Klasifikace chemických reakcí v anorganické a organické chemii se provádí na základě různých klasifikačních charakteristik, informace o nich jsou uvedeny v tabulce níže.
Změnou oxidačního stavu prvků
První znak klasifikace je založen na změně oxidačního stavu prvků, které tvoří reaktanty a produkty.
a) redoxní
b) beze změny oxidačního stavu
Redoxní se nazývají reakce doprovázené změnou oxidačních stavů chemických prvků, které tvoří činidla. Redoxní reakce v anorganické chemii zahrnují všechny substituční reakce a ty rozkladné a kombinační reakce, kterých se účastní alespoň jedna jednoduchá látka. Reakce, které probíhají beze změny oxidačních stavů prvků, které tvoří reaktanty a reakční produkty, zahrnují všechny výměnné reakce.
Podle počtu a složení činidel a produktů
Chemické reakce jsou klasifikovány podle povahy procesu, to znamená podle počtu a složení činidel a produktů.
Reakce sloučenin jsou chemické reakce, jejichž výsledkem jsou složité molekuly získané z několika jednodušších, například:
4Li + O2 = 2Li20
Rozkladné reakce se nazývají chemické reakce, v jejichž důsledku se získávají jednoduché molekuly ze složitějších, například:
CaC03 = CaO + C02
Rozkladné reakce lze považovat za reverzní procesy kombinace.
Substituční reakce jsou chemické reakce, v jejichž důsledku je atom nebo skupina atomů v molekule látky nahrazena jiným atomem nebo skupinou atomů, například:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Jejich charakteristickým znakem je interakce jednoduché látky se složenou. Takové reakce existují také v organické chemii.
Pojem „substituce“ v organické chemii je však širší než v anorganické chemii. Pokud je v molekule původní látky jakýkoliv atom nebo funkční skupina nahrazena jiným atomem nebo skupinou, jedná se také o substituční reakce, i když z hlediska anorganické chemie proces vypadá jako výměnná reakce.
- výměna (včetně neutralizace).
Směnné reakce jsou chemické reakce, které probíhají beze změny oxidačních stavů prvků a vedou k výměně složek činidel, například:
AgN03 + KBr = AgBr + KNO3
Pokud je to možné, proudte v opačném směru
Pokud je to možné, proudte v opačném směru – vratné a nevratné.
Reverzibilní jsou chemické reakce probíhající při dané teplotě současně ve dvou opačných směrech se srovnatelnými rychlostmi. Při psaní rovnic pro takové reakce je rovnítko nahrazeno opačně orientovanými šipkami. Nejjednodušším příkladem reverzibilní reakce je syntéza amoniaku interakcí dusíku a vodíku:
N2+3H2↔2NH3
Nevratný jsou reakce, které se vyskytují pouze v dopředném směru, jejichž výsledkem je tvorba produktů, které spolu neinteragují. Mezi nevratné reakce patří chemické reakce, jejichž výsledkem je tvorba mírně disociovaných sloučenin, uvolnění velkého množství energie, a také takové, při kterých konečné produkty opouštějí reakční sféru v plynné formě nebo ve formě sraženiny, např. :
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O2 = 2CaO
BaBr2 + Na2S04 = BaS04↓ + 2NaBr
Tepelným efektem
Exotermický se nazývají chemické reakce, ke kterým dochází při uvolňování tepla. Symbol změny entalpie (tepelného obsahu) ΔH a tepelného účinku reakce Q. Pro exotermické reakce Q > 0 a ΔH< 0.
Endotermní jsou chemické reakce, které zahrnují absorpci tepla. Pro endotermické reakce Q< 0, а ΔH > 0.
Slučovací reakce budou obecně exotermické reakce a rozkladné reakce budou endotermické. Vzácnou výjimkou je reakce dusíku s kyslíkem - endotermická:
N2 + O2 → 2NO – Q
Podle fáze
Homogenní se nazývají reakce probíhající v homogenním prostředí (homogenní látky v jedné fázi, např. g-g, reakce v roztocích).
Heterogenní jsou reakce, které probíhají v heterogenním prostředí, na kontaktním povrchu reagujících látek, které jsou v různých fázích, například pevné a plynné, kapalné a plynné, ve dvou nemísitelných kapalinách.
Podle použití katalyzátoru
Katalyzátor je látka, která urychluje chemickou reakci.
Katalytické reakce se vyskytují pouze v přítomnosti katalyzátoru (včetně enzymatických).
Nekatalytické reakce jít v nepřítomnosti katalyzátoru.
Podle typu odstupného
Homolytické a heterolytické reakce se rozlišují podle typu štěpení chemické vazby ve výchozí molekule.
homolytický se nazývají reakce, při kterých v důsledku porušení vazeb vznikají částice, které mají nepárový elektron – volné radikály.
Heterolytická jsou reakce, které probíhají tvorbou iontových částic – kationtů a aniontů.
- homolytický (stejná mezera, každý atom přijme 1 elektron)
- heterolytický (nestejná mezera - jeden dostane pár elektronů)
Radikál(řetězec) jsou chemické reakce zahrnující radikály, například:
CH 4 + Cl 2 hv →CH 3Cl + HCl
Iontový jsou chemické reakce, ke kterým dochází za účasti iontů, například:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Elektrofilní reakce jsou heterolytické reakce organických sloučenin s elektrofily - částicemi, které nesou celý nebo zlomkový kladný náboj. Dělí se na elektrofilní substituční a elektrofilní adiční reakce, například:
C6H6 + Cl2FeCl3 -> C6H5Cl + HCl
H2C =CH2 + Br2 → BrCH2 –CH2Br
Nukleofilní reakce jsou heterolytické reakce organických sloučenin s nukleofily - částicemi, které nesou celý nebo zlomkový negativní náboj. Dělí se na nukleofilní substituční a nukleofilní adiční reakce, například:
CH3Br + NaOH → CH3OH + NaBr
CH3C(O)H + C2H5OH → CH3CH(OC2H5)2 + H20
Klasifikace organických reakcí
Klasifikace organických reakcí je uvedena v tabulce:
UDC 546(075) BBK 24.1 i 7 0-75
Sestavil: Klimenko B.I kandidát. tech. vědy, docent Volodchsnko A. N., Ph.D. tech. vědy, docent Pavlenko V.I., doktor inženýrství. věd, prof.
