Lekcija 2
Klasifikacija hemijskih reakcija u neorganskoj hemiji
Hemijske reakcije se klasificiraju prema različitim kriterijima.
Prema broju polaznih supstanci 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 u kojoj se dvije ili više jednostavnih ili složenih tvari formiraju u jednu složeniju
NH 3 + HCl → NH 4 Cl
zamjena- reakcija koja se javlja između jednostavnih i složenih supstanci, u kojima su atomi jednostavna supstanca su zamijenjeni atomima jednog od elemenata u složenoj tvari.
Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2
Razmjena reakcija u kojoj dva jedinjenja izmjenjuju svoje sastojke
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Jedna od reakcija razmene neutralizacija To je reakcija između kiseline i baze koja proizvodi sol i vodu.
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O
Termičkim efektom
Reakcije koje oslobađaju toplotu nazivaju se egzotermne reakcije.
C + O 2 → CO 2 + Q
2) Reakcije koje se odvijaju sa apsorpcijom toplote nazivaju se endotermne reakcije.
N 2 + O 2 → 2NO - Q
Na osnovu reverzibilnosti
reverzibilan Reakcije koje se odvijaju pod istim uslovima u dva međusobno suprotna pravca.
Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom polaznih materijala u konačne se nazivaju nepovratan u ovom slučaju, gas, talog ili supstanca koja se slabo disocira, 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 stupnja oksidacije.
Ca + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
I reakcije koje se odvijaju bez promjene oksidacijskog stanja.
HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O
5.Homogene reakcije, ako su polazni materijali i produkti reakcije u istom agregacijskom stanju. I heterogena reakcije, ako su produkti reakcije i polazni materijali u različitim agregacijskim stanjima.
Na primjer: sinteza amonijaka.
Redox reakcije.
Postoje dva procesa:
Oksidacija- ovo je povratak elektrona, kao rezultat toga, stepen oksidacije se povećava. Atom je molekula ili ion koji donira elektron zove se redukciono sredstvo.
Mg 0 - 2e → Mg +2
Oporavak - proces dodavanja elektrona, kao rezultat toga, stepen oksidacije se smanjuje. Atom Molekul ili jon koji prihvata elektron se zove oksidaciono sredstvo.
S 0 +2e → S -2
O 2 0 +4e → 2O -2
Kod redoks reakcija se mora poštovati pravilo elektronski balans(broj vezanih elektrona treba da bude jednak broju datih, slobodnih elektrona ne bi trebalo biti). Takođe, to se mora poštovati atomska ravnoteža(broj sličnih atoma na lijevoj strani trebao bi biti jednak broju atoma na desnoj strani)
Pravilo pisanja redoks reakcija.
Napišite jednačinu reakcije
Podesite oksidaciono stanje
Pronađite elemente čije se oksidacijsko stanje mijenja
Napišite ih u parovima.
Pronađite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo
Napišite proces oksidacije ili redukcije
Izjednačite elektrone koristeći pravilo elektronske ravnoteže (nađite i.c.) postavljanjem koeficijenata
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 \u003d Al 2 O 3;
Su + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O; KClO 3 → KCl + O 2; P + N 2 O \u003d N 2 + P 2 O 5;
NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + NO
. Brzina hemijskih reakcija. Ovisnost brzine kemijskih reakcija o koncentraciji, temperaturi i prirodi reaktanata.
Hemijske reakcije se odvijaju različitim brzinama. Nauka se bavi proučavanjem brzine hemijske reakcije, kao i utvrđivanjem njene zavisnosti od uslova procesa - hemijska kinetika.
υ homogene reakcije određuje se promjenom količine tvari po jedinici volumena:
υ \u003d Δ n / Δt ∙ V
gdje je Δ n promjena broja molova jedne od tvari (najčešće početni, ali može biti i produkt reakcije), (mol);
V - zapremina gasa ili rastvora (l)
Budući da je Δ n / V = ΔC (promjena koncentracije), onda
υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)
υ heterogene reakcije određuje se promjenom količine tvari u jedinici vremena po jedinici dodirne površine tvari.
υ \u003d Δ n / Δt ∙ S
gdje je Δ n promjena količine tvari (reagensa ili proizvoda), (mol);
Δt je vremenski interval (s, min);
S - površina kontakta tvari (cm 2, m 2)
Zašto stope različitih reakcija nisu iste?
