Химична реакция. класификация на химичните реакции. Примери

Лекция 2.

Химична реакция. Класификация на химичните реакции.

Редокс реакции

Взаимодействайки помежду си, веществата претърпяват различни промени и трансформации. Например въглищата, когато се изгарят, произвеждат въглероден диоксид. Берилият, взаимодействайки с кислорода във въздуха, се превръща в берилиев оксид.

Химични се наричат явления, при които едни вещества се превръщат в други, които се различават от първоначалните по състав и свойства и същевременно не се променя съставът на ядрата на атомите. Окисляване на желязо, горене, извличане на метали от руди - всичко това са химически явления.

Необходимо е да се прави разлика между химични и физични явления.

По време на физически явления формата или агрегатното състояние на дадено вещество се променя или се образуват нови вещества поради промени в състава на атомните ядра. Например, когато газообразен амоняк взаимодейства с течен азот, амонякът първо се превръща в течност, а след това в твърдо състояние. Това не е химичен, а физически феномен, защото... съставът на веществото не се променя. Някои явления, водещи до образуване. Новите вещества се класифицират като физически. Такива са например ядрените реакции, в резултат на които от ядрата на едни елементи се образуват атоми на други.

Физични явления, т.к и химическите са широко разпространени: протичането на електрически ток през метален проводник, коването и топенето на метал, отделянето на топлина, превръщането на водата в лед или пара. и т.н.

Химическите явления винаги са придружени от физически. Например, когато магнезият гори, се отделят топлина и светлина и в резултат на химическа реакция в галваничен елемент възниква електрически ток.

В съответствие с атомно-молекулярната теория и закона за запазване на масата на веществото, нови вещества, прости и сложни, се образуват от атомите на реагиращите вещества, като общият брой на атомите на всеки елемент винаги остава постоянен.

Химическите явления възникват поради протичането на химични реакции.

Химичните реакции се класифицират по различни критерии.

1. Въз основа на отделянето или поглъщането на топлина. Реакциите, протичащи с отделянето на топлина, се наричат екзотермични. Например, реакцията на образуване на хлороводород от водород и хлор:

H2 + CI2 = 2HC1 + 184,6 kJ

Реакциите, протичащи с поглъщането на топлина от околната среда, се наричат ендотермични. Например реакцията на образуване на азотен оксид (II) от азот и кислород, която протича при висока температура:

N 2 +O 2 =2NO – 180,8 kJ

Количеството топлина, отделено или погълнато в резултат на реакция, се нарича топлинен ефект на реакцията. Клонът на химията, който изучава топлинните ефекти на химичните реакции, се нарича термохимия. Ще говорим за това подробно, когато изучаваме раздела „Енергия на химичните реакции“.

2. Въз основа на промените в броя на изходните и крайните вещества реакциите се разделят на следните видове: свързване, разлагане и обмен .

Наричат се реакции, които водят до образуването на едно ново вещество от две или повече вещества съединения реакции :

Например взаимодействието на хлороводород с амоняк:

НС1 + NH3 = NH4CI

Или изгаряне на магнезий:

2Mg + O2 = 2MgO

Наричат се реакции, при които от едно вещество се образуват няколко нови вещества реакции на разлагане .

Например реакцията на разлагане на йодоводород

2HI = H 2 + I 2

Или разлагането на калиев перманганат:

2KmnO 4 = K2mnO 4 + mnO 2 + O 2

Реакциите между прости и сложни вещества, в резултат на които атомите на простото вещество заместват атомите на един от елементите на сложното вещество, се наричат реакции на заместване.

Например замяна на олово с цинк в оловен (II) нитрат:

Pb(NO 3) 2 + Zn = Zn(NO 3) 2 + Pb

Или замяна на брома с хлор:

2NaBr + CI 2 = 2NaCI + Br 2

Реакциите, при които две вещества обменят своите съставки, за да образуват две нови вещества, се наричат обменни реакции . Например реакцията на алуминиев оксид със сярна киселина:

AI2O3 + 3H3SO4 = AI2(SO4)3 + 3H3O

Или взаимодействието на калциев хлорид със сребърен нитрат:

CaCI 2 + AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + AgCI

3. Въз основа на обратимостта реакциите се делят на обратими и необратими.