Recenzent Gikunova I.V., Ph.D. tech. vědy, docent
Základy anorganické chemie: Směrnice pro studenty 0-75 prezenčního vzdělávání. - Belgorod: Nakladatelství BelGTASM, 2001. - 54 s.
Metodické pokyny podrobně zkoumají s přihlédnutím k hlavním oddílům obecné chemie vlastnosti nejdůležitějších tříd anorganických látek Tato práce obsahuje zobecnění, schémata, tabulky, příklady, které usnadní lepší asimilaci rozsáhlého faktografického materiálu. Zvláštní pozornost, jak v teoretické, tak v praktické části, je věnována propojení anorganické chemie se základními pojmy obecné chemie.
Kniha je určena studentům prvních ročníků všech oborů.
UDC 546(075) BBK 24.1 i 7
© Belgorodská státní technologická akademie stavebních materiálů (BelGTASM), 2001
ÚVOD
Znalost základů jakékoli vědy a problémů, kterým čelí, je minimum, které by měl každý člověk znát, aby se mohl volně pohybovat ve světě kolem sebe. Významnou roli v tomto procesu hraje přírodní věda. Přírodní věda je soubor věd o přírodě. Všechny vědy se dělí na exaktní (přírodní) a jemné (humanitní). První studují zákony vývoje hmotného světa, druhé - zákony vývoje a projevu lidské mysli. V předkládané práci se seznámíme se základy jedné z přírodních věd, 7 anorganické chemie. Úspěšné studium anorganické chemie je možné pouze tehdy, pokud znáte složení a vlastnosti hlavních tříd anorganických sloučenin. Při znalosti charakteristik tříd sloučenin je možné charakterizovat vlastnosti jejich jednotlivých zástupců.
Při studiu jakékoli vědy, včetně chemie, vždy vyvstává otázka: kde začít? Ze studia faktografického materiálu: popisy vlastností sloučenin, označení podmínek jejich existence, výčet reakcí, do kterých vstupují; na tomto základě odvozují zákony upravující chování látek nebo naopak nejprve dávají zákony, a na jejich základě pak diskutují o vlastnostech látek. V této knize použijeme oba způsoby prezentace faktografického materiálu.
1. ZÁKLADNÍ POJMY ANORGANICKÉ CHEMIE
Co je předmětem chemie, co tato věda studuje? Existuje několik definic chemie.
Na jedné straně je chemie věda o látkách, jejich vlastnostech a přeměnách. Na druhou stranu chemie je jedna z přírodních věd, která studuje chemickou formu pohybu hmoty. Chemickou formou pohybu hmoty jsou procesy sdružování atomů do molekul a disociace molekul. Chemickou organizaci hmoty lze znázornit následujícím diagramem (obr. 1).
Rýže. 1. Chemická organizace hmoty
Hmota je objektivní realita daná člověku v jeho pocitech, která je kopírována, fotografována, zobrazována našimi pocity, existující nezávisle na nás. Hmota jako objektivní realita existuje ve dvou formách: ve formě hmoty a ve formě pole.
Pole (gravitační, elektromagnetické, vnitrojaderné síly) je forma existence hmoty, která je charakterizována a projevována především energií, nikoli hmotou, i když tu druhou má Energie kvantitativní míra pohybu, vyjadřující schopnost hmotných objektů dělat práci.
Hmotnost (lat. massa - blok, kus, kus) je fyzikální veličina, jedna z hlavních charakteristik hmoty, určující její setrvačné a gravitační vlastnosti.
Atom je nejnižší úroveň chemické organizace hmoty Atom je nejmenší částice prvku, která si zachovává své vlastnosti. Skládá se z kladně nabitého jádra a záporně nabitých elektronů; Obecně je atom elektricky neutrální. Chemický prvek - Jedná se o typ atomu se stejným jaderným nábojem. Je známo 109 prvků, z nichž 90 existuje v přírodě.
Molekula je nejmenší částice látky, která má chemické vlastnosti této látky.
Počet chemických prvků je omezený a jejich kombinace dávají vše
rozmanitost látek.
Co je látka?
V širokém slova smyslu je hmota specifickým druhem hmoty, která má klidovou hmotnost a vyznačuje se za daných podmínek určitými fyzikálními a chemickými vlastnostmi. Je známo asi 600 tisíc anorganických látek a asi 5 milionů organických látek.
V užším smyslu je látka určitý soubor atomárních a molekulárních částic, jejich přidružených členů a agregátů, nacházejících se v kterémkoli ze tří stavů agregace.
Látka je zcela plně definována třemi charakteristikami: 1) zaujímá část prostoru 2) má klidovou hmotnost;
3) postavené z elementárních částic.
Všechny látky lze rozdělit na jednoduché a složité.
Tvoří ne jednu, ale několik jednoduchých látek. Tento jev se nazývá alotropie a každá z těchto jednoduchých látek se nazývá alotropní modifikace (modifikace) daného prvku. Alotropie je pozorována u uhlíku, kyslíku, síry, fosforu a řady dalších prvků. Grafit, diamant, karbyn a fullereny jsou tedy alotropními modifikacemi chemického prvku uhlík; červený, bílý, černý fosfor - alotropní modifikace chemického prvku fosfor. Je známo asi 400 jednoduchých látek.
