (vienāds) saites šķelšanās. Hemolītiskās šķelšanās laikā saiti veidojošais elektronu pāris tiek sadalīts tā, ka katra no iegūtajām daļiņām saņem vienu elektronu. Šajā gadījumā veidojas radikāļi - neuzlādētas daļiņas ar nepāra elektroniem. Radikāļi ir ļoti reaģējošas daļiņas; reakcijas, kas saistītas ar tiem, notiek gāzes fāzē lielā ātrumā un bieži vien ar eksploziju.
Radikālas reakcijas notiek starp radikāļiem un molekulām, kas veidojas reakcijas laikā:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl
Piemēri: organisko un neorganisko vielu sadegšanas reakcijas, ūdens, amonjaka sintēze, alkānu halogenēšanas un nitrēšanas reakcijas, alkānu izomerizācija un aromatizēšana, alkānu katalītiskā oksidēšana, alkēnu polimerizācija, vinilhlorīds u.c.
Jonu mehānisms.
Notiek heterolītiska (nevienlīdzīga) saites šķelšanās, abiem saites elektroniem paliekot vienā no iepriekš saistītajām daļiņām. Veidojas uzlādētas daļiņas (katjoni un anjoni).
Jonu reakcijas notiek šķīdumos starp joniem, kas jau ir vai veidojas reakcijas laikā.
Piemēram, neorganiskajā ķīmijā tā ir elektrolītu mijiedarbība šķīdumā, organiskajā ķīmijā tās ir pievienošanās reakcijas ar alkēniem, spirtu oksidēšana un dehidrogenēšana, spirta grupas aizstāšana un citas reakcijas, kas raksturo aldehīdu un karbonskābju īpašības.
Atkarībā no enerģijas veida, kas ierosina reakciju:
Fotoķīmiskās reakcijas notiek, pakļaujot gaismas kvantiem. Piemēram, hlorūdeņraža sintēze, metāna mijiedarbība ar hloru, ozona veidošanās dabā, fotosintēzes procesi u.c.
Radiācijas reakcijas ierosina augstas enerģijas starojums (rentgena stari, γ-stari).
Elektroķīmiskās reakcijas ierosina elektriskā strāva, piemēram, elektrolīzē.
Termoķīmiskās reakcijas ierosina siltumenerģija. Tās ietver visas endotermiskās reakcijas un daudzas eksotermiskas reakcijas, kuru sākšanai nepieciešams siltums.
>> Ķīmija: ķīmisko reakciju veidi organiskajā ķīmijā
Organisko vielu reakcijas formāli var iedalīt četros galvenajos veidos: aizstāšana, pievienošana, eliminācija (eliminācija) un pārkārtošanās (izomerizācija). Ir skaidrs, ka visu organisko savienojumu reakciju daudzveidību nevar reducēt līdz piedāvātajai klasifikācijai (piemēram, sadegšanas reakcijas). Tomēr šāda klasifikācija palīdzēs izveidot analoģijas ar neorganisko vielu reakciju klasifikācijām, kuras jums jau ir pazīstamas no neorganiskās ķīmijas kursa.
Parasti galveno organisko savienojumu, kas iesaistīts reakcijā, sauc par substrātu, un otru reakcijas sastāvdaļu parasti uzskata par reaģentu.
Aizvietošanas reakcijas
Reakcijas, kuru rezultātā viens atoms vai atomu grupa sākotnējā molekulā (substrātā) tiek aizstāti ar citiem atomiem vai atomu grupām, sauc par aizvietošanas reakcijām.
Aizvietošanas reakcijas ietver piesātinātus un aromātiskus savienojumus, piemēram, alkānus, cikloalkānus vai arēnus.
Sniegsim šādu reakciju piemērus.
