Eksotermne izključitvene reakcije. Vrste kemijskih reakcij v organski kemiji – Hipermarket znanja

Lekcija 2

Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganski kemiji

Kemijske reakcije so razvrščene po različnih kriterijih.

Glede na število vhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov

Razgradnja - reakcija, pri kateri iz ene kompleksne snovi nastaneta dve ali več enostavnih ali kompleksnih snovi

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Spojina- reakcija, pri kateri iz dveh ali več enostavnih ali kompleksnih snovi nastane ena kompleksnejša snov

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

Zamenjava- reakcija, ki poteka med enostavnimi in kompleksnimi snovmi, pri kateri se atomi enostavne snovi zamenjajo z atomi enega od elementov v kompleksni snovi.

Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2

Menjava- reakcija, pri kateri dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavne dele

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Ena od reakcij izmenjave nevtralizacija je reakcija med kislino in bazo, pri kateri nastaneta sol in voda.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

S toplotnim učinkom

Reakcije, ki se zgodijo s sproščanjem toplote, imenujemo eksotermne reakcije.

C + O 2 → CO 2 + Q

2) Reakcije, ki se pojavijo z absorpcijo toplote, imenujemo endotermne reakcije.

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Na podlagi reverzibilnosti

Reverzibilen– reakcije, ki potekajo pod enakimi pogoji v dveh medsebojno nasprotnih smereh.

Imenujemo reakcije, ki potekajo samo v eno smer in se končajo s popolno pretvorbo izhodnih snovi v končne nepovraten, v tem primeru naj bi se sprostil plin, usedlina ali rahlo disociirajoča snov - voda.

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Na 2 CO 3 +2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Redoks reakcije– reakcije, ki nastanejo s spremembo oksidacijskega stanja.

Ca + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

In reakcije, ki potekajo brez spremembe oksidacijskega stanja.

HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O

5.Homogena reakcije, če so izhodne snovi in ​​produkti reakcije v istem agregatnem stanju. IN heterogena reakcije, če so produkti reakcije in izhodne snovi v različnih agregatnih stanjih.

Na primer: sinteza amoniaka.

Redoks reakcije.

Obstajata dva postopka:

Oksidacija- To je darovanje elektronov, zaradi česar se poveča oksidacijsko stanje. Imenuje se atom, molekula ali ion, ki odda elektron redukcijsko sredstvo.

Mg 0 - 2e → Mg +2

Obnovitev - proces dodajanja elektronov, posledično se oksidacijsko stanje zmanjša. Imenuje se atom, molekula ali ion, ki pridobi elektron oksidacijsko sredstvo.

S 0 +2e → S -2

O 2 0 +4e → 2O -2

Pri redoks reakcijah je treba upoštevati naslednje pravilo: elektronska tehtnica(število pripetih elektronov mora biti enako številu doniranih elektronov; prostih elektronov ne sme biti). In to je treba tudi upoštevati atomsko ravnotežje(število istoimenskih atomov na levi strani mora biti enako številu atomov na desni strani)

Pravila za pisanje redoks reakcij.

Napiši reakcijsko enačbo

Nastavite oksidacijska stanja

Poiščite elemente, katerih oksidacijsko stanje se spremeni

Zapiši jih v parih.

Poišči oksidant in reducent

Napišite postopek oksidacije ali redukcije

Izenačite elektrone z uporabo pravila ravnovesja elektronov (poiščite n.o.c.), razporedite koeficiente

Napišite sumarno enačbo

V enačbo kemijske reakcije vnesite koeficiente

KClO 3 → KClO 4 + KCl; N2 + H2 → NH3; H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O; 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

. Hitrost kemičnih reakcij. Odvisnost hitrosti kemijskih reakcij od koncentracije, temperature in narave reaktantov.

Kemične reakcije potekajo z različnimi hitrostmi. Znanost preučuje hitrost kemične reakcije in ugotavlja njeno odvisnost od pogojev procesa - kemijska kinetika.

υ homogene reakcije je določen s spremembo količine snovi na prostorninsko enoto:

υ =Δn / Δt ∙V

kjer je Δ n sprememba števila molov ene od snovi (najpogosteje izvirne, lahko pa je tudi produkt reakcije), (mol);

V – prostornina plina ali raztopine (l)

Ker je Δ n / V = ​​​​ΔC (sprememba koncentracije), potem

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ heterogene reakcije je določen s spremembo količine snovi na enoto časa na enoti površine stika snovi.