4. Въз основа на промяната в степента на окисление на атомите, които съставляват реагиращите вещества, се прави разлика между реакциите, протичащи без промяна на степента на окисление на атомите и окислително-редукционните реакции (с промяна в степента на окисление на атомите) .

Редокс реакции. Най-важните окислители и редуктори. Методи за избор на коефициенти в реакциите

окислително-редукционни

Всички химични реакции могат да бъдат разделени на два вида. Първият тип включва реакции, които протичат без промяна на степента на окисление на атомите, които изграждат реагиращите вещества.

Например

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H3O

BaCI2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCI

Вторият тип включва химични реакции, които протичат с промяна в степента на окисление на всички или някои елементи:

2KCI03 = 2KICI+3O2

2KBr+CI2=Br2+2KCI

Тук при първата реакция хлорните и кислородните атоми променят степента си на окисление, а при втората реакция бромните и хлорните атоми се променят.

Реакциите, протичащи с промяна в степента на окисление на атомите, включени в реагиращите вещества, се наричат редокс.

Промяната в степента на окисление е свързана с изтеглянето или движението на електрони.

Основни принципи на теорията на редокс

реакции:

1. Окислението е процес на отдаване на електрони от атом, молекула или йон.

AI - 3e – = AI 3+ H 2 - 2e – = 2H +

2. Редукцията е процесът на добавяне на електрони към атом, молекула или йон.

S + 2e – = S 2- CI 2 +2e – = 2CI -

3. Атомите, молекулите или йоните, които отдават електрони, се наричат редуциращи агенти. По време на реакцията те се окисляват

4. Атомите, молекулите или йоните, които получават електрони, се наричат окислители. По време на реакцията те се възстановяват.

Окисляването винаги е придружено от редукция и, обратно, редукцията винаги е свързана с окисление, което може да се изрази с уравнението:

Редуциращ агент – e – = Окислител

Окислител + e – = Редуциращ агент

Следователно окислително-редукционните реакции представляват единството на два противоположни процеса на окисление и редукция.

Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, винаги е равен на броя на електроните, получени от окислителя.

Редуциращите агенти и окислителите могат да бъдат или прости вещества, т.е. състоящ се от един елемент или комплекс. Типични редуциращи агенти са атомите, на външното енергийно ниво на които има от един до три електрона. Металите принадлежат към тази група. Неметалите, като водород, въглерод, бор и др., също могат да проявяват редуциращи свойства.

При химични реакции те отдават електрони по следната схема:

E – ne – = E n+

В периоди с увеличаване на атомния номер на даден елемент редукционните свойства на простите вещества намаляват, а окислителните свойства се увеличават и стават максимални за халогените. Например в третия период натрият е най-активният редуциращ агент, а хлорът е окислителят.

За елементите от основните подгрупи редукционните свойства се увеличават с увеличаване на атомния номер и отслабват окислителните свойства. Елементите от основните подгрупи на групи 4 - 7 (неметали) могат както да отдават, така и да приемат електрони, т.е. проявяват редуциращи и окислителни свойства. Изключение прави флуорът, който проявява само окислителни свойства, т.к има най-висока електроотрицателност. Елементите на страничните подгрупи са метални по природа, т.к външното ниво на техните атоми съдържа 1-2 електрона. Следователно техните прости вещества са редуциращи агенти.

Окислителните или редукционните свойства на сложните вещества зависят от степента на окисление на атома на даден елемент.

Например KMnO 4, MnO 2, MnSO 4,

В първото съединение манганът има максимална степен на окисление и не може да я увеличи допълнително, следователно може да бъде само окислител.

В третото съединение манганът има минимална степен на окисление, той може да бъде само редуциращ агент.

Най-важните редуциращи агенти : метали, водород, въглища, въглероден оксид, сероводород, калаен хлорид, азотиста киселина, алдехиди, алкохоли, глюкоза, мравчена и оксалова киселина, солна киселина, електролизен катод.