Jednoduchá látka je formou existence chemikálií
prvky ve volném stavu
Jednoduché látky se dělí na kovy a nekovy. Zda je chemický prvek kov nebo nekov, lze určit pomocí periodické tabulky prvků podle D.I. Mendělejev. Než to uděláme, připomeňme si něco o struktuře periodické tabulky.
1.1. Periodický zákon a periodický systém D.I.Mendělejeva
Periodická tabulka prvků - toto je grafické vyjádření periodického zákona, objeveného D.I Mendělejevem 18. února 1869. Periodický zákon zní takto: vlastnosti jednoduchých látek, stejně jako vlastnosti sloučenin, jsou periodicky závislé na náboji jádra. atomů prvku.
Existuje více než 400 možností zobrazení periodického systému. Nejběžnější buněčné varianty (krátká varianta - 8-článková a dlouhá - 18- a 32-buněčná). Krátkoperiodický periodický systém se skládá ze 7 period a 8 skupin.
Prvky, které mají podobnou strukturu vnější energetické hladiny, se spojují do skupin. Existují hlavní (A) a vedlejší (B)
skupiny. Hlavními skupinami jsou s- a p-prvky a vedlejšími skupinami jsou d-prvky.
Perioda je po sobě jdoucí řada prvků, v jejichž atomech je vyplněn stejný počet elektronových vrstev stejné energetické hladiny. Rozdíl v pořadí plnění elektronických vrstev vysvětluje důvod různých délek period. V tomto ohledu období obsahují různý počet prvků: 1. období - 2 prvky; 2. a 3. období - každá po 8 prvcích; 4. a 5
období - 18 prvků každé a 6. období - 32 prvků.
Prvky malých období (2. a 3.) jsou řazeny do podskupiny typických prvků. Protože prvky yd- a / jsou vyplněny 2. a 3. vnějším elgk-
umístění jejich atomů, a tedy větší schopnost vázat elektrony (oxidační schopnost), přenášené vysokými hodnotami jejich elektronegativity. Prvky s nekovovými vlastnostmi zaujímají pravý horní roh periodické tabulky
D.I. Nekovy mohou být plynné (F2, O2, CI2), pevné (B, C, Si, S) a kapalné (Br2).
Prvek vodík zaujímá v periodické tabulce zvláštní místo
systém a nemá žádné chemické analogy. Vodík je kovový
a nekovové vlastnosti, a proto v periodické tabulce it
umístěna současně ve skupině IA a VIIA.
Díky velké rozmanitosti chemických vlastností se odlišují od
účinný vzácné plyny(aerogeny) - prvky skupiny VIIIA | |||||
dic | systémy. Výzkum v posledních letech však umožňuje |
||||
je možné některé z nich (Kr, Xe, Rn) zařadit mezi nekovy. | |||||
Charakteristickou vlastností kovů je valence | |||||
trůny jsou slabě vázány na konkrétní atom, a | uvnitř každého | ||||
existuje tzv. elektronická | Proto všechno | ||||
mít | vysoká elektrická vodivost, | tepelná vodivost | |||
přesnost. I když existují i křehké kovy (zinek, antimon, vizmut). Kovy zpravidla vykazují redukční vlastnosti.
Komplexní látky(chemické sloučeniny) jsou látky, jejichž molekuly jsou tvořeny atomy různých chemických prvků (heteroatomové nebo heteronukleární molekuly). Například C 02, CON. Je známo více než 10 milionů komplexních látek.
Nejvyšší formou chemické organizace hmoty jsou asociáty a agregáty. Associáty jsou kombinace jednoduchých molekul nebo iontů do složitějších látek, které nezpůsobují změny chemické povahy. Přidružené látky existují hlavně v kapalném a plynném skupenství a agregáty existují v pevných skupenstvích.
Směsi jsou systémy skládající se z několika rovnoměrně rozložených sloučenin, které jsou vzájemně propojeny konstantními poměry a vzájemně neinteragují.
1.2. Valence a oxidační stav
Sestavování empirických vzorců a tvoření názvů chemických sloučenin je založeno na znalosti a správném používání pojmů oxidační stav a mocenství.
Oxidační stav- to je podmíněný náboj prvku ve sloučenině, vypočítaný z předpokladu, že sloučenina se skládá z iontů. Tato hodnota je podmíněná, formální, protože prakticky neexistují čistě iontové sloučeniny. Stupeň oxidace v absolutní hodnotě může být celé číslo nebo zlomkové číslo; a pokud jde o náboj, může být kladný, záporný a rovný nule.
Valence je veličina určená počtem nepárových elektronů na vnější energetické úrovni nebo počtem volných atomových orbitalů schopných podílet se na tvorbě chemických vazeb.
Některá pravidla pro stanovení oxidačních stavů chemických prvků
1. Oxidační stav chemického prvku v jednoduché látce
rovná se 0.
2. Součet oxidačních stavů atomů v molekule (iontu) je 0
(iontový náboj).
3. Prvky skupin I-III A mají kladný oxidační stav odpovídající číslu skupiny, ve které se prvek nachází.
4. Prvky skupin IV - V IIA, kromě kladného oxidačního stavu odpovídajícího číslu skupiny; a záporný oxidační stav odpovídající rozdílu mezi číslem skupiny a číslem 8, mají střední oxidační stav rovný rozdílu mezi číslem skupiny a číslem 2 (tabulka 1).
stůl 1
Oxidační stavy prvků IV -V IIA podskupiny
Oxidační stav | ||||
středně pokročilí | ||||
5. Oxidační stav vodíku je +1, pokud sloučenina obsahuje alespoň jeden nekov; - 1 ve sloučeninách s kovy (hydridy); 0 v H2.
