Všeobecný štruktúrny vzorec proteínu. Štruktúra bielkovín. Fyzikálne vlastnosti bielkovín

Lekcia 2

Klasifikácia chemických reakcií v anorganickej chémii

Chemické reakcie sú klasifikované podľa rôznych kritérií.

Podľa počtu východiskových látok a reakčných produktov

rozklad - reakcia, pri ktorej z jednej komplexnej látky vznikajú dve alebo viac jednoduchých alebo zložitých látok

2KMn04 → K2Mn04 + Mn02 + O2

Zlúčenina Reakcia, ktorej výsledkom je vytvorenie jednej zložitejšej látky z dvoch alebo viacerých jednoduchých alebo zložitých látok.

NH3 + HCl -> NH4CI

substitúcia- reakcia prebiehajúca medzi jednoduchými a zložitými látkami, v ktorej sú atómy jednoduchá látka sú v komplexnej látke nahradené atómami jedného z prvkov.

Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2

Výmena reakcia, pri ktorej si dve zlúčeniny vymieňajú svoje zložky

Al203 + 3H2S04 → A12(SO4)3 + 3H20

Jedna z výmenných reakcií neutralizácia Je to reakcia medzi kyselinou a zásadou, pri ktorej vzniká soľ a voda.

NaOH + HCl -> NaCl + H20

Tepelným efektom

Reakcie, pri ktorých sa uvoľňuje teplo, sa nazývajú exotermické reakcie.

C + O2 → C02 + Q

2) Reakcie, ktoré prebiehajú pri absorpcii tepla, sa nazývajú endotermické reakcie.

N2 + O2 -> 2NO - Q

Na základe reverzibility

reverzibilné Reakcie, ktoré prebiehajú za rovnakých podmienok v dvoch vzájomne opačných smeroch.

Reakcie, ktoré prebiehajú len jedným smerom a končia úplnou premenou východiskových látok na konečné, sa nazývajú nezvratné v tomto prípade by sa mal uvoľniť plyn, zrazenina alebo látka s nízkou disociáciou, voda.

BaCl2 + H2S04 -> BaS04↓ + 2HCl

Na2C03 + 2HCl -> 2NaCl + C02 + H20

Redoxné reakcie- reakcie prebiehajúce so zmenou stupňa oxidácie.

Ca + 4HN03 → Ca(N03)2 + 2N02 + 2H20

A reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu.

HNO3 + KOH → KNO3 + H20

5.Homogénne reakcie, ak sú východiskové materiály a reakčné produkty v rovnakom stave agregácie. A heterogénne reakcie, ak sú reakčné produkty a východiskové materiály v rôznych stavoch agregácie.

Napríklad: syntéza amoniaku.

Redoxné reakcie.

Existujú dva procesy:

Oxidácia- ide o návrat elektrónov, v dôsledku čoho sa zvyšuje stupeň oxidácie. Atóm je molekula alebo ión, ktorý daruje elektrón sa nazýva redukčné činidlo.

Mg0 - 2e → Mg +2

Obnova - proces pridávania elektrónov v dôsledku toho klesá stupeň oxidácie. Atóm Molekula alebo ión, ktorý prijíma elektrón, sa nazýva oxidačné činidlo.

S 0 +2e → S -2

O20 +4e → 20 -2

Pri redoxných reakciách treba dodržiavať pravidlo elektronická váha(počet pripojených elektrónov sa musí rovnať uvedenému počtu, nemali by tam byť voľné elektróny). Tiež to musí byť dodržané atómová rovnováha(počet podobných atómov na ľavej strane by sa mal rovnať počtu atómov na pravej strane)

Pravidlo písania redoxných reakcií.

Napíšte reakčnú rovnicu

Nastavte oxidačný stav

Nájdite prvky, ktorých oxidačný stav sa mení

Napíšte ich do párov.

Nájdite oxidačné činidlo a redukčné činidlo

Napíšte proces oxidácie alebo redukcie

Vyrovnajte elektróny pomocou pravidla elektronickej rovnováhy (nájdite n.c.) umiestnením koeficientov

Napíšte súhrnnú rovnicu

Vložte koeficienty do rovnice chemickej reakcie

KCl03 -> KCl04 + KCl; N2 + H2 -> NH3; H2S + O2 -> S02 + H20; Al + O2 \u003d Al203;

Сu + HN03 -> Cu(N03)2 + NO + H20; KCl03 -> KCI + 02; P + N20 \u003d N2 + P205;

N02 + H20 \u003d HN03 + NO

. Rýchlosť chemických reakcií. Závislosť rýchlosti chemických reakcií od koncentrácie, teploty a charakteru reaktantov.

Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami. Veda sa zaoberá štúdiom rýchlosti chemickej reakcie, ako aj identifikáciou jej závislosti od podmienok procesu - chemická kinetika.

υ homogénnej reakcie je určené zmenou množstva látky na jednotku objemu:

υ \u003d Δ n / Δt ∙ V

kde Δ n je zmena počtu mólov jednej z látok (najčastejšie počiatočného, ale môže ísť aj o produkt reakcie), (mol);

V - objem plynu alebo roztoku (l)

Pretože Δ n / V = ΔC (zmena koncentrácie), potom

υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)

υ heterogénnej reakcie je určené zmenou množstva látky za jednotku času na jednotku kontaktného povrchu látok.

υ \u003d Δ n / Δt ∙ S

kde Δ n je zmena množstva látky (činidla alebo produktu), (mol);

Δt je časový interval (s, min);

S - plocha kontaktu látok (cm 2, m 2)

Prečo nie sú miery rôznych reakcií rovnaké?

Aby sa spustila chemická reakcia, musia sa molekuly reaktantov zraziť. Ale nie každá zrážka má za následok chemickú reakciu. Aby zrážka viedla k chemickej reakcii, molekuly musia mať dostatočne vysokú energiu. Častice, ktoré sa zrážajú a podliehajú chemickej reakcii, sa nazývajú aktívny. Majú prebytok energie v porovnaní s priemernou energiou väčšiny častíc – aktivačnou energiou E zák . V látke je oveľa menej aktívnych častíc ako s priemernou energiou, preto na spustenie mnohých reakcií musí systém dostať určitú energiu (záblesk svetla, zahrievanie, mechanické otrasy).

Energetická bariéra (hodnota E zák) rôznych reakcií je rôzna, čím je nižšia, tým ľahšie a rýchlejšie reakcia prebieha.

2. Faktory ovplyvňujúce υ(počet zrážok častíc a ich účinnosť).

1) Povaha reaktantov: ich zloženie, štruktúra => aktivačná energia

▪ čím menej E zák, čím viac υ;

2) Teplota: pri t na každých 10 0 C, υ 2-4 krát (van't Hoffovo pravidlo).

υ 2 = υ 1 ∙ γ ∆t/10

Úloha 1. Rýchlosť určitej reakcie pri 0 0 C je 1 mol/l ∙ h, teplotný koeficient reakcie je 3. Aká bude rýchlosť tejto reakcie pri 30 0 C?

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

υ 2 \u003d 1 ∙ 3 30-0 / 10 \u003d 3 3 \u003d 27 mol / l ∙ h

3) koncentrácia:čím viac, tým častejšie sa vyskytujú kolízie a υ. Pri konštantnej teplote pre reakciu mA + nB = C podľa zákona o pôsobení hmoty:

υ \u003d k ∙ С A m ∙ C B n

kde k je rýchlostná konštanta;

С – koncentrácia (mol/l)

Zákon pôsobiacich más:

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reaktantov, vyjadrených v mocninách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici.

Úloha 2. Reakcia prebieha podľa rovnice A + 2B → C. Koľkokrát a ako sa zmení rýchlosť reakcie pri trojnásobnom zvýšení koncentrácie látky B?

Riešenie: υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 \u003d k ∙ a ∙ v 2

υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 v 2

υ 1 / υ 2 \u003d a ∙ v 2 / a ∙ 9 v 2 \u003d 1/9

Odpoveď: zvýšte 9-krát

Pre plynné látky závisí rýchlosť reakcie od tlaku

Čím väčší tlak, tým vyššia rýchlosť.

4) Katalyzátory Látky, ktoré menia mechanizmus reakcie E zák => υ .

▪ Katalyzátory zostanú na konci reakcie nezmenené

▪ Enzýmy sú biologické katalyzátory, prirodzene proteíny.