υ =Δn / Δt ∙ S

kjer je Δ n – sprememba količine snovi (reagenta ali produkta), (mol);

Δt – časovni interval (s, min);

S – površina stika snovi (cm 2, m 2)

Zakaj hitrosti različnih reakcij niso enake?

Da se začne kemična reakcija, morajo molekule reagirajočih snovi trčiti. Toda vsak trk ne povzroči kemične reakcije. Da bi trčenje povzročilo kemično reakcijo, morajo imeti molekule dovolj visoko energijo. Imenujemo delce, ki lahko ob trku kemično reagirajo aktivna. Imajo presežek energije v primerjavi s povprečno energijo večine delcev – aktivacijsko energijo E dejanje . V snovi je veliko manj aktivnih delcev kot pri povprečni energiji, zato je za začetek številnih reakcij treba sistemu dati nekaj energije (svetlobni blisk, segrevanje, mehanski udarci).

Energijska pregrada (vrednost E dejanje) je za različne reakcije različen, nižji kot je, lažje in hitreje poteka reakcija.

2. Dejavniki, ki vplivajo na υ(število trkov delcev in njihova učinkovitost).

1) Narava reaktantov: njihova sestava, struktura => aktivacijska energija

▪ čim manj E dejanje, večji je υ;

2) Temperatura: pri t za vsakih 10 0 C, υ 2-4 krat (van't Hoffovo pravilo).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Naloga 1. Hitrost neke reakcije pri 0 0 C je enaka 1 mol/l ∙ h, temperaturni koeficient reakcije je 3. Kakšna bo hitrost te reakcije pri 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: več, pogosteje prihaja do trkov in υ. Pri konstantni temperaturi za reakcijo mA + nB = C v skladu z zakonom o masnem delovanju:

υ = k ∙ С A m ∙ C B n

kjer je k konstanta hitrosti;

C – koncentracija (mol/l)

Zakon množičnega delovanja:

Hitrost kemijske reakcije je sorazmerna zmnožku koncentracij reagirajočih snovi, vzetih po potencah, enakih njihovim koeficientom v reakcijski enačbi.

Naloga 2. Reakcija poteka po enačbi A + 2B → C. Kolikokrat in kako se bo spremenila hitrost reakcije, ko se koncentracija snovi B poveča za 3-krat?

Rešitev: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 v 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ v 2 / a ∙ 9 v 2 = 1/9

Odgovor: povečalo se bo 9-krat

Pri plinastih snoveh je hitrost reakcije odvisna od tlaka

Višji kot je tlak, večja je hitrost.

4) katalizatorji– snovi, ki spremenijo reakcijski mehanizem, zmanjšajo E dejanje => υ .

▪ Katalizatorji po končani reakciji ostanejo nespremenjeni

▪ Encimi so biološki katalizatorji, po naravi beljakovine.

▪ Inhibitorji – snovi, ki ↓ υ

1. Med reakcijo je koncentracija reagentov:

1) poveča

2) se ne spremeni

3) zmanjša

4) Ne vem

2. Med reakcijo koncentracija produktov:

1) poveča

2) se ne spremeni

3) zmanjša

4) Ne vem

3. Za homogeno reakcijo A + B → ... s hkratnim povečanjem molske koncentracije izhodnih snovi za 3-krat se hitrost reakcije poveča:

1) 2-krat

2) 3-krat

4) 9-krat

4. Hitrost reakcije H 2 + J 2 → 2HJ se bo zmanjšala za 16-krat s hkratnim zmanjšanjem molskih koncentracij reagentov:

1) 2-krat

2) 4-krat

5. Hitrost reakcije CO 2 + H 2 → CO + H 2 O s povečanjem molskih koncentracij za 3-krat (CO 2) in 2-krat (H 2) se poveča:

1) 2-krat

2) 3-krat

4) 6-krat

6. Hitrost reakcije C (T) + O 2 → CO 2 pri V-const in povečanju količine reagentov za 4-krat se poveča:

1) 4-krat

4) 32-krat

10. Hitrost reakcije A + B → ... se bo povečala, ko:

1) zmanjšanje koncentracije A

2) povečana koncentracija B

3) hlajenje

4) zmanjšanje tlaka

7. Hitrost reakcije Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 je večja pri uporabi:

1) železov prah, ne ostružki

2) železni opilki, ne prah

3) koncentrirana H 2 SO 4 in nerazredčena H 2 SO 4

4) Ne vem

8. Hitrost reakcije 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 bo višja, če uporabite:

1) 3 % raztopina H 2 O 2 in katalizator

2) 30 % raztopina H 2 O 2 in katalizator

3) 3% raztopina H 2 O 2 (brez katalizatorja)

4) 30 % raztopina H 2 O 2 (brez katalizatorja)

Kemijsko ravnotežje. Dejavniki, ki vplivajo na ravnovesje premika. Le Chatelierjevo načelo.