Най-важните окислители : халогени, калиев перманганат, калиев бихромат, кислород, озон, водороден прекис, азотна, сярна, селенова киселини, хипохлорити, перхлорати, хлорати, црска водка, смес от концентрирани азотна и флуороводородна киселини, анод при електролиза.

Съставяне на уравнения за редокс реакции

1. Метод на електронен баланс. При този метод се сравняват степените на окисление на атомите в първоначалното и крайното вещество, като се ръководи от правилото, че броят на електроните, отдадени от редуктора, е равен на броя на електроните, добавени от окислителя. За да създадете уравнение, трябва да знаете формулите на реагентите и реакционните продукти. Последните се определят или въз основа на известните свойства на елементите, или експериментално.

Медта, образувайки меден йон, отдава два електрона, степента на окисление се повишава от 0 до +2. Паладиевият йон, добавяйки два електрона, променя степента на окисление от +2 до 0. Следователно паладиевият нитрат е окислител.

Ако са установени както изходните вещества, така и продуктите на тяхното взаимодействие, тогава писането на уравнението на реакцията се свежда по правило до намиране и подреждане на коефициентите. Коефициентите се определят по метода на електронния баланс с помощта на електронни уравнения. Ние изчисляваме как редуциращият агент и окислителят променят степента си на окисление и отразяваме това в електронни уравнения:

Cu 0 -2e - = Cu 2+ 1

Pd +2 +2e - =Pd 0 1

От дадените електронни уравнения става ясно, че за редуктора и окислителя коефициентите са равни на 1.

Крайното уравнение на реакцията е:

Cu + Pd(NO 3) 2 = Cu(NO 3) 2 + Pd

За да проверим правилността на съставеното уравнение, преброяваме броя на атомите от дясната и лявата страна на уравнението. Последното нещо, което проверяваме, е кислородът.

редукционна реакция, протичаща по следната схема:

KMnO 4 +H 3 П.О. 3 +H 2 ТАКА 4 → MnSO 4 +H 3 П.О. 4 +К 2 ТАКА 4 +H 2 О

Решение Ако изложението на проблема съдържа както изходните вещества, така и продуктите на тяхното взаимодействие, тогава писането на уравнението на реакцията се свежда, като правило, до намиране и подреждане на коефициентите. Коефициентите се определят по метода на електронния баланс с помощта на електронни уравнения. Ние изчисляваме как редуциращият агент и окислителят променят степента си на окисление и отразяваме това в електронни уравнения:

редуциращ агент 5 │ R 3+ - 2ē ═ R 5+ процес на окисление

окислител 2 │Mn +7 + 5 ē ═ Мн 2+ процес на възстановяване

Общият брой на електроните, отдадени при редукция, трябва да бъде равен на броя на електроните, добавени от окислителя. Общото най-малко кратно на отдадените и получените електрони е 10. Разделянето на това число на 5 дава коефициент 2 за окислителя и неговия редукционен продукт. Чрез подбор се намират коефициентите за вещества, чиито атоми не променят степента си на окисление. Уравнението на реакцията ще бъде

2KМnO 4 +5H 3 П.О. 3 + 3H 2 ТАКА 4 ═ 2MnSO 4 +5H 3 П.О. 4 +К 2 ТАКА 4 + 3H 2 О.

Метод на полуреакция или йонно-електронен метод. Както подсказва самото име, този метод се основава на съставяне на йонни уравнения за процеса на окисление и процеса на редукция.

Когато сероводородът преминава през подкислен разтвор на калиев перманганат, пурпурният цвят изчезва и разтворът става мътен.

Опитът показва, че помътняването на разтвора възниква в резултат на образуването на сяра:

H 2 S  S + 2H +

Тази схема е изравнена с броя на атомите. За да изравните по броя на зарядите, трябва да извадите два електрона от лявата страна, след което можете да замените стрелката със знак за равенство

Н 2 S – 2е – = S + 2H +

Това е първата полуреакция - процесът на окисление на редуктора сероводород.