▪ Inhibítory – látky, ktoré ↓ υ

1. V priebehu reakcie koncentrácia činidiel:

1) zvyšuje

2) sa nemení

3) klesá

4) neviem

2. Keď reakcia prebieha, koncentrácia produktov:

1) zvyšuje

2) sa nemení

3) klesá

4) neviem

3. Pri homogénnej reakcii A + B → ... pri súčasnom zvýšení molárnej koncentrácie východiskových látok 3-násobne sa rýchlosť reakcie zvyšuje:

1) 2 krát

2) 3 krát

4) 9 krát

4. Rýchlosť reakcie H 2 + J 2 → 2HJ sa zníži 16-krát pri súčasnom znížení molárnych koncentrácií činidiel:

1) 2 krát

2) 4 krát

5. Rýchlosť reakcie CO 2 + H 2 → CO + H 2 O sa zvyšuje so zvýšením molárnych koncentrácií 3-krát (CO 2) a 2-krát (H 2) sa zvyšuje:

1) 2 krát

2) 3 krát

4) 6 krát

6. Rýchlosť reakcie C (T) + O 2 → CO 2 s V-konšt a štvornásobným zvýšením množstva činidiel sa zvyšuje:

1) 4 krát

4) 32-krát

10. Rýchlosť reakcie A + B → ... sa zvýši s:

1) zníženie koncentrácie A

2) zvýšenie koncentrácie B

3) chladenie

4) zníženie tlaku

7. Rýchlosť reakcie Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 je vyššia pri použití:

1) železný prášok, nie hobliny

2) Železné triesky, nie prášok

3) koncentrovaná H2S04, nie zriedená H2S04

4) neviem

8. Reakčná rýchlosť 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 bude vyššia, ak použijete:

1) 3 % roztok H202 a katalyzátor

2) 30 % roztok H202 a katalyzátor

3) 3% roztok H202 (bez katalyzátora)

4) 30 % roztok H202 (bez katalyzátora)

chemická bilancia. Faktory ovplyvňujúce pohyblivú rovnováhu. Le Chatelierov princíp.

Chemické reakcie možno rozdeliť podľa ich smeru

▪ nezvratné reakcie prebiehajú iba jedným smerom (reakcie výmeny iónov s , ↓, MDS, spaľovanie a niektoré ďalšie.)

Napríklad AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3

▪ Reverzibilné reakcie za rovnakých podmienok prúdi v opačných smeroch (↔).

Napríklad N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Stav reverzibilnej reakcie, v ktorom υ → = υ ← volal chemický rovnováhu.

Aby reakcia v chemickom priemysle prebehla čo najúplnejšie, je potrebné posunúť rovnováhu smerom k produktu. Ak chcete určiť, ako jeden alebo druhý faktor zmení rovnováhu v systéme, použite Le Chatelierov princíp(1844):

Le Chatelierov princíp: Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv (zmena t, p, C), potom sa rovnováha posunie v smere, ktorý tento vplyv oslabí.

Rovnováha sa mení:

1) pri C reagovať →,

pri C prod ← ;

2) pri p (pre plyny) - v smere klesajúceho objemu,

pri ↓ р – v smere rastúceho V;

ak reakcia prebieha bez zmeny počtu molekúl plynných látok, potom tlak neovplyvňuje rovnováhu v tomto systéme.

3) pri t - smerom k endotermickej reakcii (- Q),

pri ↓ t - smerom k exotermickej reakcii (+ Q).

Úloha 3. Ako by sa mali meniť koncentrácie látok, tlak a teplota homogénneho systému PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q, aby sa rovnováha posunula smerom k rozkladu PCl 5 (→)

↓ C (PCl 3) a C (Cl 2)

Úloha 4. Ako posunúť chemickú rovnováhu reakcie 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q pri

a) zvýšenie teploty;

b) zvýšenie tlaku

1. Metóda, ktorá posúva rovnováhu reakcie 2CuO (T) + CO Cu 2 O (T) + CO 2 doprava (→) je:

1) zvýšenie koncentrácie oxidu uhoľnatého

2) zvýšenie koncentrácie oxidu uhličitého

3) zníženie koncentrácie plytkého oxidu (I)

4) zníženie koncentrácie oxidu meďnatého (II)

2. Pri homogénnej reakcii 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O sa so zvyšujúcim sa tlakom posunie rovnováha:

2) správny

3) nebude sa pohybovať

4) neviem

8. Pri zahrievaní je rovnováha reakcie N 2 + O 2 2NO - Q:

1) posunúť doprava

2) posuňte sa doľava

3) nebude sa pohybovať

4) neviem

9. Po ochladení rovnováha reakcie H 2 + S H 2 S + Q:

1) posuňte sa doľava

2) posunúť doprava

3) nebude sa pohybovať

4) neviem

Klasifikácia chemických reakcií v anorganickej a organickej chémii
Dokument
Tasks A 19 (USE 2012) Klasifikácia chemický reakcie v anorganické a organické chémia. Komu reakcie substitúcia sa týka interakcie: 1) propénu a vody, 2) ...
Tematické plánovanie hodín chémie v ročníkoch 8-11 6
Tematické plánovanie
1 Chemický reakcie 11 11 Klasifikácia chemický reakcie v anorganické chémia. (C) 1 Klasifikácia chemický reakcie v organickom chémia. (C) 1 rýchlosť chemický reakcie. Aktivačná energia. 1 Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemický reakcie ...
Otázky na skúšky z chémie pre študentov 1. ročníka nu(K)orc pho
Dokument
Metán, použitie metánu. Klasifikácia chemický reakcie v anorganické chémia. Fyzické a chemický vlastnosti a použitie etylénu. Chemický rovnováha a jej podmienky...

V nie organická chémia chemické reakcie klasifikované podľa rôznych kritérií.

1. Zmenou oxidačného stavu na redoxné, ktoré idú so zmenou oxidačného stavu prvkov a acidobázické, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov.

2. Podľa povahy procesu.

Reakcie rozkladu sú chemické reakcie, pri ktorých vznikajú jednoduché molekuly zo zložitejších.

Reakcie spojenia sa nazývajú chemické reakcie, pri ktorých sa z niekoľkých jednoduchších získavajú zložité zlúčeniny.

Substitučné reakcie sú chemické reakcie, pri ktorých je atóm alebo skupina atómov v molekule nahradená iným atómom alebo skupinou atómov.

Výmenné reakcie nazývané chemické reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu prvkov a vedú k výmene základné častičinidlá.

3. Ak je to možné, postupujte v opačnom smere ako zvratné a nezvratné.

Niektoré reakcie, ako napríklad spaľovanie etanolu, sú prakticky nevratné, t.j. nie je možné vytvoriť podmienky na to, aby prúdil opačným smerom.

Existuje však mnoho reakcií, ktoré v závislosti od podmienok procesu môžu prebiehať v smere dopredu aj dozadu. Reakcie, ktoré môžu prebiehať v doprednom aj spätnom smere, sa nazývajú reverzibilné.

4. Podľa typu pretrhnutia väzby - homolytické(rovnaká medzera, každý atóm dostane jeden elektrón) a heterolytický(nerovnaká medzera - jeden dostane pár elektrónov).

5. Podľa tepelného účinku exotermický(uvoľňovanie tepla) a endotermické(absorpcia tepla).

Kombinačné reakcie budú vo všeobecnosti exotermické reakcie, zatiaľ čo rozkladné reakcie budú endotermické. Vzácnou výnimkou je endotermická reakcia dusíka s kyslíkom N 2 + O 2 = 2NO - Q.

6. Podľa stavu agregácie fáz.

homogénne(reakcia prebieha v jednej fáze, bez rozhraní; reakcie v plynoch alebo v roztokoch).

Heterogénne(reakcie prebiehajúce na fázovom rozhraní).

7. Pomocou katalyzátora.

Katalyzátor je látka, ktorá urýchľuje chemickú reakciu, ale zostáva chemicky nezmenená.

katalytický prakticky nejdú bez použitia katalyzátora a nekatalytické.