Kemijske reakcije lahko razdelimo glede na smer, v kateri potekajo

▪ Ireverzibilne reakcije poteka samo v eno smer (reakcije ionske izmenjave z, ↓, MDS, izgorevanje in nekatere druge)

Na primer, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3

▪ Reverzibilne reakcije pod enakimi pogoji tečeta v nasprotnih smereh (↔).

Na primer, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Stanje reverzibilne reakcije, v kateri je υ → = υ ← klical kemična ravnovesje.

Da bi reakcija v kemijski proizvodnji potekala čim bolj popolno, je treba premakniti ravnotežje proti produktu. Če želite ugotoviti, kako bo določen dejavnik spremenil ravnovesje v sistemu, uporabite Le Chatelierjevo načelo(1844):

Le Chatelierjevo načelo: Če na sistem v stanju ravnotežja deluje zunanji vpliv (sprememba t, p, C), se bo ravnotežje premaknilo v smer, ki oslabi ta vpliv.

Ravnovesje se premakne:

1) s C reagirajo →,

pri C prod ← ;

2) pri p (za pline) - proti zmanjšanju prostornine,

pri ↓ р – v smeri naraščanja V;

če reakcija poteka brez spreminjanja števila molekul plinastih snovi, potem tlak ne vpliva na ravnovesje v tem sistemu.

3) pri t – proti endotermni reakciji (- Q),

pri ↓ t – proti eksotermni reakciji (+ Q).

Naloga 3. Kako naj se spremenijo koncentracije snovi, tlak in temperatura homogenega sistema PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q, da se ravnotežje premakne v smeri razgradnje PCl 5 (→)

↓ C (PCl 3) in C (Cl 2)

Naloga 4. Kako se spremeni kemijsko ravnotežje reakcije 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q, ko

a) zvišanje temperature;

b) povečan pritisk

1. Metoda, ki premakne ravnotežje reakcije 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 v desno (→), je:

1) povečanje koncentracije ogljikovega monoksida

2) povečanje koncentracije ogljikovega dioksida

3) zmanjšanje koncentracije oksida taline (I)

4) zmanjšanje koncentracije bakrovega (II) oksida

2. V homogeni reakciji 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O se bo z naraščajočim tlakom ravnovesje premaknilo:

2) prav

3) se ne bo premaknil

4) Ne vem

8. Pri segrevanju je ravnotežje reakcije N 2 + O 2 2NO – Q:

1) se bo pomaknil v desno

2) se premakne v levo

3) se ne bo premaknil

4) Ne vem

9. Pri ohlajanju je ravnotežje reakcije H 2 + S H 2 S + Q:

1) se premakne v levo

2) se bo pomaknil v desno

3) se ne bo premaknil

4) Ne vem

1. Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganski in organski kemiji

   Dokument

   Naloge A 19 (USE 2012) Razvrstitev kemična reakcije V anorganski in ekološko kemija. TO reakcije substitucija se nanaša na interakcijo: 1) propena in vode, 2) ...

2. Tematsko načrtovanje pouka kemije v 8.-11. razredu 6

   Tematsko načrtovanje

   1 Kemični reakcije 11 11 Razvrstitev kemična reakcije V anorganski kemija. (C) 1 Razvrstitev kemična reakcije v organskem kemija. (C) 1 hitrost kemična reakcije. Aktivacijska energija. 1 Dejavniki, ki vplivajo na hitrost kemična reakcije ...

3. Vprašanja za izpite iz kemije za študente 1. letnika

   Dokument

   Metan, uporaba metana. Razvrstitev kemična reakcije V anorganski kemija. Fizično in kemična Lastnosti in uporaba etilena. Kemični ravnovesje in njegovi pogoji...

4. Kemijske reakcije- to so procesi, zaradi katerih iz nekaterih snovi nastanejo druge, ki se od njih razlikujejo po sestavi in ​​(ali) strukturi.

   Razvrstitev reakcij:

   1. 
      Glede na število in sestavo reaktantov in reakcijskih produktov:
   1. 
      Reakcije, ki se pojavijo brez spremembe sestave snovi:
   V anorganski kemiji so to reakcije pretvorbe nekaterih alotropskih modifikacij v druge:

   C (grafit) → C (diamant); P (bela) → P (rdeča).