Da bi hemijska reakcija započela, molekuli reaktanata moraju se sudariti. Ali ne rezultira svaki sudar hemijskom reakcijom. Da bi sudar doveo do hemijske reakcije, molekuli moraju imati dovoljno visoku energiju. Čestice koje se sudaraju i prolaze kroz hemijsku reakciju 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, stoga, da bi se pokrenule mnoge reakcije, sistem mora biti opskrbljen nekom energijom (bljesak svjetlosti, zagrijavanje, mehanički udar).
Energetska barijera (vrijednost E Act) različitih reakcija je različit, 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 više υ;
2) Temperatura: na t za svakih 10 0 C, υ 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo).
υ 2 = υ 1 ∙ γ ∆t/10
Zadatak 1. Brzina određene reakcije na 0 0 C je 1 mol/l ∙ h, temperaturni koeficijent reakcije je 3. Kolika će biti brzina ove reakcije na 30 0 C?
υ 2 \u003d 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 \u003d k ∙ S A m ∙ C B n
gdje je k konstanta brzine;
S – koncentracija (mol/l)
Zakon glumačkih masa:
Brzina kemijske reakcije proporcionalna je proizvodu koncentracija reaktanata, 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 s povećanjem koncentracije tvari B za 3 puta?
Rješenje: υ = k ∙ C A m ∙ C B n
υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2
υ 1 \u003d k ∙ a ∙ u 2
υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 u 2
υ 1 / υ 2 \u003d a ∙ u 2 / a ∙ 9 u 2 = 1/9
Odgovor: povećati za 9 puta
Za plinovite tvari brzina reakcije ovisi o tlaku
Što je veći pritisak, to je veća brzina.
4) Katalizatori Supstance koje mijenjaju mehanizam reakcije E Act => υ .
▪ Katalizatori ostaju nepromijenjeni na kraju reakcije
▪ Enzimi su biološki katalizatori, proteini po prirodi.
▪ Inhibitori - supstance koje ↓ υ
1. U toku reakcije koncentracija reagensa:
1) povećava
2) se ne menja
3) smanjuje se
4) ne znam
2. Kada reakcija teče, 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 raste s povećanjem molarne koncentracije za 3 puta (CO 2) i 2 puta (H 2) se povećava:
1) 2 puta
2) 3 puta
4) 6 puta
6. Brzina reakcije C (T) + O 2 → CO 2 sa V-const i povećanjem količine reagensa za 4 puta se povećava:
1) 4 puta
4) 32 puta
10. Brzina reakcije A + B → ... će se povećati sa:
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) Željezni komadići, 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 utiču na ravnotežu pomeranja. Le Chatelierov princip.
Hemijske reakcije se mogu podijeliti prema njihovom smjeru
▪ ireverzibilne reakcije nastaviti samo u jednom smjeru (reakcije ionske izmjene s , ↓, MDS, sagorijevanje i neke druge.)
Na primjer, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3
▪ Reverzibilne reakcije pod istim uslovima teče 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 industriji odvijala što potpunije, potrebno je ravnotežu pomeriti ka proizvodu. Da biste utvrdili kako će jedan ili drugi faktor promijeniti ravnotežu u sistemu, koristite Le Chatelierov princip(1844.):
Le Chatelierov princip: Ako se na sistem u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj (promjena t, p, C), tada će se ravnoteža pomjeriti u smjeru koji će oslabiti ovaj utjecaj.
Balans se pomera:
1) u C reakciji →,
kod C prod ← ;
2) na p (za gasove) - u pravcu smanjenja zapremine,
na ↓ r – u smjeru povećanja V;
ako se reakcija odvija bez promjene broja molekula plinovitih tvari, tada pritisak ne utječe 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 promijeniti hemijsku ravnotežu reakcije 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q na
a) povećanje temperature;
b) povećanje pritiska
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 plitkog oksida (I)
4) smanjenje koncentracije bakrovog oksida (II)
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) pomerite se udesno
2) pomerite se ulevo
3) neće se pomeriti
4) ne znam
9. Nakon hlađenja, ravnoteža reakcije H 2 + S H 2 S + Q:
1) pomerite se ulevo
2) pomerite se udesno
3) neće se pomeriti
4) ne znam
Klasifikacija hemijskih reakcija u neorganskoj i organskoj hemiji
DokumentZadaci A 19 (USE 2012) Klasifikacija hemijski reakcije in 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 in 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 nu(K)orc pho
DokumentMetan, upotreba metana. Klasifikacija hemijski reakcije in neorganski hemija. Fizički i hemijski svojstva i upotreba etilena. Hemijski ravnoteža i njeni uslovi...