Hydridy některých prvků
BeH2 | ||||||
NaH MgH2 АШ3 | ||||||
CaH2 | GaH3 | GeH4 | AsH3 | |||
SrH2 | InH3 | SnH4 | SbH3 | |||
VaN2 | ||||||
H připojení | středně pokročilí | Spojení i t |
||||
spojení | ||||||
6. Oxidační stav kyslíku je zpravidla -2, s výjimkou peroxidů (-1), superoxidů (-1/2), ozonidů (-1/3), ozonu (+4), fluoridu kyslíku (+ 2).
7. Oxidační stav fluoru ve všech sloučeninách kromě F2> je -1. Ve sloučeninách s fluorem se realizují vyšší formy oxidace mnoha chemických prvků (BiF5, SF6, IF?, OsFg).
8. V periodách se s rostoucím pořadovým číslem zmenšují orbitální poloměry atomů a zvyšuje se ionizační energie. Současně se zlepšují kyselé a oxidační vlastnosti; vyšší ste
Penalizace za oxidaci prvku se stávají méně stabilními.
9. Prvky lichých grup periodického systému jsou charakterizovány lichými stupni a prvky sudých grup sudými stupni
oxidace.
10. V hlavních podskupinách se s rostoucím atomovým číslem prvku obecně zvětšují velikosti atomů a klesá ionizační energie. V souladu s tím se základní vlastnosti zlepší a oxidační vlastnosti se oslabí. V podskupinách ^-prvků s rostoucím atomovým číslem je účast ^-elektronů na tvorbě vazeb.
klesá, a proto klesá | absolutní hodnota |
||||||
žádná oxidace (tabulka 2). | |||||||
tabulka 2 |
|||||||
Hodnoty oxidačních stavů prvků podskupiny VA |
|||||||
Oxidační stav | |||||||
Li, K, Fe, Ba | Kyselina C 02, S 0 3 | ||||||
Nekovy | |||||||
Amfoterní ZnO BeO | |||||||
Amphigenes | Dvojité Fe304 | ||||||
Be, AL Zn | |||||||
tvořící ole |
|||||||
Aerogeny | CO, NO, SiO, N20 | ||||||
Báze Ba(OH)2 | |||||||
Kyseliny HNO3 | HYDROXIDY |
||||||
Amfolyty Zti(OH)2 | |||||||
střední KagSOz, | |||||||
Sour ManKUz, | |||||||
Zásaditý (SiOH)gCO3, 4-------- | |||||||
Dvojitý CaMg(COs)2 | |||||||
Smíšené SaSGSU | |||||||
> w o w J 3 w »
Obr. 2. Schéma nejdůležitějších tříd anorganických látek
Chemické reakce- jedná se o procesy, v jejichž důsledku z některých látek vznikají jiné, které se od nich liší složením a (nebo) strukturou.
Klasifikace reakcí:
já Podle počtu a složení reaktantů a reakčních produktů:
1) Reakce, které probíhají beze změny složení látky:
V anorganické chemii jsou to reakce přeměny některých alotropních modifikací na jiné:
C (grafit) → C (diamant); P (bílá) → P (červená).
V organické chemii se jedná o izomerizační reakce - reakce, jejichž výsledkem je vznik molekul jiných látek stejného kvalitativního a kvantitativního složení z molekul jedné látky, tzn. se stejným molekulárním vzorcem, ale jinou strukturou.
CH2-CH2-CH3 -> CH3-CH-CH3
n-butan 2-methylpropan (isobutan)
2) Reakce, ke kterým dochází při změně složení látky:
a) Složené reakce (v organické chemii adiční) - reakce, při kterých dvě nebo více látek tvoří jednu složitější: S + O 2 → SO 2
V organické chemii jsou to reakce hydrogenace, halogenace, hydrohalogenace, hydratace, polymerace.
CH 2 = CH 2 + HOH → CH 3 – CH 2 OH
b) Rozkladné reakce (v organické chemii eliminace, eliminace) - reakce, při kterých z jedné komplexní látky vzniká několik nových látek:
CH 3 – CH 2 OH → CH 2 = CH 2 + H 2O
2KNO3 →2KNO2 + O2
V organické chemii jsou příklady eliminačních reakcí dehydrogenace, dehydratace, dehydrohalogenace a krakování.
c) Substituční reakce - reakce, při kterých atomy jednoduché látky nahrazují atomy některého prvku ve složité látce (v organické chemii jsou často reaktanty a produkty reakce dvě složité látky).
CH4 + Cl2 -> CH3CI + HC1; 2Na+ 2H20 → 2NaOH + H2
Příkladů substitučních reakcí, které nejsou doprovázeny změnou oxidačních stavů atomů, je extrémně málo. Je třeba poznamenat reakci oxidu křemičitého se solemi kyselin obsahujících kyslík, které odpovídají plynným nebo těkavým oxidům:
CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5
d) Výměnné reakce - reakce, při kterých si dvě složité látky vyměňují své složky:
NaOH + HCl → NaCl + H20,
2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O
II. Změnou oxidačních stavů chemických prvků tvořících látky
1) Reakce, ke kterým dochází se změnou oxidačních stavů nebo ORR:
∙2| N +5 + 3e – → N +2 (redukční proces, prvek – oxidační činidlo),
∙3| Cu 0 – 2e – → Cu +2 (oxidační proces, prvek – redukční činidlo),
8HN03 + 3Cu -> 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20.