Обезцветяването на разтвора е свързано с прехода на MnO 4 - (малинов цвят) към Mn 2+ (слаб розов цвят). Това може да се изрази чрез диаграмата

MnO 4 – Mn 2+

В кисел разтвор кислородът, който е част от MnO 4, заедно с водородните йони в крайна сметка образува вода. Следователно, ние записваме процеса на преход, както следва

MnO 4 – +8H + Mn 2+ + 4H 2 O

За да замените стрелката със знак за равенство, зарядите също трябва да бъдат изравнени. Тъй като първоначалните вещества имат седем положителни заряда, тогава крайните вещества имат два положителни заряда, тогава за да се изпълнят условията за равенство е необходимо да се добавят пет електрона към лявата страна на диаграмата

MnO 4 – +8Н + +5е – Mn 2+ + 4Н 2 О

Тази полуреакция е процесът на редукция на окислителя, т.е. перманганатен йон.

За да се състави общо уравнение на реакцията, е необходимо да се добавят уравненията на полуреакция член по член, като преди това се изравнят броят на дадените и получените електрони. В този случай по правилото за намиране на най-малкото кратно се определят съответните множители, по които се умножават уравненията

H 2 S – 2е – = S + 2H + 5

MnO 4 – +8Н + +5е – Mn 2+ + 4Н 2 О 2

5H 2 S +2MnO 4 – +16H + = 5S+10H + + 2Mn 2+ + 8H 2 O

След намаляване с 10H + получаваме

5H 2 S + 2MnO 4 – + 6H + = 5S + 2Mn 2+ + 8H 2 O или в молекулна форма

2k + + 3SO 4 2- = 2k + + 3SO 4 2-

5H 2 S +2KMnO 4 +3H 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +8H 2 O

Нека сравним двата метода. Предимството на метода на полуреакция в сравнение с метода на електронния баланс е, че той използва не хипотетични йони, а реално съществуващи. Всъщност в разтвора няма йони Mn +7, Cr +6, S +6, S +4; MnO 4–, Cr 2 O 7 2–, CrO 4 2–, SO 4 2–. При метода на полуреакция не е необходимо да знаете всички образувани вещества; те се появяват в уравнението на реакцията при извеждането му.

Класификация на редокс реакциите

Обикновено има три типа редокс реакции: междумолекулни, вътрешномолекулни и реакции на диспропорциониране .

Междумолекулните реакции включват реакции, при които окислителят и редукторът са в различни вещества. Това включва и реакции между различни вещества, при които атомите на един и същи елемент имат различни степени на окисление:

2H 2 S + H 2 SO 3 = 3S + 3H 2 O

5HCI + HCIO 3 = 5CI 2 + 3H 2 O

Вътремолекулните реакции включват тези реакции, при които окислителят и редукторът са в едно и също вещество. В този случай атом с по-положителна степен на окисление окислява атом с по-ниска степен на окисление. Такива реакции са реакции на химично разлагане. Например:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

2KCIO 3 = 2KCI + 3O 2

Това включва и разлагането на вещества, в които атомите на един и същи елемент имат различни степени на окисление:

NH4NO3 = N2O + 2H2O

Появата на реакции на диспропорциониране е придружена от едновременно повишаване и намаляване на степента на окисление на атомите на един и същи елемент. В този случай изходното вещество образува съединения, едното от които съдържа атоми с по-висока, а другото с по-ниска степен на окисление. Тези реакции са възможни за вещества с междинна степен на окисление. Пример за това е трансформацията на калиев манганат, при която манганът има междинна степен на окисление +6 (от +7 до +4). Разтворът на тази сол има красив тъмнозелен цвят (цветът на MnO йона 4 химикал химическиексперимент върху неорганична химия в проблемно базирана учебна система Дипломна работа >> Химия

Задачи" 27. Класификация химически реакции. Реакции, които вървят без промяна на състава. 28. Класификация химически реакциикоито идват...

Химическата реакция или химичната трансформация е процес, при който от едно вещество се образуват други вещества, различни по химичен състав и структура.

Химичните реакции се класифицират според следните критерии:

1) промяна или липса на промяна в количеството на реагентите и реакционните продукти. Въз основа на този критерий реакциите се разделят на реакции на комбиниране, разлагане, заместване и обмен.