-
U ne organska hemija hemijske reakcije klasifikovane prema različitim kriterijumima.
1. Promjenom oksidacijskog stanja do redoks, koji idu s promjenom oksidacijskog stanja elemenata i acidobaznih, koji se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja.
2. Po prirodi procesa.
Reakcije razgradnje su hemijske reakcije u kojima se jednostavni molekuli formiraju od složenijih.
Reakcije veze nazivaju se kemijske reakcije u kojima se iz nekoliko jednostavnijih dobivaju složena jedinjenja.
Reakcije supstitucije su kemijske reakcije u kojima se atom ili grupa atoma u molekuli zamjenjuje drugim atomom ili grupom atoma.
Reakcije razmjene nazivaju se kemijske reakcije koje se odvijaju bez promjene oksidacijskog stanja elemenata i dovode do izmjene sastavni dijelovi reagensi.
3. Ako je moguće, nastavite u smjeru suprotnom od reverzibilnog i nepovratnog.
Neke reakcije, kao što je sagorijevanje etanola, su praktično nepovratne, tj. nemoguće je stvoriti uslove da teče u suprotnom smjeru.
Međutim, postoje mnoge reakcije koje se, ovisno o uvjetima procesa, mogu odvijati u smjeru naprijed i nazad. Reakcije koje se mogu odvijati i u naprijed i u obrnutom smjeru nazivaju se reverzibilan.
4. Prema vrsti rupture veze - homolitička(jednak razmak, svaki atom dobija jedan elektron) i heterolitički(nejednak jaz - dobija se par elektrona).
5. Prema termičkom efektu, egzotermna(oslobađanje topline) i endotermne(apsorpcija toplote).
Kombinacijske reakcije će općenito biti egzotermne, dok će reakcije raspadanja biti endotermne. Rijedak izuzetak je endotermna reakcija dušika s kisikom N 2 + O 2 = 2NO - Q.
6. Prema stanju agregacije faza.
homogena(reakcija se odvija u jednoj fazi, bez interfejsa; reakcije u gasovima ili rastvorima).
Heterogena(reakcije se odvijaju na granici faza).
7. Korišćenjem katalizatora.
Katalizator je tvar koja ubrzava kemijsku reakciju, ali ostaje kemijski nepromijenjena.
katalitički praktički ne ide bez upotrebe katalizatora i nekatalitički.
Klasifikacija organskih reakcija
Vrsta reakcije
Radikalan
Nukleofilna
(N)
elektrofilni (e)
Zamjena (S)
radikalan
zamjena (S R)
Nukleofilna supstitucija (S N)
Elektrofilna supstitucija (S E)
priključak (A)
radikalan
veza (AR)
Nukleofilna adicija (AN)
Elektrofilni dodatak (A E)
Rascjep (E) (eliminacija)
radikalan
dekolte (ER)
nukleofilno cijepanje (EN)
Elektrofilna eliminacija (E E)
Elektrofilna se odnosi na heterolitičke reakcije organskih spojeva s elektrofilima - česticama koje nose cijeli ili djelomični pozitivni naboj. Dijele se na reakcije elektrofilne supstitucije i elektrofilne adicije. Na primjer,
H 2 C \u003d CH 2 + Br 2 BrCH 2 - CH 2 Br
Nukleofilni se odnosi na heterolitičke reakcije organskih spojeva s nukleofilima - česticama koje nose cijeli broj ili frakcijski negativni naboj. Dijele se na reakcije nukleofilne supstitucije i nukleofilne adicije. Na primjer,
CH 3 Br + NaOH CH 3 OH + NaBr
Radikalne (lančane) reakcije se nazivaju kemijskim reakcijama koje uključuju radikale, na primjer
hemijske reakcije- to su procesi zbog kojih se iz nekih supstanci formiraju druge, koje se od njih razlikuju po sastavu i (ili) strukturi.
Klasifikacija reakcija:
Prema broju i sastavu reaktanata i produkta reakcije:
Reakcije koje se odvijaju bez promjene sastava supstance:
C (grafit) → C (dijamant); P (bijelo) → P (crveno).