Nodarbības saturs nodarbību piezīmes atbalsta ietvarstundu prezentācijas paātrināšanas metodes interaktīvās tehnoloģijas Prakse uzdevumi un vingrinājumi pašpārbaudes darbnīcas, apmācības, gadījumi, uzdevumi mājasdarbi diskusijas jautājumi retoriski jautājumi no studentiem Ilustrācijas audio, video klipi un multivide fotogrāfijas, attēli, grafikas, tabulas, diagrammas, humors, anekdotes, joki, komiksi, līdzības, teicieni, krustvārdu mīklas, citāti Papildinājumi tēzes raksti triki zinātkārajiem bērnu gultiņas mācību grāmatas pamata un papildu terminu vārdnīca citi Mācību grāmatu un stundu pilnveidošanakļūdu labošana mācību grāmatā fragmenta atjaunināšana mācību grāmatā;novācijas elementi stundā;novecojušo zināšanu aizstāšana ar jaunām; tikai skolotājiem ideālas nodarbības kalendārais plāns gadam, metodiskie ieteikumi, diskusiju programmas Integrētās nodarbībasLekcija: Ķīmisko reakciju klasifikācija neorganiskajā un organiskajā ķīmijā
Ķīmisko reakciju veidi neorganiskajā ķīmijā
A) Klasifikācija pēc sākotnējo vielu daudzuma:
Sadalīšanās – šīs reakcijas rezultātā no vienas esošas kompleksās vielas veidojas divas vai vairākas vienkāršas un arī sarežģītas vielas.
Piemērs: 2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2Savienojums - šī ir reakcija, kurā divas vai vairākas vienkāršas, kā arī sarežģītas vielas veido vienu, bet sarežģītāku.
Piemērs: 4Al+3O2 → 2Al 2O3
Aizstāšana - tā ir noteikta ķīmiska reakcija, kas notiek starp dažām vienkāršām un arī sarežģītām vielām. Vienkāršas vielas atomi šajā reakcijā tiek aizstāti ar viena elementa atomiem, kas atrodami sarežģītajā vielā.Piemērs: 2КI + Cl2 → 2КCl + I 2
Apmaiņa - Šī ir reakcija, kurā divas sarežģītas struktūras vielas apmainās ar savām daļām.Piemērs: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2
B) Klasifikācija pēc termiskā efekta:
Eksotermiskas reakcijas - Tās ir noteiktas ķīmiskas reakcijas, kurās izdalās siltums.
Piemēri:S + O 2 → SO 2 + Q
2C 2H 6 + 7O 2 → 4CO 2 + 6H 2 O + Q
Endotermiskās reakcijas - Tās ir noteiktas ķīmiskas reakcijas, kurās tiek absorbēts siltums. Parasti tās ir sadalīšanās reakcijas.
Piemēri:
CaCO 3 → CaO + CO 2 – Q
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 – QSiltumu, kas izdalās vai absorbējas ķīmiskās reakcijas rezultātā, sauc termiskais efekts.
Tiek saukti ķīmiskie vienādojumi, kas norāda reakcijas termisko efektu termoķīmiski.
B) Klasifikācija pēc atgriezeniskuma:
Atgriezeniskas reakcijas - tās ir reakcijas, kas notiek vienādos apstākļos savstarpēji pretējos virzienos.Piemērs: 3H2 + N2⇌ 2NH3
Neatgriezeniskas reakcijas - tās ir reakcijas, kas notiek tikai vienā virzienā un arī beidzas ar visu izejvielu pilnīgu patēriņu. Šajās reakcijās atbrīvojieties ir gāze, nosēdumi, ūdens.
Piemērs: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2D) Klasifikācija pēc oksidācijas pakāpes izmaiņām:
Redoksreakcijas – šo reakciju laikā notiek oksidācijas pakāpes maiņa.Piemērs: Cu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.
Nevis redokss – reakcijas, nemainot oksidācijas pakāpi.Piemērs: HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O.
D) Klasifikācija pēc fāzes:
Homogēnas reakcijas – reakcijas, kas notiek vienā fāzē, kad izejvielām un reakcijas produktiem ir vienāds agregācijas stāvoklis.Piemērs: H 2 (gāze) + Cl 2 (gāze) → 2HCL
Heterogēnas reakcijas – saskarsmē notiekošas reakcijas, kurās reakcijas produktiem un izejvielām ir dažādi agregācijas stāvokļi.