Klasifikácia organických reakcií

Typ reakcie	Radikálny	Nukleofilné (N)	Elektrofilné (e)
Substitúcia (S)	radikálny náhrada (SR)	Nukleofilná substitúcia (SN)	Elektrofilná substitúcia (S E)
Pripojenie (A)	radikálny pripojenie (A R)	Nukleofilná adícia (AN)	Elektrofilná adícia (A E)
Štiepenie (E) (eliminácia)	radikálny štiepenie (ER)	Nukleofilné štiepenie (EN)	Elektrofilná eliminácia (E E)

Elektrofilné sa týkajú heterolytických reakcií organických zlúčenín s elektrofilmi - časticami, ktoré nesú celý alebo zlomkový kladný náboj. Delia sa na elektrofilné substitučné a elektrofilné adičné reakcie. Napríklad,

H 2 C \u003d CH 2 + Br 2  BrCH 2 - CH 2 Br

Nukleofilné sa týkajú heterolytických reakcií organických zlúčenín s nukleofilmi - časticami, ktoré nesú celočíselný alebo zlomkový záporný náboj. Delia sa na nukleofilné substitučné a nukleofilné adičné reakcie. Napríklad,

CH 3 Br + NaOH  CH 3 OH + NaBr

Radikálové (reťazové) reakcie sa nazývajú chemické reakcie zahŕňajúce napríklad radikály

Chemické reakcie- sú to procesy, v dôsledku ktorých sa z niektorých látok vytvárajú iné, ktoré sa od nich líšia zložením a (alebo) štruktúrou.

Klasifikácia reakcií:

Podľa počtu a zloženia reaktantov a reakčných produktov:

Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny zloženia látky:

AT anorganická chémia ide o reakcie transformácie niektorých alotropných modifikácií na iné:

C (grafit) → C (diamant); P (biela) → P (červená).

V organickej chémii ide o izomerizačné reakcie - reakcie, v dôsledku ktorých z molekúl jednej látky vznikajú molekuly iných látok rovnakého kvalitatívneho a kvantitatívneho zloženia, t.j. s rovnakým molekulovým vzorcom, ale odlišnou štruktúrou.

CH2-CH2-CH3 -> CH3-CH-CH3

n-bután 2-metylpropán (izobután)

Reakcie, ktoré súvisia so zmenou zloženia látky:

a) Zložkové reakcie (v organickej chémii adícia) - reakcie, pri ktorých z dvoch alebo viacerých látok vzniká ešte jeden komplex: S + O 2 → SO 2

V organickej chémii sú to reakcie hydrogenácie, halogenácie, hydrohalogenácie, hydratácie a polymerizácie.

CH2 \u003d CH2 + HOH → CH3 - CH2OH

b) Rozkladné reakcie (v organickej chémii eliminácia, eliminácia) - reakcie, pri ktorých z jednej komplexnej látky vzniká niekoľko nových látok:

CH3 - CH2OH → CH2 \u003d CH2 + H20

2KNO3 →2KNO2 + O2

V organickom chémia príklady štiepnych reakcií - dehydrogenácia, dehydratácia, dehydrohalogenácia, krakovanie.

c) Substitučné reakcie - reakcie, pri ktorých atómy jednoduchej látky nahrádzajú atómy prvku v zložitej látke (v organickej chémii sú často reaktanty a produkty reakcie dva komplexné látky).

CH4 + Cl2 -> CH3CI + HCl; 2Na+ 2H20 -> 2NaOH + H2

Príkladov substitučných reakcií, ktoré nie sú sprevádzané zmenou oxidačných stavov atómov, je extrémne málo. Treba poznamenať reakciu oxidu kremičitého so soľami kyselín obsahujúcich kyslík, ktoré zodpovedajú plynným alebo prchavým oxidom:

CaC03 + Si02 \u003d CaSi03 + CO2

Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 = ZCaSiO 3 + P 2 O 5

d) Výmenné reakcie - reakcie, počas ktorých si dve zložité látky vymieňajú svoje zložky:

NaOH + HCl → NaCl + H20,
2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O

Zmenou oxidačných stavov chemické prvky, tvoriace látky

reakcie, prebieha so zmenou oxidačných stavov alebo OVR:

∙2| N +5 + 3e - → N +2 (redukčný proces, prvok - oxidačné činidlo),

∙3| Cu 0 - 2e - → Cu +2 (oxidačný proces, prvok - redukčné činidlo),

8HN03 + 3Cu -> 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20.