   V organski kemiji so to reakcije izomerizacije - reakcije, pri katerih iz molekul ene snovi nastanejo molekule drugih snovi enake kvalitativne in kvantitativne sestave, tj. z isto molekulsko formulo, vendar drugačno strukturo.

   CH 2 -CH 2 -CH 3 → CH 3 -CH-CH 3

   n-butan 2-metilpropan (izobutan)

   1. 
      Reakcije, ki se pojavijo s spremembo sestave snovi:
   a) Reakcije spojin (v organski kemiji adicije) - reakcije, med katerimi dve ali več snovi tvorijo eno bolj kompleksno: S + O 2 → SO 2

   V organski kemiji so to reakcije hidrogeniranja, halogeniranja, hidrohalogeniranja, hidratacije, polimerizacije.

   CH 2 = CH 2 + HOH → CH 3 – CH 2 OH
   

   
   b) Reakcije razgradnje (v organski kemiji eliminacija, eliminacija) - reakcije, med katerimi nastane več novih snovi iz ene kompleksne snovi:

   CH 3 – CH 2 OH → CH 2 = CH 2 + H 2 O

   2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

   V organski kemiji so primeri reakcij izločanja dehidrogenacija, dehidracija, dehidrohalogenacija in kreking.

   c) Substitucijske reakcije - reakcije, med katerimi atomi enostavne snovi zamenjajo atome nekega elementa v kompleksni snovi (v organski kemiji sta reaktanta in produkta reakcije pogosto dve kompleksni snovi).

   CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl; 2Na+ 2H 2 O→ 2NaOH + H 2

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

   CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

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

   d) Reakcije izmenjave - reakcije, med katerimi dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavine:

   NaOH + HCl → NaCl + H 2 O,
   2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O

   1. 
      S spreminjanjem oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki tvorijo snovi
   1. 
      Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskih stanj ali ORR:
   ∙2| N +5 + 3e – → N +2 (proces redukcije, element – ​​oksidant),

   ∙3| Cu 0 – 2e – → Cu +2 (proces oksidacije, element – ​​reducent),

   8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

   V organski kemiji:

   C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH

   1. 
      Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskih stanj kemičnih elementov:
   Li 2 O + H 2 O → 2LiOH,
   HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O
   1. 
      S toplotnim učinkom
   1. 
      Pojavijo se eksotermne reakcije s sproščanjem energije:
   C + O 2 → CO 2 + Q,
   CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q
   1. 
      Endotermne reakcije se pojavijo z absorpcijo energije:
   СaCO 3 → CaO + CO 2 - Q

   C 12 H 26 → C 6 H 14 + C 6 H 12 - Q

   1. 
      Glede na agregatno stanje reagirajočih snovi
   1. 
      Heterogene reakcije so reakcije, med katerimi so reaktanti in produkti reakcije v različnih agregacijskih stanjih:
   Fe(sol) + CuSO 4 (sol) → Cu(sol) + FeSO 4 (sol),
   CaC 2 (trdna snov) + 2H 2 O (l) → Ca(OH) 2 (raztopina) + C 2 H 2 (g)
   1. 
      Homogene reakcije so reakcije, med katerimi so reaktanti in produkti reakcije v istem agregatnem stanju:
   H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl (g),
   2C 2 H 2 (g) + 5O 2 (g) → 4CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
   1. 
      Z udeležbo katalizatorja
   1. 
      Nekatalitične reakcije, ki potekajo brez sodelovanja katalizatorja:
   2H 2 + O 2 → 2H 2 O, C 2 H 4 + 3O 2 → 2CO 2 + 2H 2 O
   1. 
      Katalitske reakcije, ki vključujejo katalizatorje:
   MnO2

   2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

   1. 
      Proti
   1. 
      Ireverzibilne reakcije potekajo pod temi pogoji samo v eno smer:
   C 2 H 4 + 3O 2 → 2CO 2 + 2H 2 O
   1. 
      Reverzibilne reakcije pod temi pogoji potekajo hkrati v dveh nasprotnih smereh: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
   1. 
      Glede na pretočni mehanizem
   1. 
      Radikalni mehanizem.
   A: B → A· + ·B

   Pride do homolitične (enake) cepitve vezi. Med hemolitično cepitvijo se par elektronov, ki tvori vez, razdeli tako, da vsak od nastalih delcev prejme en elektron. V tem primeru nastanejo radikali - nenabiti delci z nesparjenimi elektroni. Radikali so zelo reaktivni delci; reakcije, ki jih vključujejo, potekajo v plinski fazi z veliko hitrostjo in pogosto z eksplozijo.

