Lekcija 2
Klasifikacija kemijskih reakcija u anorganskoj kemiji
Kemijske reakcije klasificiraju se prema različitim kriterijima.
Prema broju polaznih tvari i produkata reakcije
razgradnja - reakcija u kojoj iz jednog spoja nastaju dvije ili više jednostavnih ili složenih tvari
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
Spoj- reakcija u kojoj dvije ili više jednostavnih ili složenih tvari nastaju u jednu složeniju
NH 3 + HCl → NH 4 Cl
zamjena- reakcija koja se događa između jednostavnih i složenih tvari, u kojoj atomi jednostavna tvar zamijenjeni su atomima jednog od elemenata u složenoj tvari.
Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2
Razmjena reakcija u kojoj dva spoja izmjenjuju svoje sastojke
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Jedna od reakcija razmjene neutralizacija To je reakcija između kiseline i baze koja proizvodi sol i vodu.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Toplinskim učinkom
Reakcije pri kojima se oslobađa toplina nazivaju se egzotermne reakcije.
C + O 2 → CO 2 + Q
2) Reakcije koje se odvijaju uz apsorpciju topline nazivaju se endotermne reakcije.
N 2 + O 2 → 2NO - Q
Na temelju reverzibilnosti
reverzibilan Reakcije koje se pod istim uvjetima odvijaju u dva međusobno suprotna smjera.
Reakcije koje teku samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom polaznih tvari u konačne nazivamo nepovratan u ovom slučaju, trebao bi se osloboditi plin, talog ili tvar koja slabo disocijaciji, voda.
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O
Redoks 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.Homogena reakcije, ako su polazni materijali i produkti reakcije u istom agregacijskom stanju. I heterogena reakcije, ako su produkti reakcije i početni materijali u različitim agregacijskim stanjima.
Na primjer: sinteza amonijaka.
Redoks reakcije.
Postoje dva procesa:
Oksidacija- ovo je povratak elektrona, kao rezultat, povećava se stupanj oksidacije. Atom je molekula ili ion koji donira elektron i naziva se redukcijsko sredstvo.
Mg 0 - 2e → Mg +2
Oporavak - proces dodavanja elektrona, kao rezultat, smanjuje se stupanj oksidacije. Atom Molekula ili ion koji prihvaća elektron naziva se oksidacijsko sredstvo.
S 0 +2e → S -2
O 2 0 +4e → 2O -2
Kod redoks reakcija mora se poštovati pravilo elektronska vaga(broj pripojenih elektrona treba biti jednak broju danih, slobodnih elektrona ne smije biti). Također, mora se promatrati atomska ravnoteža(broj sličnih atoma na lijevoj strani treba biti jednak broju atoma na desnoj strani)
Pravilo pisanja redoks reakcija.
Napiši jednadžbu reakcije
Postavite oksidacijsko stanje
Pronađite elemente čije se oksidacijsko stanje mijenja
Napiši ih u parovima.
Pronađite oksidacijsko sredstvo i redukcijsko sredstvo
Napiši proces oksidacije ili redukcije
Izjednačite elektrone pomoću pravila elektronske ravnoteže (pronađite i.c.) postavljanjem koeficijenata
Napiši zbirnu jednadžbu
Stavite koeficijente u jednadžbu kemijske reakcije
KClO 3 → KClO 4 + KCl; N2 + H2 → NH3; H2S + O2 → SO2 + H2O; 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 + N2O \u003d N2 + P2O5;
NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + NO
. Brzina kemijskih reakcija. Ovisnost brzine kemijskih reakcija o koncentraciji, temperaturi i prirodi reaktanata.
Kemijske reakcije odvijaju se različitim brzinama. Znanost se bavi proučavanjem brzine kemijske reakcije, kao i utvrđivanjem njezine ovisnosti o uvjetima procesa - kemijska 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 proizvod reakcije), (mol);
V - volumen plina ili otopine (l)
Budući da je Δ n / V = ΔC (promjena koncentracije), tada
υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)
υ heterogene reakcije određen je promjenom količine tvari u jedinici vremena po jedinici dodirne površine tvari.