Piemērs: CuO+H2 → Cu+H2OKlasifikācija pēc katalizatora izmantošanas:
Katalizators ir viela, kas paātrina reakciju. Katalītiskā reakcija notiek katalizatora klātbūtnē, nekatalītiska reakcija notiek bez katalizatora.
Piemērs: 2H 2 0 2 MnO2 → 2H 2 O + O 2 katalizators MnO 2Sārmu mijiedarbība ar skābi notiek bez katalizatora.
Piemērs: KOH + HCl → KCl + H2OInhibitori ir vielas, kas palēnina reakciju.
Reakcijas laikā netiek patērēti paši katalizatori un inhibitori.Ķīmisko reakciju veidi organiskajā ķīmijā
Aizstāšana ir reakcija, kuras laikā viens atoms/atomu grupa sākotnējā molekulā tiek aizstāta ar citiem atomiem/atomu grupām.
Piemērs: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HClPievienošanās - Tās ir reakcijas, kurās vairākas vielas molekulas apvienojas vienā. Papildinājuma reakcijas ietver:
- Hidrogenēšana ir reakcija, kuras laikā ūdeņradis tiek pievienots daudzkārtējai saitei.
Piemērs: CH3-CH = CH2 (propēns) + H2 → CH3-CH2-CH3 (propāns)
Hidrohalogenēšana– reakcija, kas pievieno ūdeņraža halogenīdu.
Piemērs: CH2 = CH2 (etēns) + HCl → CH3 -CH2-Cl (hloretāns)
Alkīni reaģē ar ūdeņraža halogenīdiem (hlorūdeņradi, bromūdeņradi) tāpat kā alkēni. Pievienošana ķīmiskajā reakcijā notiek 2 posmos, un to nosaka Markovņikova likums:
Kad protoniskās skābes un ūdens pievienojas nesimetriskiem alkēniem un alkīniem, visvairāk hidrogenētajam oglekļa atomam tiek pievienots ūdeņraža atoms.
Šīs ķīmiskās reakcijas mehānisms. Veidojies 1., ātrajā stadijā, p-komplekss 2. lēnajā stadijā pamazām pārvēršas par s-kompleksu - karbokāciju. Trešajā posmā notiek karbokācijas stabilizācija - tas ir, mijiedarbība ar broma anjonu:
I1, I2 ir karbokationi. P1, P2 - bromīdi.
Halogenēšana - reakcija, kurā pievieno halogēnu. Halogenēšana attiecas arī uz visiem procesiem, kuru rezultātā organiskajos savienojumos tiek ievadīti halogēna atomi. Šis jēdziens tiek lietots "plašā nozīmē". Saskaņā ar šo koncepciju izšķir šādas ķīmiskās reakcijas, kuru pamatā ir halogenēšana: fluorēšana, hlorēšana, bromēšana, jodēšana.Halogēnus saturošie organiskie atvasinājumi tiek uzskatīti par svarīgākajiem savienojumiem, kas tiek izmantoti gan organiskajā sintēzē, gan kā mērķa produkti. Ogļūdeņražu halogēnu atvasinājumi tiek uzskatīti par sākumproduktiem daudzās nukleofīlās aizvietošanas reakcijās. Kas attiecas uz halogēnus saturošu savienojumu praktisko izmantošanu, tos izmanto šķīdinātāju veidā, piemēram, hloru saturošus savienojumus, aukstumnesējus - hlorfluora atvasinājumus, freonus, pesticīdus, farmaceitiskos līdzekļus, plastifikatorus, monomērus plastmasas ražošanai.
Hidratācija– ūdens molekulas pievienošanas reakcijas caur daudzkārtēju saiti.Polimerizācija ir īpašs reakcijas veids, kurā vielas molekulas ar relatīvi zemu molekulmasu savienojas viena ar otru, pēc tam veidojot vielas ar lielu molekulmasu molekulas.