Съставна реакция е реакция, при която две или повече вещества образуват едно ново вещество. Например Fe + S → FeS.

Реакцията на разлагане е реакция, при която две или повече нови вещества се образуват от едно вещество. Например CaCO3 → CaO + CO2.

Реакцията на заместване е реакция между просто и сложно вещество, по време на която атомите на просто вещество заместват атомите на един от елементите в сложно вещество, което води до образуването на ново просто и ново сложно вещество. Например Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2.

Реакцията на обмен е реакция, при която две сложни вещества обменят своите съставни части. Например NaOH + HCl → NaCl + H2O.

2) Вторият признак на класификацията на химичните реакции е промяна или липса на промяна в степента на окисление на елементите, които съставляват веществата, които реагират. Въз основа на този критерий реакциите се разделят на редокс реакции и такива, които протичат без промяна на степента на окисление на елементите. Например Zn + S → ZnS (цинк плюс es образува цинк-es). Това е редокс реакция, по време на която цинкът отдава два електрона и придобива степен на окисление +2: Zn0 - 2 → Zn +2, а сярата приема 2 електрона и придобива степен на окисление -2: S0 + 2 → S-2.

Процесът на отдаване на електрони от веществата се нарича окисление, а процесът на получаване на електрони се нарича редукция.

3) Третият признак на класификацията на химичните реакции е освобождаването или поглъщането на енергия по време на реакционния процес. Въз основа на този критерий реакциите се разделят на екзотермични (придружени от отделяне на топлина) и ендотермични (придружени от абсорбция на топлина).

4) Четвъртият признак на класификацията на химичните реакции е видът на един от реагентите. Въз основа на този критерий реакциите се разделят на реакции на халогени (взаимодействие с хлор, бром), хидрогениране (присъединяване на водородни молекули), хидратация (присъединяване на водни молекули), хидролиза, нитриране.

5) Петият признак на класификацията на химичните реакции е наличието на катализатор. На тази основа реакциите се разделят на каталитични (които протичат само в присъствието на катализатор) и некаталитични (които протичат без катализатор).

6) Друг знак за класификацията на химичните реакции е завършването на реакцията. Въз основа на този критерий реакциите се делят на обратими и необратими.

Има и други класификации на химичните реакции. Всичко зависи от това какъв критерий се използва като основа.

Класификацията на химичните реакции в неорганичната и органичната химия се извършва въз основа на различни класификационни характеристики, информацията за които е дадена в таблицата по-долу.

Чрез промяна на степента на окисление на елементите

Първият знак за класификация се основава на промяната в степента на окисление на елементите, които образуват реагентите и продуктите.
а) редокс
б) без промяна на степента на окисление
Редокссе наричат реакции, придружени от промяна в степента на окисление на химичните елементи, които съставляват реагентите. Редокс реакциите в неорганичната химия включват всички реакции на заместване и тези реакции на разлагане и комбиниране, в които участва поне едно просто вещество. Реакциите, които протичат без промяна на степента на окисление на елементите, които образуват реагентите и реакционните продукти, включват всички обменни реакции.

Според броя и състава на реактивите и продуктите

Химичните реакции се класифицират според естеството на процеса, тоест според броя и състава на реагентите и продуктите.

Реакции на съединенияса химични реакции, в резултат на които се получават сложни молекули от няколко по-прости, например:
4Li + O 2 = 2Li 2 O

Реакции на разлаганесе наричат химични реакции, в резултат на които се получават прости молекули от по-сложни, например:
CaCO 3 = CaO + CO 2

Реакциите на разлагане могат да се разглеждат като обратни процеси на комбиниране.

Реакции на заместванеса химични реакции, в резултат на които атом или група от атоми в молекула на веществото се заменя с друг атом или група от атоми, например:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 ⁭

Тяхната отличителна черта е взаимодействието на просто вещество със сложно. Такива реакции съществуват и в органичната химия.
Въпреки това понятието „заместване“ в органичната химия е по-широко, отколкото в неорганичната химия. Ако в молекулата на първоначалното вещество някой атом или функционална група е заменен с друг атом или група, това също са реакции на заместване, въпреки че от гледна точка на неорганичната химия процесът изглежда като реакция на обмен.
- обмен (включително неутрализация).
Обменни реакцииса химични реакции, които протичат без промяна на степента на окисление на елементите и водят до обмен на съставните части на реагентите, например:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3

Ако е възможно, течете в обратна посока

По възможност протичане в обратна посока – обратимо и необратимо.