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

   2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

   CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl

   Primeri: reakcije zgorevanja organskih in anorganskih snovi, sinteza vode, amoniaka, reakcije halogeniranja in nitriranja alkanov, izomerizacija in aromatizacija alkanov, katalitična oksidacija alkanov, polimerizacija alkenov, vinil klorid itd.

   1. 
      Ionski mehanizem.
   A: B → :A - + B +

   Pride do heterolitske (neenake) cepitve vezi, pri čemer oba vezna elektrona ostaneta z enim od prej vezanih delcev. Nastanejo nabiti delci (kationi in anioni).

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

   Na primer, v anorganski kemiji je to medsebojno delovanje elektrolitov v raztopini; v organski kemiji so to adicijske reakcije na alkene, oksidacija in dehidrogenacija alkoholov, substitucija alkoholne skupine in druge reakcije, ki označujejo lastnosti aldehidov in karboksilnih kislin.

   1. 
      Glede na vrsto energije, ki sproži reakcijo:
   1. 
      Fotokemične reakcije nastanejo ob izpostavitvi svetlobnim kvantom. Na primer sinteza vodikovega klorida, interakcija metana s klorom, proizvodnja ozona v naravi, procesi fotosinteze itd.
   2. 
      Reakcije sevanja sprožijo visokoenergijska sevanja (rentgenski žarki, γ-žarki).
   3. 
      Elektrokemične reakcije sproži električni tok, na primer pri elektrolizi.
   4. 
      Termokemijske reakcije sproži toplotna energija. Te vključujejo vse endotermne reakcije in številne eksotermne reakcije, ki zahtevajo toploto za začetek.

   >> Kemija: Vrste kemijskih reakcij v organski kemiji

   Reakcije organskih snovi lahko formalno razdelimo na štiri glavne vrste: substitucija, adicija, eliminacija (eliminacija) in preureditev (izomerizacija). Očitno je, da celotne raznolikosti reakcij organskih spojin ni mogoče zmanjšati na okvir predlagane klasifikacije (na primer reakcije zgorevanja). Vendar bo takšna klasifikacija pomagala vzpostaviti analogije s klasifikacijami reakcij, ki se pojavljajo med anorganskimi snovmi, ki jih že poznate iz tečaja anorganske kemije.

   Običajno se glavna organska spojina, vključena v reakcijo, imenuje substrat, druga komponenta reakcije pa se običajno šteje za reaktant.

   Nadomestne reakcije

   Reakcije, pri katerih pride do zamenjave enega atoma ali skupine atomov v prvotni molekuli (substratu) z drugimi atomi ali skupinami atomov, imenujemo substitucijske reakcije.

   Substitucijske reakcije vključujejo nasičene in aromatske spojine, kot so na primer alkani, cikloalkani ali areni.

   Naj navedemo primere takih reakcij.
   

   Vsebina lekcije zapiski lekcije podporni okvir predstavitev lekcije metode pospeševanja interaktivne tehnologije Vadite naloge in vaje samotestiranje delavnice, treningi, primeri, questi domače naloge diskusija vprašanja retorična vprašanja študentov Ilustracije avdio, video posnetki in multimedija fotografije, slike, grafike, tabele, diagrami, humor, anekdote, šale, stripi, prispodobe, izreki, križanke, citati Dodatki izvlečkičlanki triki za radovedneže jaslice učbeniki osnovni in dodatni slovar pojmov drugo Izboljšanje učbenikov in poukapopravljanje napak v učbeniku posodabljanje odlomka v učbeniku; nadomeščanje zastarelega znanja z novim; samo za učitelje popolne lekcije koledarski načrt za leto; metodološka priporočila; Integrirane lekcije

   Predavanje: Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganski in organski kemiji

   Vrste kemijskih reakcij v anorganski kemiji

   
   

   A) Razvrstitev glede na količino začetnih snovi:

   Razgradnja – zaradi te reakcije iz ene obstoječe kompleksne snovi nastaneta dve ali več enostavnih in tudi kompleksnih snovi.

   Primer: 2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
   

   Spojina - to je reakcija, pri kateri dve ali več preprostih, pa tudi kompleksnih snovi tvorijo eno, a bolj zapleteno.

   Primer: 4Al+3O 2 → 2Al 2 O 3

   Zamenjava - to je določena kemična reakcija, ki poteka med nekaterimi preprostimi in tudi kompleksnimi snovmi. Atome preproste snovi pri tej reakciji nadomestijo atomi enega od elementov, ki jih najdemo v kompleksni snovi.
   