V organické chemii:
C 2H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → CH 2OH–CH 2OH + 2MnO 2 + 2KOH
2) Reakce, které probíhají beze změny oxidačních stavů chemických prvků:
Li 2 O + H 2 O → 2 LiOH,
HCOOH + CH3OH → HCOOCH3 + H20
III. Tepelným efektem
1) Při uvolňování energie dochází k exotermickým reakcím:
C + O 2 → CO 2 + Q,
CH4 + 202 -> CO2 + 2H20 + Q
2) Endotermické reakce probíhají při absorpci energie:
СaCO 3 → CaO + CO 2 - Q
C12H26 -> C6H14 + C6H12-Q
IV. Podle stavu agregace reagujících látek
1) Heterogenní reakce - reakce, během kterých jsou reaktanty a reakční produkty v různých stavech agregace:
Fe(sol) + CuSO 4 (sol) → Cu(sol) + FeSO 4 (sol),
CaC2 (pevná látka) + 2H20 (1) → Ca(OH)2 (roztok) + C2H2 (g)
2) Homogenní reakce - reakce, během kterých jsou reaktanty a reakční produkty ve stejném stavu agregace:
H2 (g) + Cl2 (g) → 2HCl (g),
2C2H2 (g) + 502 (g) → 4C02 (g) + 2H20 (g)
PROTI. Účastí katalyzátoru
1) Nekatalytické reakce probíhající bez účasti katalyzátoru:
2H2 + O2 → 2H20, C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H20
2) Katalytické reakce zahrnující katalyzátory:
2H202 -> 2H20 + 02
VI. Vůči
1) Nevratné reakce probíhají za daných podmínek pouze jedním směrem:
C2H4 + 302 -> 2C02 + 2H20
2) Vratné reakce za těchto podmínek probíhají současně ve dvou opačných směrech: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
VII. Podle mechanismu proudění
1) Radikální mechanismus.
A: B → A· + ·B
Dochází k homolytickému (stejnému) štěpení vazby. Při hemolytickém štěpení se dvojice elektronů tvořících vazbu rozdělí tak, že každá ze vzniklých částic přijme jeden elektron. V tomto případě vznikají radikály – nenabité částice s nepárovými elektrony. Radikály jsou velmi reaktivní částice, reakce s nimi probíhají v plynné fázi vysokou rychlostí a často s explozí.
Mezi radikály a molekulami vzniklými během reakce dochází k radikálovým reakcím:
2H202 -> 2H20 + 02
CH4 + Cl2 -> CH3CI + HCl
Příklady: spalovací reakce organických a anorganických látek, syntéza vody, amoniaku, halogenační a nitrační reakce alkanů, izomerizace a aromatizace alkanů, katalytická oxidace alkanů, polymerace alkenů, vinylchlorid aj.
2) Iontový mechanismus.
A: B → :A - + B +
Dochází k heterolytickému (nerovnému) štěpení vazby, přičemž oba vazebné elektrony zůstávají s jednou z dříve vázaných částic. Vznikají nabité částice (kationty a anionty).
Iontové reakce probíhají v roztocích mezi ionty, které jsou již přítomny nebo vznikly během reakce.
Například v anorganické chemii jde o interakci elektrolytů v roztoku v organické chemii jsou to adiční reakce na alkeny, oxidace a dehydrogenace alkoholů, substituce alkoholové skupiny a další reakce, které charakterizují vlastnosti aldehydů a karboxylových kyselin.
VIII. Podle typu energie spouštějící reakci:
1) Při vystavení světelným kvantům dochází k fotochemickým reakcím. Například syntéza chlorovodíku, interakce metanu s chlórem, produkce ozonu v přírodě, procesy fotosyntézy atd.
2) Radiační reakce jsou iniciovány vysokoenergetickým zářením (rentgenové záření, γ záření).
3) Elektrochemické reakce jsou iniciovány elektrickým proudem např. při elektrolýze.
4) Termochemické reakce jsou iniciovány tepelnou energií. Patří mezi ně všechny endotermické reakce a mnoho exotermických reakcí, které vyžadují teplo k zahájení.
Témata kodifikátoru jednotné státní zkoušky: Klasifikace chemických reakcí v organické a anorganické chemii.
Chemické reakce - jedná se o typ interakce částic, kdy jedna chemická látka produkuje jinou, která se od nich liší vlastnostmi a strukturou. Látky, které vstoupit v reakci - činidel. Látky, které jsou vytvořeny během chemické reakce - produkty.
Při chemické reakci dochází k přerušení chemických vazeb a vzniku nových.
Během chemických reakcí se atomy účastnící se reakce nemění. Mění se pouze pořadí spojení atomů v molekulách. Tím pádem, počet atomů téže látky se při chemické reakci nemění.
Chemické reakce jsou klasifikovány podle různých kritérií. Zvažme hlavní typy klasifikace chemických reakcí.
Klasifikace podle počtu a složení reagujících látek
Na základě složení a počtu reagujících látek se reakce, které probíhají beze změny složení látek, dělí na reakce, ke kterým dochází se změnou složení látek:
1. Reakce, které probíhají beze změny složení látek (A → B)
K takovým reakcím v anorganické chemii Alotropické přechody jednoduchých látek z jedné modifikace do druhé lze připsat:
S kosočtverec → S monoklinický.
V organická chemie takové reakce zahrnují izomerační reakce , kdy z jednoho izomeru se vlivem katalyzátoru a vnějších faktorů získá další (obvykle strukturní izomer).
Například, izomerace butanu na 2-methylpropan (isobutan):
CH3-CH2-CH2-CH3 -> CH3-CH(CH3)-CH3.