Реверсивнаса химични реакции, протичащи при дадена температура едновременно в две противоположни посоки със сравними скорости. При писане на уравнения за такива реакции знакът за равенство се заменя с противоположно насочени стрелки. Най-простият пример за обратима реакция е синтезът на амоняк чрез взаимодействие на азот и водород:

N 2 +3H 2 ↔2NH 3

Необратимоса реакции, които протичат само в права посока, което води до образуването на продукти, които не взаимодействат помежду си. Необратимите реакции включват химични реакции, които водят до образуване на слабо дисоциирани съединения, отделяне на голямо количество енергия, както и такива, при които крайните продукти напускат реакционната сфера в газообразна форма или под формата на утайка, напр. :

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2Ca + O2 = 2CaO

BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr

Чрез термичен ефект

Екзотермиченсе наричат химични реакции, протичащи с отделяне на топлина. Символ за промяната в енталпията (топлинно съдържание) ΔH и топлинния ефект на реакцията Q. За екзотермични реакции Q > 0 и ΔH< 0.

Ендотермиченса химични реакции, които включват абсорбция на топлина. За ендотермични реакции Q< 0, а ΔH > 0.

Реакциите на смесване обикновено са екзотермични реакции, а реакциите на разлагане ще бъдат ендотермични. Рядко изключение е реакцията на азот с кислород - ендотермична:
N2 + O2 → 2NO – Q

По фаза

Хомогеннасе наричат реакции, протичащи в хомогенна среда (хомогенни вещества в една фаза, например g-g, реакции в разтвори).

Разнородниса реакции, протичащи в хетерогенна среда, върху контактната повърхност на реагиращи вещества, които са в различни фази, например твърди и газообразни, течни и газообразни, в две несмесващи се течности.

Според използването на катализатор

Катализаторът е вещество, което ускорява химическа реакция.

Каталитични реакциивъзникват само в присъствието на катализатор (включително ензимни).

Некаталитични реакцииотидете при липса на катализатор.

По вид на прекратяване

Хомолитичните и хетеролитичните реакции се разграничават въз основа на вида на разцепването на химичната връзка в изходната молекула.

Хомолитиченсе наричат реакции, при които в резултат на разкъсване на връзки се образуват частици, които имат несдвоен електрон - свободни радикали.

Хетеролитиченса реакции, протичащи чрез образуването на йонни частици – катиони и аниони.

хомолитична (еднаква междина, всеки атом получава 1 електрон)
хетеролитичен (неравен интервал - получава се двойка електрони)

Радикален(верига) са химични реакции, включващи радикали, например:

CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl

Йонниса химични реакции, които протичат с участието на йони, например:

KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Електрофилните реакции са хетеролитични реакции на органични съединения с електрофили - частици, които носят цял или частичен положителен заряд. Те се разделят на реакции на електрофилно заместване и електрофилно добавяне, например:

C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl

H 2 C =CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br

Нуклеофилните реакции са хетеролитични реакции на органични съединения с нуклеофили - частици, които носят цял или частичен отрицателен заряд. Те се разделят на реакции на нуклеофилно заместване и нуклеофилно добавяне, например:

CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr

CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O

Класификация на органичните реакции

Класификацията на органичните реакции е дадена в таблицата:

♦ Според броя и състава на изходните и получените вещества химичните реакции са:

Връзки- от две или повече вещества се образува едно сложно вещество:
Fe + S = FeS
(когато желязо и сяра на прах се нагряват, се образува железен сулфид)
Разлагания- от едно сложно вещество се образуват две или повече вещества:
2H 2 O = 2H 2 + O 2
(водата се разлага на водород и кислород при преминаване на електрически ток)
Замени- атоми на просто вещество заместват един от елементите в сложно вещество:
Fe + CuCl 2 = Cu↓ + FeCl 2
(желязото измества медта от разтвор на меден (II) хлорид)
Размяна- 2 сложни вещества обменят компоненти:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
(реакция на неутрализация - солна киселина реагира с натриев хидроксид, за да образува натриев хлорид и вода)