Lai izmantotu prezentāciju priekšskatījumus, izveidojiet Google kontu un piesakieties tajā: https://accounts.google.com
Slaidu paraksti:
Ķīmisko reakciju klasifikācija
Ķīmiskās reakcijas ir ķīmiski procesi, kuru rezultātā no dažām vielām veidojas citas, kas atšķiras no tām pēc sastāva un (vai) struktūras. Ķīmisko reakciju laikā obligāti notiek vielu maiņa, kurā tiek pārtrauktas vecās saites un starp atomiem veidojas jaunas saites. Ķīmisko reakciju pazīmes: izdalās gāze Veidosies nogulsnes 3) mainās vielu krāsa. Izdalās vai absorbējas siltums un gaisma.
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 1. Mainot ķīmisko elementu oksidācijas pakāpes: Redoksreakcijas: Redoksreakcijas ir reakcijas, kas notiek, mainoties elementu oksidācijas pakāpēm. Starpmolekulārā ir reakcija, kas notiek, mainoties atomu oksidācijas pakāpei dažādās molekulās. -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
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 1. Mainot ķīmiskos elementus veidojošo vielu oksidācijas pakāpes: Redoksreakcijas: 2. Intramolekulārā - tā ir reakcija, kas notiek, mainoties dažādu atomu oksidācijas pakāpei vienā molekulā. -3 +5 t 0 +3 (NH4) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 +4H 2 O Disproporcija ir reakcija, kas notiek, vienlaikus palielinoties un samazinoties viena un tā paša elementa atomu oksidācijas pakāpei. . +1 +5 -1 3NaClO → NaClO 3 + 2NaCl
2.1. Reakcijas, kas notiek, nemainot vielu sastāvu Neorganiskajā ķīmijā šādas reakcijas ietver viena ķīmiskā elementa alotropu modifikāciju iegūšanas procesus, piemēram: C (grafīts) C (dimants) 3O 2 (skābeklis) 2O 3 (ozons) Sn ( balta alva) Sn (pelēkā alva) S (rombveida) S (plastmasa) P (sarkana) P (balta) Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 2. Pēc reaģējošo vielu skaita un sastāva:
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 2. Pēc reaģentu skaita un sastāva: 2.2. Reakcijas, kas notiek, mainoties vielas sastāvam Saliktās reakcijas ir reakcijas, kurās no divām vai vairākām vielām veidojas viena kompleksa viela. Neorganiskajā ķīmijā var aplūkot visas savienojumu reakcijas, izmantojot sērskābes iegūšanas reakcijas piemēru no sēra: a) sēra oksīda (IV) iegūšana: S + O 2 SO 2 - viena kompleksa viela veidojas no divām. vienkāršas vielas, b) iegūstot sēra oksīdu (VI ): 2 SO 2 + O 2 2SO 3 - no vienkāršas un sarežģītas vielas veidojas viena kompleksa viela, c) sērskābes ražošana: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - viena kompleksa viela veidojas no divām kompleksām vielām.
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 2. Pēc reaģējošo vielu skaita un sastāva: 2. Sadalīšanās reakcijas ir tās reakcijas, kurās no vienas kompleksās vielas veidojas vairākas jaunas vielas. Neorganiskajā ķīmijā skābekļa ražošanas reakciju blokā ar laboratorijas metodēm var aplūkot visas šādas reakcijas: a) dzīvsudraba(II) oksīda sadalīšanās: 2HgO t 2Hg + O 2 - no vienas sarežģītas vielas divas vienkāršas veidojas tādas. b) kālija nitrāta sadalīšanās: 2KNO 3 t 2KNO 2 + O 2 - no vienas kompleksās vielas veidojas viena vienkārša un viena kompleksa. c) kālija permanganāta sadalīšanās: 2 KMnO 4 → t K 2 MnO 4 + MnO 2 +O 2 - no vienas kompleksās vielas veidojas divas kompleksās un viena vienkāršā.