2. Reakce, ke kterým dochází při změně složení
- Reakce sloučenin (A + B + ... → D)- jedná se o reakce, při kterých ze dvou nebo více látek vzniká jedna nová komplexní látka. V anorganická chemie Mezi složené reakce patří spalovací reakce jednoduchých látek, interakce zásaditých oxidů s kyselými atp. V organické chemii takové reakce se nazývají reakce přistoupení Adiční reakce — Jedná se o reakce, při kterých se k příslušné organické molekule přidá další molekula. Adiční reakce zahrnují reakce hydrogenace(interakce s vodíkem), hydratace(vodovodní přípojka), hydrohalogenace(přídavek halogenovodíku), polymerizace(spojení molekul k sobě za vzniku dlouhého řetězce) atd.
Například, hydratace:
CH2=CH2 + H20 -> CH3-CH2-OH
- Rozkladné reakce (A → B+C+…)- jedná se o reakce, při kterých z jedné složité molekuly vzniká několik méně složitých nebo jednoduchých látek. V tomto případě mohou vznikat jednoduché i složité látky.
Například, při rozkladu peroxid vodíku:
2H202→ 2H20 + 02.
V organické chemii oddělené rozkladné reakce a eliminační reakce . Eliminační reakce — Jedná se o reakce, při kterých dochází k oddělení atomů nebo atomových skupin od původní molekuly při zachování její uhlíkové kostry.
Například, reakce abstrakce vodíku (dehydrogenace) z propan:
C3H8 -> C3H6 + H2
Název takových reakcí zpravidla obsahuje předponu „de“. Rozkladné reakce v organické chemii obvykle zahrnují rozbití uhlíkového řetězce.
Například, reakce praskání butanu(rozdělení na jednodušší molekuly zahříváním nebo působením katalyzátoru):
C4H10 -> C2H4 + C2H6
- Substituční reakce - jedná se o reakce, při kterých jsou atomy nebo skupiny atomů jedné látky nahrazeny atomy nebo skupinami atomů jiné látky. V anorganické chemii Tyto reakce probíhají podle následujícího schématu:
AB + C = AC + B.
Například, více aktivní halogeny vytěsňují méně aktivní ze sloučenin. Interakce jodid draselný S chlór:
2KI + Cl2 → 2KCl + I2.
Nahradit lze jak jednotlivé atomy, tak molekuly.
Například, při fúzi méně těkavé oxidy se vytlačují volatilnější ze solí. Ano, nevolatilní oxid křemičitý vytěsňuje oxid uhelnatý z uhličitan sodný při tavení:
Na2C03 + Si02 → Na2Si03 + CO2
V organická chemie Substituční reakce jsou reakce, při kterých součástí organické molekuly nahrazeno na jiné částice. V tomto případě se substituovaná částice zpravidla spojuje s částí molekuly substituentu.
Například, reakce chlorace metanu:
CH4 + Cl2 → CH3CI + HCl
Z hlediska počtu částic a složení interakčních produktů je tato reakce více podobná výměnné reakci. Nicméně, mechanismem taková reakce je náhradní reakcí.
- Směnné reakce - jedná se o reakce, při kterých si dvě složité látky vyměňují své složky:
AB + CD = AC + BD
Směnné reakce zahrnují iontoměničové reakce, proudění v roztocích; reakce ilustrující acidobazické vlastnosti látek a další.
Příklad výměnné reakce v anorganické chemii - neutralizace kyselina chlorovodíková alkálie:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Příklad výměnné reakce v organické chemii - alkalická hydrolýza chlorethanu:
CH3-CH2-Cl + KOH = CH3-CH2-OH + KCl
Klasifikace chemických reakcí podle změn oxidačního stavu prvků tvořících látky
Změnou oxidačního stavu prvků chemické reakce se dělí na redoxních reakcí a reakce probíhají beze změny oxidačních stavů chemické prvky.
- Redoxní reakce (ORR) jsou reakce, během kterých oxidační stavy látek změna. V tomto případě dojde k výměně elektrony.
V anorganická chemie Takové reakce obvykle zahrnují reakce rozkladu, substituce, kombinace a všechny reakce zahrnující jednoduché látky. Pro vyrovnání ORR se používá metoda elektronické váhy(počet daných elektronů se musí rovnat počtu přijatých) popř metoda elektron-iontové rovnováhy.
V organická chemie oddělené oxidační a redukční reakce v závislosti na tom, co se děje s organickou molekulou.
Oxidační reakce v organické chemii jsou reakce, během kterých počet atomů vodíku klesá nebo se zvyšuje počet atomů kyslíku v původní organické molekule.
Například, oxidace ethanolu působením oxidu měďnatého:
CH3-CH2-OH + CuO → CH3-CH=O + H20 + Cu
Reakce na zotavení v organické chemii jsou to reakce, při kterých roste počet atomů vodíku nebo počet atomů kyslíku klesá v organické molekule.
Například, zotavení acetaldehyd vodík:
CH3-CH=0 + H2 -> CH3-CH2-OH
- Protolytické a metabolické reakce - Jsou to reakce, při kterých se nemění oxidační stavy atomů.
Například, neutralizace louh sodný kyselina dusičná:
NaOH + HN03 = H20 + NaN03
Klasifikace reakcí podle tepelného účinku
Na základě tepelného účinku se reakce dělí na exotermický A endotermní.
Exotermické reakce - jedná se o reakce doprovázené uvolňováním energie ve formě tepla (+ Q). Takové reakce zahrnují téměř všechny složené reakce.
Výjimky- reakce dusík S kyslík se vzděláním oxid dusnatý (II) - endotermní:
N 2 + O 2 = 2NO – Q
Plynná reakce vodík s tvrdým jód Taky endotermní:
H 2 + I 2 = 2HI – Q
Exotermické reakce, při kterých vzniká světlo, se nazývají reakce hořící.
Například, spalování metanu:
CH4+02 = C02 + H20
Taky exotermický jsou:
Endotermické reakce jsou reakce doprovázené absorpce energie ve formě tepla ( —Q ). K většině reakcí zpravidla dochází s absorpcí tepla rozklad(reakce vyžadující dlouhodobé zahřívání).