V organickej chémii:

C2H4 + 2KMnO4 + 2H20 → CH2OH–CH2OH + 2MnO2 + 2KOH

Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov chemických prvkov:

Li20 + H20 → 2LiOH,
HCOOH + CH3OH → HCOOCH3 + H20

Tepelným efektom

Exotermické reakcie prebiehajú s uvoľňovaním energie:

C + O 2 → CO 2 + Q,
CH4 + 202 -> C02 + 2H20 + Q

Endotermické reakcie prebiehajú s absorpciou energie:

СaCO 3 → CaO + CO 2 - Q

C12H26 -> C6H14 + C6H12 - Q

Autor: stav agregácie reaktanty

Heterogénne reakcie - reakcie, v ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rôznych stavoch agregácie:

Fe(tv) + CuSO 4 (roztok) → Cu(tv) + FeSO 4 (roztok),
CaC2 (tv) + 2H20 (1) → Ca (OH)2 (roztok) + C2H2 (g)

Homogénne reakcie - reakcie, v ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rovnakom stave agregácie:

H2 (g) + Cl2 (g) -> 2HCl (g),
2C2H2 (g) + 502 (g) -> 4C02 (g) + 2H20 (g)

Podľa účasti katalyzátora

Nekatalytické reakcie, ktoré prebiehajú bez účasti katalyzátora:

2H2 + 02 → 2H20, C2H4 + 302 → 2C02 + 2H20

Katalytické reakcie, ktoré prebiehajú za účasti katalyzátorov:

MnO2

2H202 -> 2H20 + 02

Smerom k

Ireverzibilné reakcie prebiehajú za týchto podmienok iba jedným smerom:

C2H4 + 302 -> 2C02 + 2H20

Reverzibilné reakcie za týchto podmienok prebiehajú súčasne v dvoch opačných smeroch: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3

Podľa prietokového mechanizmu

radikálny mechanizmus.

A: B → A + + B

Dochádza k homolytickému (ekvivalentnému) štiepeniu väzby. Pri hemolytickom roztrhnutí pár elektrónov tvoriacich väzbu takto rozdelenéže každá z výsledných častíc dostane jeden elektrón. V tomto prípade vznikajú radikály – nenabité častice s nespárovanými elektrónmi. Radikály sú veľmi reaktívne častice, reakcie s nimi prebiehajú v plynnej fáze vysokou rýchlosťou a často s výbuchom.

Medzi radikálmi a molekulami vznikajúcimi počas reakcie prebiehajú radikálové reakcie:

2H202 -> 2H20 + 02

CH4 + Cl2 -> CH3CI + HCl

Príklady: spaľovacie reakcie organických a anorganické látky, syntéza vody, amoniaku, halogenačné a nitračné reakcie alkánov, izomerizácia a aromatizácia alkánov, katalytická oxidácia alkánov, polymerizácia alkénov, vinylchlorid atď.

Iónový mechanizmus.

A: B → :A - + B +

Dochádza k heterolytickému (nerovnakému) prerušeniu väzby, pričom obidva väzbové elektróny zostávajú s jedným z predtým viazaných druhov. Vznikajú nabité častice (katióny a anióny).

Iónové reakcie vstupujú do roztokov medzi ióny už prítomné alebo vytvorené počas reakcie.

Napríklad v anorganickej chémii ide o interakciu elektrolytov v roztoku, v organickej chémii sú to adičné reakcie na alkény, oxidácia a dehydrogenácia alkoholov, substitúcia alkoholovej skupiny a ďalšie reakcie, ktoré charakterizujú vlastnosti aldehydov a karboxylových kyselín.

Podľa typu energie, ktorá spúšťa reakciu:

Pri vystavení svetelným kvantám dochádza k fotochemickým reakciám. Napríklad, syntéza chlorovodíka, interakcia metánu s chlórom, tvorba ozónu v prírode, procesy fotosyntézy atď.
Radiačné reakcie sú iniciované vysokoenergetickým žiarením (röntgenové lúče, γ-lúče).
Spúšťa elektrochemické reakcie elektriny ako napríklad pri elektrolýze.
Termochemické reakcie sú iniciované tepelnou energiou. Patria sem všetky endotermické reakcie a mnohé exotermické reakcie, ktoré vyžadujú na spustenie teplo.

Klasifikácia chemických reakcií v anorganickej a organickej chémii

Tematické plánovanie hodín chémie v ročníkoch 8-11 6

Otázky na skúšky z chémie pre študentov 1. ročníka nu(K)orc pho

Klasifikácia organických reakcií

Prečítajte si tiež