υ \u003d Δ n / Δt ∙ S
gdje je Δ n promjena količine tvari (reagens ili produkt), (mol);
Δt je vremenski interval (s, min);
S - površina kontakta tvari (cm 2, m 2)
Zašto brzine različitih reakcija nisu iste?
Da bi započela kemijska reakcija, molekule reaktanata se moraju sudariti. Ali ne rezultira svaki sudar kemijskom reakcijom. Da bi sudar doveo do kemijske reakcije, molekule moraju imati dovoljno veliku energiju. Čestice koje se međusobno sudaraju i podvrgavaju se kemijskoj reakciji nazivaju se aktivan. Imaju višak energije u odnosu na prosječnu energiju većine čestica – energiju aktivacije E djelovati . U tvari ima puno manje aktivnih čestica nego s prosječnom energijom, stoga, da bi se pokrenule mnoge reakcije, sustavu se mora dati određena energija (bljesak svjetlosti, zagrijavanje, mehanički udar).
Energetska barijera (vrijednost E djelovati) različitih reakcija je različita, što je niža, reakcija se odvija lakše i brže.
2. Čimbenici koji utječu na υ(broj sudara čestica i njihova učinkovitost).
1) Priroda reaktanata: njihov sastav, struktura => energija aktivacije
▪ što manje E djelovati, što je više υ;
2) Temperatura: pri t za svakih 10 0 C, υ 2-4 puta (van't Hoff pravilo).
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
Zadatak 1. Brzina određene reakcije pri 0 0 C je 1 mol/l ∙ h, temperaturni koeficijent reakcije je 3. Kolika će biti brzina te reakcije pri 30 0 C?
υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10
υ 2 \u003d 1 ∙ 3 30-0 / 10 \u003d 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 djelujućih masa:
Brzina kemijske reakcije proporcionalna je umnošku koncentracija reaktanata, uzetih u potencijama jednakim njihovim koeficijentima u reakcijskoj jednadžbi.
Zadatak 2. Reakcija se odvija prema jednadžbi A + 2B → C. Koliko će se puta i kako 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 = k ∙ a ∙ u 2
υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 u 2
υ 1 / υ 2 \u003d a ∙ in 2 / a ∙ 9 in 2 \u003d 1/9
Odgovor: povećati 9 puta
Za plinovite tvari brzina reakcije ovisi o tlaku
Što je veći pritisak, veća je brzina.
4) Katalizatori Tvari koje mijenjaju mehanizam reakcije E djelovati => υ .
▪ Katalizatori ostaju nepromijenjeni na kraju reakcije
▪ Enzimi su biološki katalizatori, proteini po prirodi.
▪ Inhibitori – tvari koje ↓ υ
1. Tijekom reakcije, koncentracija reagensa:
1) povećava se
2) ne mijenja se
3) smanjuje se
4) ne znam
2. Kada reakcija teče, koncentracija produkata:
1) povećava se
2) ne mijenja se
3) smanjuje
4) ne znam
3. Za homogenu reakciju A + B → ... s istodobnim povećanjem 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 smanjit će se za 16 puta uz istodobno 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) raste:
1) 2 puta
2) 3 puta
4) 6 puta
6. Brzina reakcije C (T) + O 2 → CO 2 s V-konst i povećanjem količine reagensa za 4 puta raste:
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 tlaka
7. Brzina reakcije Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 je veća kada se koristi:
1) željezni prah, a ne strugotine
2) Željezni komadići, a ne prah
3) koncentrirani H 2 SO 4, a ne razrijeđeni 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% otopina H 2 O 2 i katalizator
2) 30% otopina H 2 O 2 i katalizator
3) 3% otopina H 2 O 2 (bez katalizatora)
4) 30% otopina H 2 O 2 (bez katalizatora)
kemijska ravnoteža. Čimbenici koji utječu na ravnotežu pomaka. Le Chatelierov princip.