U organskoj hemiji to su reakcije izomerizacije - reakcije, uslijed kojih se od molekula jedne tvari formiraju molekuli drugih tvari istog kvalitativnog i kvantitativnog sastava, tj. sa istom molekularnom formulom, ali drugačijom strukturom.
CH 2 -CH 2 -CH 3 → CH 3 -CH-CH 3
n-butan 2-metilpropan (izobutan)
Reakcije koje idu s promjenom sastava tvari:
U organskoj hemiji to su reakcije hidrogenacije, halogenacije, hidrohalogenacije, hidratacije i polimerizacije.
CH 2 \u003d 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 \u003d CH 2 + H 2 O
2KNO 3 →2KNO 2 + O 2
U organskom kemijski primjeri reakcija cijepanja - dehidrogenacija, dehidracija, dehidrohalogenacija, pucanje.
c) Reakcije supstitucije - reakcije u kojima atomi jednostavne tvari zamjenjuju atome elementa u složenoj tvari (u organskoj hemiji reaktanti i produkti reakcije su često dva složene supstance).
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 \u003d CaSiO 3 + CO 2
Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 = ZCaSiO 3 + P 2 O 5
d) Reakcije razmjene - reakcije tokom kojih dvije složene tvari razmjenjuju svoje sastavne dijelove:
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O,
2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O
Promjenom oksidacijskih stanja hemijski elementi, formirajući supstance
reakcije, ide s promjenom oksidacijskih stanja, ili OVR:
∙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 odvijaju bez promjene oksidacijskog stanja kemijskih elemenata:
HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O
Termičkim efektom
Egzotermne reakcije se odvijaju oslobađanjem energije:
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q
Endotermne reakcije se odvijaju uz apsorpciju energije:
C 12 H 26 → C 6 H 14 + C 6 H 12 - Q
By stanje agregacije reaktanti
Heterogene reakcije - reakcije u kojima su reaktanti i produkti reakcije u različitim agregacijskim stanjima:
CaC 2 (tv) + 2H 2 O (l) → Ca (OH) 2 (rastvor) + C 2 H 2 (g)
Homogene reakcije - reakcije u kojima su reaktanti i produkti reakcije u istom agregacijskom stanju:
2C 2 H 2 (g) + 5O 2 (g) → 4CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Prema učešću katalizatora
Nekatalitičke reakcije koje se odvijaju bez sudjelovanja katalizatora:
Katalitičke reakcije koje se odvijaju uz učešće katalizatora:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
Towards
Ireverzibilne reakcije se odvijaju pod ovim uvjetima samo u jednom smjeru:
Reverzibilne reakcije pod ovim uslovima odvijaju se istovremeno u dva suprotna smera: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
Prema mehanizmu protoka
radikalni mehanizam.
Dolazi do homolitičkog (ekvivalentnog) cijepanja veze. Kod hemolitičke rupture, par elektrona stvara vezu ovako podeljeno da svaka od rezultirajućih čestica primi jedan elektron. U tom slučaju nastaju radikali - nenabijene čestice s nesparenim elektronima. Radikali su vrlo reaktivne čestice, reakcije koje uključuju se odvijaju u plinskoj fazi velikom brzinom i često eksplozijom.
Radikalne reakcije se odvijaju 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 neorganske supstance, sinteza vode, amonijaka, reakcije halogenacije i nitriranja alkana, izomerizacija i aromatizacija alkana, katalitička oksidacija alkana, polimerizacija alkena, vinil hlorida itd.
Jonski mehanizam.
Dolazi do heterolitičkog (nejednakog) kidanja veze, pri čemu oba elektrona veze ostaju sa jednom od prethodno vezanih čestica. Formiraju se nabijene čestice (kationi i anioni).
Jonske reakcije ulaze u rastvore između jona koji su već prisutni ili nastali 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 grupe alkohola 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 hlorovodonika, interakcija metana sa hlorom, proizvodnja ozona u prirodi, procesi fotosinteze itd.
Reakcije na zračenje pokreću se visokoenergetskim zračenjem (X-zraci, γ-zraci).
Pokreće elektrohemijske reakcije struja kao što je u elektrolizi.
Termohemijske reakcije se pokreću toplotnom energijom. To uključuje sve endotermne reakcije i mnoge egzotermne reakcije koje zahtijevaju toplinu da bi se pokrenule.