Například, rozklad vápenec:
CaCO 3 → CaO + CO 2 – Q
Taky endotermní jsou:
- hydrolytické reakce;
- reakce, ke kterým dochází pouze při zahřátí;
- reakce, které se vyskytují pouzepři velmi vysokých teplotách nebo pod vlivem elektrického výboje.
Například, přeměna kyslíku na ozón:
3O 2 = 2O 3 - Q
V organická chemie Při absorpci tepla dochází k rozkladným reakcím. Například, praskání pentan:
C 5H 12 → C 3H 6 + C 2H 6 – Q.
Klasifikace chemických reakcí podle stavu agregace reagujících látek (podle fázového složení)
Látky mohou existovat ve třech hlavních stavech agregace - tvrdý, kapalina A plynný. Podle stavu fáze sdílet reakce homogenní A heterogenní.
- Homogenní reakce - to jsou reakce, ve kterých jsou reaktanty a produkty v jedné fázi a ke srážce reagujících částic dochází v celém objemu reakční směsi. Homogenní reakce zahrnují interakce kapalina-kapalina A plyn-plyn.
Například, oxidace oxid siřičitý:
2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g)
- Heterogenní reakce - to jsou reakce, ve kterých jsou reaktanty a produkty v různých fázích. V tomto případě dochází pouze ke srážce reagujících částic na rozhraní fázového kontaktu. Mezi takové reakce patří interakce plyn-kapalina, plyn-pevná látka, pevná látka-pevná látka a pevná látka-kapalina.
Například, interakce oxid uhličitý A hydroxid vápenatý:
CO 2 (g) + Ca (OH) 2 (roztok) = CaCO 3 (tv) + H 2 O
Pro klasifikaci reakcí podle fázového stavu je užitečné umět určit fázové stavy látek. To je docela snadné udělat pomocí znalostí o struktuře hmoty, zejména o.
Látky s iontový, atomový nebo kovová krystalová mřížka, obvykle tvrdý za normálních podmínek; látky s molekulární mřížka, obvykle, kapaliny nebo plyny za normálních podmínek.
Vezměte prosím na vědomí, že při zahřátí nebo ochlazení se látky mohou změnit z jednoho fázového stavu do druhého. V tomto případě je nutné se zaměřit na podmínky pro konkrétní reakci a fyzikální vlastnosti látky.
Například, přijímání syntézní plyn dochází při velmi vysokých teplotách, při kterých voda - pára:
CH4 (g) + H2O (g) = CO (g) + 3H2 (g)
Tedy parní reforma metan — homogenní reakce.
Klasifikace chemických reakcí podle účasti katalyzátoru
Katalyzátor je látka, která urychluje reakci, ale není součástí reakčních produktů. Katalyzátor se účastní reakce, ale prakticky se během reakce nespotřebovává. Obvykle je to diagram činnosti katalyzátoru NA když látky interagují A+B lze znázornit následovně: A + K = AK; AK + B = AB + K.
Podle přítomnosti katalyzátoru se rozlišují katalytické a nekatalytické reakce.
- Katalytické reakce - jedná se o reakce, které probíhají za účasti katalyzátorů. Například rozklad Bertholletovy soli: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2.
- Nekatalytické reakce - Jedná se o reakce, které probíhají bez účasti katalyzátoru. Například spalování etanu: 2C2H6 + 5O2 = 2CO2 + 6H20.
Všechny reakce probíhající v buňkách živých organismů probíhají za účasti speciálních proteinových katalyzátorů - enzymů. Takové reakce se nazývají enzymatické.
Mechanismus účinku a funkce katalyzátorů jsou podrobněji rozebrány v samostatném článku.
Klasifikace reakcí podle směru
Reverzibilní reakce - jedná se o reakce, které se mohou vyskytovat v dopředném i zpětném směru, tzn. kdy za daných podmínek mohou reakční produkty vzájemně interagovat. Reverzibilní reakce zahrnují většinu homogenních reakcí, esterifikace; hydrolytické reakce; hydrogenace-dehydrogenace, hydratace-dehydratace; výroba čpavku z jednoduchých látek, oxidace oxidu siřičitého, výroba halogenovodíků (kromě fluorovodíku) a sirovodíku; syntéza methanolu; výroba a rozklad uhličitanů a hydrogenuhličitanů atd.
Nevratné reakce - jedná se o reakce, které probíhají převážně jedním směrem, tzn. Reakční produkty nemohou za těchto podmínek vzájemně reagovat. Příklady nevratných reakcí: spalování; výbušné reakce; reakce, ke kterým dochází při tvorbě plynu, sraženiny nebo vody v roztocích; rozpouštění alkalických kovů ve vodě; atd.
Chemie- nauka o látkách, zákonitosti jejich přeměn (fyzikální a chemické vlastnosti) a použití.
V současné době je známo více než 100 tisíc anorganických a více než 4 miliony organických sloučenin.
Chemické jevy: některé látky se přeměňují na jiné, které se od původních liší složením a vlastnostmi, přičemž složení atomových jader se nemění.
Fyzikální jevy: mění se fyzikální skupenství látek (vypařování, tání, elektrická vodivost, sálání tepla a světla, kujnost atd.) nebo vznikají nové látky se změnou složení atomových jader.
Atomově-molekulární věda.
1. Všechny látky se skládají z molekul.
Molekula - nejmenší částice látky, která má její chemické vlastnosti.
2. Molekuly se skládají z atomů.
Atom - nejmenší částice chemického prvku, která si zachovává všechny své chemické vlastnosti. Různé prvky mají různé atomy.