Kemijske reakcije možemo podijeliti prema smjeru
▪ ireverzibilne reakcije odvijati samo u jednom smjeru (reakcije ionske izmjene s , ↓, MDS, izgaranje i neke druge.)
Na primjer, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3
▪ Reverzibilne reakcije pri istim uvjetima teći u suprotnim smjerovima (↔).
Na primjer, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3
Stanje reverzibilne reakcije, u kojoj je υ → = υ ← nazvao kemijski ravnoteža.
Kako bi se reakcija u kemijskoj industriji odvijala što potpunije, potrebno je pomaknuti ravnotežu prema proizvodu. Da biste odredili kako će jedan ili drugi faktor promijeniti ravnotežu u sustavu, koristite Le Chatelierov princip(1844.):
Le Chatelierovo načelo: Ako se na sustav u ravnoteži izvrši vanjski utjecaj (promjena t, p, C), tada će se ravnoteža pomaknuti u smjeru koji će oslabiti taj utjecaj.
Ravnoteža se mijenja:
1) kod C reagirati →,
kod C prod ←;
2) na p (za plinove) - u smjeru smanjenja volumena,
na ↓ p - u smjeru povećanja V;
ako reakcija teče bez promjene broja molekula plinovitih tvari, tada tlak ne utječe na ravnotežu u ovom sustavu.
3) pri t - prema endotermnoj reakciji (- Q),
pri ↓ t - prema egzotermnoj reakciji (+ Q).
Zadatak 3. Kako treba mijenjati koncentracije tvari, tlak i temperaturu homogenog sustava PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q da bi se ravnoteža pomaknula prema razgradnji PCl 5 (→)
↓ C (PCl 3) i C (Cl 2)
Zadatak 4. Kako pomaknuti kemijsku ravnotežu reakcije 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q na
a) povećanje temperature;
b) povećanje tlaka
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 bakrenog oksida (II)
2. U homogenoj reakciji 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O, s povećanjem tlaka, ravnoteža će se pomaknuti:
2) pravo
3) neće se pomaknuti
4) ne znam
8. Kada se zagrijava, ravnoteža reakcije N 2 + O 2 2NO - Q:
1) pomaknite se udesno
2) pomaknite se ulijevo
3) neće se pomaknuti
4) ne znam
9. Nakon hlađenja, ravnoteža reakcije H 2 + S H 2 S + Q:
1) pomaknite se ulijevo
2) pomaknite se udesno
3) neće se pomaknuti
4) ne znam
Klasifikacija kemijskih reakcija u anorganskoj i organskoj kemiji
DokumentZadaci A 19 (USE 2012) Klasifikacija kemijski reakcije u neorganski i organski kemija. Do reakcije supstitucija se odnosi na interakciju: 1) propena i vode, 2) ...
Tematsko planiranje nastave kemije od 8. do 11. razreda 6
Tematsko planiranje1 Kemijski reakcije 11 11 Klasifikacija kemijski reakcije u neorganski kemija. (C) 1 Klasifikacija kemijski reakcije u organskom kemija. (C) 1 brzina kemijski reakcije. Energija aktivacije. 1 Čimbenici koji utječu na brzinu kemijski reakcije ...
Pitanja za ispite iz kemije za studente 1. godine nu(K)orc pho
DokumentMetan, upotreba metana. Klasifikacija kemijski reakcije u neorganski kemija. Tjelesni i kemijski svojstva i upotreba etilena. Kemijski ravnoteža i njezini uvjeti ...
-
U ne organska kemija kemijske reakcije klasificirani prema različitim kriterijima.
1. Promjenom oksidacijskog stanja na redoks, koji idu s promjenom oksidacijskog stanja elemenata i acidobazni, koji se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja.
2. Po prirodi procesa.
Reakcije razgradnje su kemijske reakcije u kojima jednostavne molekule nastaju iz složenijih.
Reakcije veze nazivaju se kemijske reakcije u kojima se složeni spojevi dobivaju iz nekoliko jednostavnijih.