   Primer: 2КI + Cl2 → 2КCl + I 2

   Menjava - To je reakcija, pri kateri dve snovi kompleksne strukture izmenjata svoje dele.
   

   Primer: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2

   B) Razvrstitev glede na toplotni učinek:

   Eksotermne reakcije - To so določene kemične reakcije, pri katerih se sprošča toplota.
   Primeri:

   S + O 2 → SO 2 + Q

   2C 2 H 6 + 7O 2 → 4CO 2 +6H 2 O + Q

   
   

   Endotermne reakcije - To so določene kemične reakcije, pri katerih se absorbira toplota. Praviloma so to reakcije razgradnje.
   

   Primeri:

   CaCO 3 → CaO + CO 2 – Q
   2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 – Q
   

   Toplota, ki se sprosti ali absorbira kot posledica kemične reakcije, se imenuje toplotni učinek.

   
   

   Kemijske enačbe, ki kažejo na toplotni učinek reakcije, se imenujejo termokemični.

   
   

   B) Razvrstitev po reverzibilnosti:

   Reverzibilne reakcije - to so reakcije, ki potekajo pod enakimi pogoji v medsebojno nasprotnih smereh.
   

   Primer: 3H 2 + N 2 ⇌ 2NH 3

   Ireverzibilne reakcije - to so reakcije, ki potekajo samo v eno smer in se končajo tudi s popolno porabo vseh izhodnih snovi. Pri teh reakcijah sprostite obstaja plin, usedlina, voda.
   Primer: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2
   

   D) Razvrstitev glede na spremembo oksidacijskega stanja:

   Redoks reakcije – pri teh reakcijah pride do spremembe oksidacijskega stanja.
   

   Primer: Cu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

   Ni redoks – reakcije brez spreminjanja oksidacijskega stanja.
   

   Primer: HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O.

   D) Razvrstitev po fazah:

   Homogene reakcije – reakcije, ki potekajo v eni fazi, ko imajo izhodne snovi in ​​reakcijski produkti enako agregatno stanje.
   

   Primer: H 2 (plin) + Cl 2 (plin) → 2HCL

   Heterogene reakcije – reakcije, ki potekajo na meji, pri katerih imajo reakcijski produkti in izhodne snovi različna agregacijska stanja.
   Primer: CuO+ H 2 → Cu+H 2 O
   

   Razvrstitev glede na uporabo katalizatorja:

   Katalizator je snov, ki pospeši reakcijo. Katalitska reakcija poteka v prisotnosti katalizatorja, nekatalitska reakcija poteka brez katalizatorja.
   Primer: 2H 2 0 2 MnO2 → 2H 2 O + O 2 katalizator MnO 2

   Interakcija alkalije s kislino poteka brez katalizatorja.
   Primer: KOH + HCl → KCl + H2O

   Inhibitorji so snovi, ki upočasnijo reakcijo.
   Sami katalizatorji in inhibitorji se med reakcijo ne porabijo.

   Vrste kemijskih reakcij v organski kemiji

   
   Zamenjava je reakcija, med katero se en atom/skupina atomov v prvotni molekuli nadomesti z drugimi atomi/skupinami atomov.
   Primer: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl

   Pristop - To so reakcije, pri katerih se več molekul snovi združi v eno. Adicijske reakcije vključujejo:

   • Hidrogenacija je reakcija, med katero se vodik doda večkratni vezi.

   Primer: CH 3 -CH = CH 2 (propen) + H 2 → CH 3 -CH 2 -CH 3 (propan)

   Hidrohalogeniranje– reakcija, ki doda vodikov halid.

   Primer: CH 2 = CH 2 (eten) + HCl → CH 3 -CH 2 -Cl (kloroetan)
   

   Alkini reagirajo z vodikovimi halogenidi (vodikov klorid, vodikov bromid) na enak način kot alkeni. Adicija v kemijski reakciji poteka v dveh stopnjah in jo določa Markovnikovo pravilo:

   
   

   Ko se protinske kisline in voda dodajo nesimetričnim alkenom in alkinom, se vodikov atom doda najbolj hidrogeniranemu atomu ogljika.

   Mehanizem te kemične reakcije. P-kompleks, ki nastane v 1., hitri fazi, se v 2. počasni fazi postopoma spremeni v s-kompleks - karbokation. V 3. stopnji pride do stabilizacije karbokationa - to je interakcije z bromovim anionom:

   

   I1, I2 sta karbokationa. P1, P2 - bromidi.