3. Molekuly a atomy jsou v nepřetržitém pohybu; jsou mezi nimi síly přitažlivosti a odpuzování.
Chemický prvek - jedná se o typ atomů vyznačující se určitými jadernými náboji a strukturou elektronických obalů. V současnosti je známo 118 prvků: 89 z nich se nachází v přírodě (na Zemi), zbytek se získává uměle. Atomy existují ve volném stavu, ve sloučeninách s atomy stejných nebo jiných prvků, které tvoří molekuly. Schopnost atomů interagovat s jinými atomy a vytvářet chemické sloučeniny je dána jeho strukturou. Atomy se skládají z kladně nabitého jádra a záporně nabitých elektronů pohybujících se kolem něj, které tvoří elektricky neutrální systém, který se řídí zákony charakteristickým pro mikrosystémy.
Atomové jádro - centrální část atomu, sestávající z Zprotony a N neutrony, ve kterých je soustředěna většina atomů.
Základní náboj - kladný, má hodnotu rovnou počtu protonů v jádře nebo elektronů v neutrálním atomu a shoduje se s atomovým číslem prvku v periodické tabulce.
Součet protonů a neutronů atomového jádra se nazývá hmotnostní číslo A = Z+N.
Izotopy
- chemické prvky se stejnými jadernými náboji, ale rozdílnými hmotnostními čísly v důsledku různého počtu neutronů v jádře.
|
Hmotnost |
A |
63 |
Cu a |
65 |
35 |
Cl a |
37 |
Chemický vzorec - jde o konvenční zápis složení látky pomocí chemických symbolů (navrhl v roce 1814 J. Berzelius) a indexů (index je číslo vpravo dole od symbolu. Udává počet atomů v molekule). Chemický vzorec ukazuje, které atomy kterých prvků a v jakém poměru jsou v molekule navzájem spojeny.
Alotropie - jev, kdy chemickým prvkem vzniká několik jednoduchých látek, které se liší strukturou a vlastnostmi. Jednoduché látky – molekuly, se skládají z atomů stejného prvku.
Cfalešné látky - molekuly se skládají z atomů různých chemických prvků.
Atomová hmotnostní konstanta rovná 1/12 hmotnosti izotopu 12 C - hlavní izotop přírodního uhlíku.
m u = 1/12 m (12 C ) = 1 a.u.m = 1,66057 10-24 g
Relativní atomová hmotnost (A r) - bezrozměrná veličina rovna poměru průměrné hmotnosti atomu prvku (s přihlédnutím k procentuálnímu zastoupení izotopů v přírodě) k 1/12 hmotnosti atomu 12 C.
Průměrná absolutní atomová hmotnost (m) rovná relativní atomové hmotnosti krát amu.
Ar(Mg) = 24,312
m (Mg) = 24,312 1,66057 10 -24 = 4,037 10 -23 g
Relativní molekulová hmotnost (M r) - bezrozměrná veličina udávající, kolikrát je hmotnost molekuly dané látky větší než 1/12 hmotnosti atomu uhlíku 12 C.
Mg = mg / (1/12 m a (12 C))
m r - hmotnost molekuly dané látky;
m a (12 C) - hmotnost atomu uhlíku 12 C
Mg = SA g (e). Relativní molekulová hmotnost látky se rovná součtu relativních atomových hmotností všech prvků s přihlédnutím k indexům.
Příklady.
Mg (B203) = 2 Ar (B) + 3 Ar (O) = 2 11 + 3 16 = 70
Mg (KAl(SO 4) 2) = 1 Ar (K) + 1 Ar (Al) + 1 2 Ar (S) + 2 4 Ar (O) =
= 1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4
16 = 258
Absolutní molekulová hmotnost rovná relativní molekulové hmotnosti vynásobené amu. Počet atomů a molekul v běžných vzorcích látek je velmi velký, proto se při charakterizaci množství látky používá speciální jednotka měření - krtek.
Látkové množství, mol . Znamená určitý počet strukturních prvků (molekuly, atomy, ionty). Určenon , měřeno v molech. Mol je množství látky obsahující tolik částic, kolik je atomů ve 12 g uhlíku.
Avogadroovo číslo (N A ). Počet částic v 1 molu jakékoli látky je stejný a rovná se 6,02 10 23. (Avogadrova konstanta má rozměr - mol -1).
Příklad.
Kolik molekul je v 6,4 g síry?
Molekulová hmotnost síry je 32 g/mol. Stanovíme množství g/mol látky v 6,4 g síry:
n (s) = m(s)/M(s ) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol
Pomocí konstanty určíme počet strukturních jednotek (molekul). Avogadro N A
N(s) = n (s)NA = 0,2 6,02 10 23 = 1,2 10 23
Molární hmotnost ukazuje hmotnost 1 molu látky (označenoM).
M = m / n
Molární hmotnost látky se rovná poměru hmotnosti látky k odpovídajícímu množství látky.
Molární hmotnost látky je číselně rovna její relativní molekulové hmotnosti, avšak první veličina má rozměr g/mol a druhá je bezrozměrná.
M = NA m (1 molekula) = N A M g 1 a.m.u. = (NA 1 amu) Mg = Mg
To znamená, že pokud je hmotnost určité molekuly např. 80 amu. ( TAK 3 ), pak je hmotnost jednoho molu molekul rovna 80 g Avogadrova konstanta je koeficient úměrnosti, který zajišťuje přechod od molekulových vztahů k molárním. Všechna tvrzení týkající se molekul zůstávají platná pro moly (s nahrazením amu, pokud je to nutné, například, rovnice reakce: 2 Na + Cl 2 2 NaCl , znamená, že dva atomy sodíku reagují s jednou molekulou chloru nebo, což je totéž, dva moly sodíku reagují s jedním molem chloru.