Supstitucijske reakcije su kemijske reakcije u kojima se atom ili skupina atoma u molekuli zamjenjuje drugim atomom ili skupinom 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 izgaranje etanola, praktički su ireverzibilne, tj. nemoguće je stvoriti uvjete da teče u suprotnom smjeru.
Međutim, postoje mnoge reakcije koje se, ovisno o uvjetima procesa, mogu odvijati i u smjeru naprijed i unatrag. Reakcije koje se mogu odvijati u smjeru naprijed i nazad nazivaju se reverzibilan.
4. Prema vrsti kidanja veze – homolitička(jednaki razmak, svaki atom dobiva jedan elektron) i heterolitički(nejednaki razmak – dobiva se par elektrona).
5. Prema toplinskom učinku egzotermni(generacija topline) i endotermna(upijanje topline).
Kombinacijske reakcije općenito će biti egzotermne reakcije, dok će reakcije razgradnje biti endotermne. Rijetka iznimka je endotermna reakcija dušika s kisikom N 2 + O 2 = 2NO - Q.
6. Prema agregatnom stanju faza.
homogena(reakcija se odvija u jednoj fazi, bez sučelja; reakcije u plinovima ili u otopinama).
Heterogena(reakcije koje se odvijaju na granici faza).
7. Korištenjem katalizatora.
Katalizator je tvar koja ubrzava kemijsku reakciju, ali ostaje kemijski nepromijenjena.
katalitički praktički ne prolaze bez upotrebe katalizatora i nekatalitički.
Klasifikacija organskih reakcija
Vrsta reakcije
Radikal
Nukleofilni
(N)
elektrofilni (e)
Zamjena (S)
radikal
zamjena (S R)
Nukleofilna supstitucija (S N)
Elektrofilna supstitucija (S E)
Priključak (A)
radikal
veza (A R)
Nukleofilna adicija (A N)
Elektrofilna adicija (A E)
Cijepanje (E) (eliminacija)
radikal
dekolte (ER)
Nukleofilno cijepanje (EN)
Elektrofilna eliminacija (E E)
Elektrofilne se odnose na heterolitičke reakcije organskih spojeva s elektrofilima – česticama koje nose cijeli ili djelomični pozitivni naboj. Podijeljene su na reakcije elektrofilne supstitucije i elektrofilne adicijske reakcije. Na primjer,
H 2 C \u003d CH 2 + Br 2 BrCH 2 - CH 2 Br
Nukleofilne se odnose na heterolitičke reakcije organskih spojeva s nukleofilima – česticama koje nose cjelobrojni ili djelomični negativni naboj. Podijeljene su na reakcije nukleofilne supstitucije i nukleofilne adicijske reakcije. Na primjer,
CH 3 Br + NaOH CH 3 OH + NaBr
Radikalske (lančane) reakcije nazivaju se npr. kemijske reakcije u kojima sudjeluju radikali
kemijske reakcije- to su procesi kao rezultat kojih se iz nekih tvari formiraju druge, koje se od njih razlikuju po sastavu i (ili) strukturi.
Klasifikacija reakcije:
Prema broju i sastavu reaktanata i produkata reakcije:
Reakcije koje se odvijaju bez promjene sastava tvari:
C (grafit) → C (dijamant); P (bijelo) → P (crveno).
U organskoj kemiji to su reakcije izomerizacije - reakcije, uslijed kojih iz molekula jedne tvari nastaju molekule drugih tvari istog kvalitativnog i kvantitativnog sastava, tj. s istom molekularnom formulom, ali različitom strukturom.
CH 2 -CH 2 -CH 3 → CH 3 -CH-CH 3
n-butan 2-metilpropan (izobutan)
Reakcije koje se javljaju s promjenom sastava tvari:
U organskoj kemiji 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 kemiji eliminacija, eliminacija) - reakcije tijekom kojih iz jedne složene tvari nastaje više novih tvari:CH 3 - CH 2 OH → CH 2 \u003d CH 2 + H 2 O
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
U organskom kemija primjeri reakcija cijepanja – dehidrogenacija, dehidracija, dehidrohalogenacija, krekiranje.
c) Reakcije supstitucije - reakcije u kojima atomi jednostavne tvari zamjenjuju atome elementa u složenoj tvari (u organskoj kemiji reaktanti i produkti reakcije često su dva složene tvari).
CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl; 2Na+ 2H 2 O → 2NaOH + H 2
Primjeri supstitucijskih reakcija koje nisu popraćene promjenom oksidacijskih stanja atoma vrlo su rijetki. Treba napomenuti reakciju silicijevog oksida sa solima kiselina koje sadrže kisik, koje odgovaraju plinovitim 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 izmjene - reakcije tijekom kojih dvije složene tvari izmjenjuju svoje sastavne dijelove:
NaOH + HCl → NaCl + H2O,
2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O
Promjenom oksidacijskih stanja kemijski elementi, tvoreći tvari
reakcije, idući s promjenom oksidacijskih stanja ili OVR:
∙3| Cu 0 - 2e - → Cu +2 (proces oksidacije, element - redukcijsko sredstvo),
8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
U organskoj kemiji:
C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH
Reakcije koje se odvijaju bez promjene oksidacijskih stanja kemijskih elemenata:
HCOOH + CH3OH → HCOOCH3 + H2O
Toplinskim učinkom
Egzotermne reakcije odvijaju se uz oslobađanje energije:
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q
Endotermne reakcije odvijaju se apsorpcijom energije:
C12H26 → C6H14 + C6H12 - Q
Po agregatno stanje 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 (otopina) + 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 sudjelovanju katalizatora
Nekatalitičke reakcije koje se odvijaju bez sudjelovanja katalizatora:
Katalitičke reakcije koje se odvijaju uz sudjelovanje katalizatora:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
prema
Ireverzibilne reakcije odvijaju se pod ovim uvjetima samo u jednom smjeru:
Reverzibilne reakcije pod ovim uvjetima odvijaju se istovremeno u dva suprotna smjera: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
Prema mehanizmu tečenja
radikalni mehanizam.
Dolazi do homolitičkog (ekvivalentnog) cijepanja veze. Kod hemolitičke rupture, par elektrona koji stvara vezu podijeljen ovako da svaka od nastalih čestica dobije po jedan elektron. U tom slučaju nastaju radikali - nenabijene čestice s nesparenim elektronima. Radikali su vrlo reaktivne čestice, reakcije u kojima sudjeluju odvijaju se u plinovitoj fazi velikom brzinom i često uz eksploziju.
Radikalske reakcije odvijaju se između radikala i molekula nastalih tijekom reakcije:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl
Primjeri: reakcije izgaranja organskih i anorganske tvari, sinteza vode, amonijaka, reakcije halogeniranja i nitriranja alkana, izomerizacija i aromatizacija alkana, katalitička oksidacija alkana, polimerizacija alkena, vinil klorida itd.
Ionski mehanizam.
Dolazi do heterolitičkog (nejednakog) kidanja veze, pri čemu oba elektrona veze ostaju s jednom od prethodno vezanih vrsta. Nastaju nabijene čestice (kationi i anioni).
Ionske reakcije ići u otopine između iona koji su već prisutni ili nastali tijekom reakcije.
Na primjer, u anorganskoj kemiji to je međudjelovanje elektrolita u otopini, u organskoj kemiji to su reakcije adicije na alkene, oksidacija i dehidrogenacija alkohola, supstitucija alkoholne skupine i druge reakcije koje karakteriziraju svojstva aldehida i karboksilnih kiselina.
Prema vrsti energije koja inicira reakciju:
Fotokemijske reakcije nastaju pri izlaganju kvantima svjetlosti. Na primjer, sinteza klorovodika, međudjelovanje metana s klorom, stvaranje ozona u prirodi, procesi fotosinteze itd.
Reakcije zračenja pokreću visokoenergetsko zračenje (X-zrake, γ-zrake).
Pokreće elektrokemijske reakcije struja kao što je u elektrolizi.
Termokemijske reakcije pokreću toplinska energija. To uključuje sve endotermne reakcije i mnoge egzotermne reakcije koje zahtijevaju toplinu za početak.