   
   Halogeniranje - reakcija, pri kateri se doda halogen. Halogeniranje se nanaša tudi na vse procese, pri katerih se atomi halogenov vnesejo v organske spojine. Ta koncept se uporablja v "širšem pomenu". V skladu s tem konceptom se razlikujejo naslednje kemijske reakcije, ki temeljijo na halogeniranju: fluoriranje, kloriranje, bromiranje, jodiranje.
   

   Organski derivati, ki vsebujejo halogene, veljajo za najpomembnejše spojine, ki se uporabljajo tako v organski sintezi kot kot ciljni produkti. Halogenski derivati ​​ogljikovodikov veljajo za izhodne produkte v velikem številu nukleofilnih substitucijskih reakcij. Kar se tiče praktične uporabe spojin, ki vsebujejo halogen, se uporabljajo v obliki topil, na primer spojin, ki vsebujejo klor, hladilnih sredstev - klorofluoro derivatov, freonov, pesticidov, farmacevtskih izdelkov, mehčalcev, monomerov za proizvodnjo plastike.

   
   Hidracija– reakcije adicije molekule vode preko večkratne vezi.

   Polimerizacija je posebna vrsta reakcije, pri kateri se molekule snovi z relativno nizko molekulsko maso vežejo druga na drugo in nato tvorijo molekule snovi z visoko molekulsko maso.

   Če želite uporabljati predogled predstavitev, ustvarite Google Račun in se prijavite vanj: https://accounts.google.com

   
   

   Podnapisi diapozitivov:

   Klasifikacija kemijskih reakcij

   Kemijske reakcije so kemični 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. Znaki kemijske reakcije: Sprosti se plin Nastane oborina 3) Pride do spremembe barve snovi Sprosti ali absorbirata se toplota in svetloba

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji 1. S spreminjanjem oksidacijskih stanj kemijskih elementov: Redoks reakcije: Redoks reakcije so reakcije, ki potekajo s spremembo oksidacijskih stanj elementov. Intermolekularna je reakcija, ki se pojavi s spremembo oksidacijskega stanja atomov v različnih molekulah. -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

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji 1. S spreminjanjem oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki tvorijo snovi: Redoks reakcije: 2. Intramolekularna - to je reakcija, ki se pojavi s spremembo oksidacijskega stanja različnih atomov v eni molekuli. -3 +5 t 0 +3 (NH4) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 +4H 2 O Disproporcionacija je reakcija, ki poteka ob hkratnem povečanju in zmanjšanju oksidacijskega stanja atomov istega elementa. . +1 +5 -1 3NaClO → NaClO 3 + 2NaCl

   2.1. Reakcije, ki se pojavijo brez spreminjanja sestave snovi. V anorganski kemiji takšne reakcije vključujejo procese pridobivanja alotropskih modifikacij enega kemičnega elementa, na primer: C (grafit) C (diamant) 3O 2 (kisik) 2O 3 (ozon) Sn ( beli kositer) Sn ( sivi kositer) S (rombični) S (plastični) P (rdeči) P (beli) Kemijske reakcije v anorganski kemiji 2. Glede na število in sestavo reagirajočih snovi:

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji 2. Po številu in sestavi reaktantov: 2.2. Reakcije, ki nastanejo s spremembo sestave snovi Sestavljene reakcije so reakcije, pri katerih iz dveh ali več snovi nastane ena kompleksna snov. V anorganski kemiji lahko celotno paleto reakcij spojin obravnavamo na primeru reakcije za proizvodnjo žveplove kisline iz žvepla: a) pridobivanje žveplovega oksida (IV): S + O 2  SO 2 - ena kompleksna snov nastane iz dveh enostavne snovi, b) pridobivanje žveplovega oksida (VI ): 2 SO 2 + O 2 2SO 3 - iz enostavne in kompleksne snovi nastane ena kompleksna snov, c) pridobivanje žveplove kisline: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - ena kompleksna snov nastane iz dveh kompleksnih snovi.

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji 2. Glede na število in sestavo reagirajočih snovi: 2. Reakcije razgradnje so tiste reakcije, pri katerih iz ene kompleksne snovi nastane več novih snovi. V anorganski kemiji lahko celotno paleto takšnih reakcij obravnavamo v bloku reakcij za pridobivanje kisika z laboratorijskimi metodami: a) razpad živosrebrovega(II) oksida: 2HgO  t 2Hg + O 2  - iz ene kompleksne snovi nastaneta dve enostavni se oblikujejo. b) razpad kalijevega nitrata: 2KNO 3  t 2KNO 2 + O 2  - iz ene kompleksne snovi nastaneta ena enostavna in ena kompleksna. c) razpad kalijevega permanganata: 2 KMnO 4 → t K 2 MnO 4 + MnO 2 +O 2 - iz ene kompleksne snovi nastaneta dve kompleksni in ena enostavna.