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 2. Pēc reaģējošo vielu skaita un sastāva: 3. Aizvietošanas reakcijas ir tās reakcijas, kuru rezultātā vienkāršas vielas atomi nomaina kāda elementa atomus kompleksā vielā. Neorganiskajā ķīmijā šādu procesu piemērs ir metālu īpašības raksturojošu reakciju bloks: a) sārmu vai sārmzemju metālu mijiedarbība ar ūdeni: 2 Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 b) metālu mijiedarbība ar skābēm šķīdumā: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 c) metālu mijiedarbība ar sāļiem šķīdumā: Fe + Cu SO 4 = FeSO 4 + Cu d ) metalotermija: 2Al + Cr 2 O 3 t Al 2 O 3 + 2Cr
4. Apmaiņas reakcijas ir tās reakcijas, kurās divas sarežģītas vielas apmainās ar savām sastāvdaļām.Šīs reakcijas raksturo elektrolītu īpašības un šķīdumos norit pēc Bertolē likuma, tas ir, tikai tad, ja rezultātā veidojas nogulsnes, gāzes vai nedaudz disociējošo vielu (piemēram, H 2 O). Neorganiskā gadījumā tas var būt reakciju bloks, kas raksturo sārmu īpašības: a) neitralizācijas reakcija, kas notiek, veidojot sāli un ūdeni: NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O vai jonu formā: OH - + H + = H 2 O b ) reakcija starp sārmu un sāli, kas notiek, veidojoties gāzei: 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2 H 2 O c) reakcija starp sārmu un sāli , kas rodas, veidojoties nogulsnēm: Cu SO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 2. Pēc reaģējošo vielu skaita un sastāva:
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 3. Pēc termiskā efekta: 3.1. Eksotermiskās reakcijas: Eksotermiskās reakcijas ir reakcijas, kas notiek, izdalot enerģiju ārējā vidē. Tie ietver gandrīz visas saliktās reakcijas. Eksotermiskās reakcijas, kas notiek, izdaloties gaismai, tiek klasificētas kā degšanas reakcijas, piemēram: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q 3.2. Endotermiskās reakcijas: Endotermiskās reakcijas ir reakcijas, kas notiek, absorbējot enerģiju ārējā vidē. Tie ietver gandrīz visas sadalīšanās reakcijas, piemēram: Kaļķakmens kalcinēšana: CaCO 3 t CaO + CO 2 - Q
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 4. Procesa atgriezeniskums: 4.1. Neatgriezeniskas reakcijas: noteiktos apstākļos neatgriezeniskas reakcijas notiek tikai vienā virzienā. Pie šādām reakcijām pieder visas apmaiņas reakcijas, ko pavada nogulšņu, gāzes vai nedaudz disociējošas vielas (ūdens) veidošanās un visas degšanas reakcijas: 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. Atgriezeniskas reakcijas: atgriezeniskas reakcijas noteiktos apstākļos notiek vienlaicīgi divos pretējos virzienos. Lielākā daļa šādu reakciju ir. Piemēram: 2 SO 2 + O 2 2SO 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3
Katalizatori ir vielas, kas piedalās ķīmiskajā reakcijā un maina tās ātrumu vai virzienu, bet reakcijas beigās paliek nemainīgas kvalitatīvi un kvantitatīvi. 5.1. Nekatalītiskās reakcijas: Nekatalītiskās reakcijas ir reakcijas, kas notiek bez katalizatora līdzdalības: 2HgO t 2Hg + O 2 2Al + 6HCl t 2AlCl 3 + 3H 2 5.2. Katalītiskās reakcijas: notiek katalītiskās reakcijas. ar katalizatora piedalīšanos: t ,MnO 2 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 P,t CO + NaOH H-CO-ONa Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 5. Katalizatora iesaistīšanās
Ķīmiskās reakcijas neorganiskajā ķīmijā 6. Fāzes saskarnes klātbūtne 6.1. Heterogēnās reakcijas: Heterogēnās reakcijas ir reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos (dažādās fāzēs): FeO(s) + CO(g) Fe(s) + CO 2 (g) + Q 2 Al (s) + 3С u С l 2 (šķīdums) = 3С u(s) + 2AlCl 3 (šķīdums) CaC 2 (s) + 2H 2 O (l) = C 2 H 2 + Ca( OH) 2 (šķīdums) ) 6.2. Homogēnas reakcijas: Homogēnas reakcijas ir reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas vienā un tajā pašā agregācijas stāvoklī (vienā fāzē): 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)