♦ Реакциите, протичащи с отделяне на енергия (топлина), се наричат екзотермичен. Те включват реакции на горене, като сяра:

S + O 2 = SO 2 + Q
Образува се серен (IV) оксид, освобождаването на енергия се обозначава с + Q

Реакциите, които изискват разход на енергия, т.е. протичат с поглъщането на енергия, се наричат ендотермичен. Ендотермична е реакцията на разлагане на водата под въздействието на електрически ток:

2H 2 O = 2H 2 + O 2 − Q

♦ Реакциите, придружени от промяна в степента на окисление на елементите, т.е. пренос на електрони, се наричат редокс:

Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2

Обратното е електронно-статичниреакции, често наричани просто реакции, протичащи без промяна на степента на окисление. Те включват всички метаболитни реакции:

H +1 Cl −1 + Na +1 O −2 H +1 = Na +1 Cl −1 + H 2 +1 O −2

(Припомнете си, че степента на окисление във вещества, състоящи се от два елемента, е числено равна на валентността, знакът се поставя пред числото)

2. Опит. Провеждане на реакции, потвърждаващи качествения състав на предложената сол, например меден (II) сулфат

Качественият състав на солта се доказва чрез реакции, придружени с образуване на утайка или отделяне на газ с характерен мирис или цвят. Образуването на утайка възниква, когато се получат неразтворими вещества (определени с помощта на таблицата за разтворимост). Газове се отделят, когато се образуват слаби киселини (много изискват нагряване) или амониев хидроксид.

Наличието на меден йон може да се докаже чрез добавяне на натриев хидроксид, синя утайка от меден (II) хидроксид се утаява:

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Освен това медният (II) хидроксид може да се разложи при нагряване до образуване на черен меден (II) оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

Наличието на сулфатен йон се доказва чрез утаяване на бяла кристална утайка, неразтворима в концентрирана азотна киселина, когато се добави разтворима бариева сол:

CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2

Химичните реакции се класифицират според следните критерии:

Промяна или липса на промяна в количеството на реагентите и реакционните продукти. Въз основа на този критерий реакциите се разделят на реакции на комбиниране, разлагане, заместване и обмен.

Вторият признак на класификацията на химичните реакции е промяната или липсата на промяна в степента на окисление на елементите, които съставляват веществата, които реагират. Въз основа на този критерий реакциите се разделят на редокс реакции и такива, които протичат без промяна на степента на окисление на елементите.

Например Zn + S → ZnS (цинк плюс es образува цинк-es). Това е редокс реакция, по време на която цинкът отдава два електрона и придобива степен на окисление +2: Zn0 - 2 → Zn +2, а сярата приема 2 електрона и придобива степен на окисление -2: S0 + 2 → S-2.

Процесът на отдаване на електрони от вещества се нарича окисление, а процесът на получаване на електрони се нарича редукция.

Третият признак на класификацията на химичните реакции е освобождаването или поглъщането на енергия по време на реакционния процес. Въз основа на този критерий реакциите се разделят на екзотермични (придружени от отделяне на топлина) и ендотермични (придружени от абсорбция на топлина).

Четвъртият признак на класификацията на химичните реакции е видът на един от реагентите. Въз основа на този критерий реакциите се разделят на реакции на халогени (взаимодействие с хлор, бром), хидрогениране (присъединяване на водородни молекули), хидратация (присъединяване на водни молекули), хидролиза, нитриране.

Петият признак на класификацията на химичните реакции е наличието на катализатор. На тази основа реакциите се разделят на каталитични (които протичат само в присъствието на катализатор) и некаталитични (които протичат без катализатор).

Друг знак за класификацията на химичните реакции е завършването на реакцията. Въз основа на този критерий реакциите се делят на обратими и необратими.