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji 2. Glede na število in sestavo reagirajočih snovi: 3. Substitucijske reakcije so tiste reakcije, pri katerih atomi enostavne snovi zamenjajo atome nekega elementa v kompleksni snovi. V anorganski kemiji je primer takšnih procesov sklop reakcij, ki označujejo lastnosti kovin: a) interakcija alkalijskih ali zemeljskoalkalijskih kovin z vodo: 2 Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2  Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2  b) interakcija kovin s kislinami v raztopini: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2  c) interakcija kovin s solmi v raztopini: Fe + Cu SO 4 = FeSO 4 + Cu d ) metalotermija: 2Al + Cr 2 O 3  t Al 2 O 3 + 2Cr

   4. Reakcije izmenjave so tiste reakcije, pri katerih dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavne dele. Te reakcije označujejo lastnosti elektrolitov in v raztopinah potekajo po Bertholletovem pravilu, to je le, če je rezultat tvorba oborine, plina ali rahlo. disociacijska snov (na primer H 2 O). V anorganskih je to lahko blok reakcij, ki označujejo lastnosti alkalij: a) reakcija nevtralizacije, ki se pojavi s tvorbo soli in vode: NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O ali v ionski obliki: OH - + H + = H 2 O b ) reakcija med alkalijo in soljo, ki poteka s tvorbo plina: 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3  + 2 H 2 O c) reakcija med alkalijo in soljo , ki poteka s tvorbo oborine: Cu SO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2  + K 2 SO 4 Kemijske reakcije v anorganski kemiji 2. Glede na število in sestavo reagirajočih snovi:

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji 3. Glede na toplotni učinek: 3.1. Eksotermne reakcije: Eksotermne reakcije so reakcije, ki nastanejo s sproščanjem energije v zunanje okolje. Sem spadajo skoraj vse reakcije spojin. Eksotermne reakcije, ki nastanejo ob sproščanju svetlobe, uvrščamo med reakcije zgorevanja, npr.: 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q 3.2. Endotermne reakcije: Endotermne reakcije so reakcije, ki se pojavijo z absorpcijo energije v zunanje okolje. Te vključujejo skoraj vse reakcije razgradnje, na primer: Žganje apnenca: CaCO 3  t CaO + CO 2  - Q

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji 4. Reverzibilnost procesa: 4.1. Ireverzibilne reakcije: Ireverzibilne reakcije potekajo samo v eno smer pod danimi pogoji. Takšne reakcije vključujejo vse reakcije izmenjave, ki jih spremlja tvorba oborine, plina ali snovi z nizko disociacijo (voda) in vse reakcije zgorevanja: 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 danimi pogoji potekajo istočasno v dveh nasprotnih smereh. Velika večina takih reakcij je. Na primer: 2 SO 2 + O 2 2SO 3 N 2 +3H 2 2NH 3

   Katalizatorji so snovi, ki sodelujejo v kemijski reakciji in spreminjajo njeno hitrost oziroma smer, vendar na koncu reakcije ostanejo kvalitativno in kvantitativno nespremenjene. 5.1. Nekatalitične reakcije: Nekatalitične reakcije potekajo brez sodelovanja katalizatorja: 2HgO  t 2Hg + O 2  2Al + 6HCl  t 2AlCl 3 + 3H 2  5.2 Katalitske reakcije: Katalitske reakcije so reakcije, ki potekajo s sodelovanjem katalizatorja: t ,MnO 2 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2  P,t CO + NaOH  H-CO-ONa Kemijske reakcije v anorganski kemiji 5. Vpletenost katalizatorja

   Kemijske reakcije v anorganski kemiji 6. Prisotnost faznega vmesnika 6.1. Heterogene reakcije: Heterogene reakcije so reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v različnih agregacijskih stanjih (v različnih fazah): FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO 2 (g) + Q 2 Al (s) + 3С u С l 2 (raztopina) = 3С u(s) + 2AlCl 3 (raztopina) CaC 2 (s) + 2H 2 O (l) = C 2 H 2  + Ca( OH) 2 (raztopina) ) 6.2. Homogene reakcije: Homogene reakcije so reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v istem agregatnem stanju (v isti 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)