Классификация химических реакций по различным признакам. Классификация химических реакций
Введение
1. Общее понятие о химической реакции
2. Классификация химических реакций
Заключение
Список используемой литературы
Введение
Самое интересное в окружающем мире состоит в том, что он постоянно изменяется.
Понятие « химическая реакция» - второе главное понятие химии. Каждую секунду в мире происходит неисчислимое множество реакций, в результате которых одни вещества превращаются в другие. Некоторые реакции мы можем наблюдать непосредственно, например ржавление железных предметов, свертывание крови, сгорание автомобильного топлива.
В то же время, подавляющее большинство реакций остаются невидимыми, но именно они определяют свойства окружающего нас мира.
Для того, чтобы осознать свое место в мире и научиться им управлять, человек должен глубоко понять природу этих реакций и те законы, которым они подчиняются. Задача современной химии состоит в изучении функций веществ в сложных химических и биологических системах, анализе связи структуры вещества с его функциями и синтезе веществ с заданными функциями.
Итак, химических реакций протекающих вокруг человека очень много, они протекают постоянно. Что же необходимо сделать, чтобы не запутаться во всём многообразии химических реакций? Научиться их классифицировать и выявлять существенные признаки классов.
Цель данной работы: рассмотреть понятие «химическая реакция» и систематизировать и обобщить знания о классификации химических реакций.
Работа состоит из введения, двух глав, заключения и списка литературы. Общий объем работы 14 страниц.
1. Общее понятие о химической реакции
Химическая реакция - это превращение одних веществ в другие. Однако, такое определение нуждается в существенном дополнении.
Так, например, в ядерном реакторе или в ускорителе тоже одни вещества превращаются в другие, но такие превращения химическими не называют. В чем же здесь дело? В ядерном реакторе происходят ядерные реакции. Они заключаются в том, что ядра элементов при столкновении с частицами высокой энергии (ими могут быть нейтроны, протоны и ядра иных элементов) - разбиваются на осколки, представляющие собой ядра других элементов. Возможно и слияние ядер между собой. Эти новые ядра затем получают электроны из окружающей среды и, таким образом, завершается образование двух или нескольких новых веществ. Все эти вещества являются какими-либо элементами Периодической системы. В отличие от ядерных реакций, в химических реакциях не затрагиваются ядра атомов. Все изменения происходят только во внешних электронных оболочках. Разрываются одни химические связи и образуются другие.
Таким образом, химическими реакциями называются явления, при которых одни вещества, обладающие определенным составом и свойствами, превращаются в другие вещества - с другим составом и другими свойствами. При этом в составе атомных ядер изменений не происходит.
Выделим признаки и условия химических реакций (рис.1, 2).
Рисунок 1 – Признаки химических реакций
Рисунок 2 – Условия проведения химических реакций
Рассмотрим типичную химическую реакцию: сгорание природного газа (метана) в кислороде воздуха (данную реакцию можно наблюдать дома, у кого есть газовая плита) на рисунке 3.
Рисунок 3 - Сгорание природного газа (метана) в кислороде воздуха
Метан СН 4 и кислород О 2 реагируют между собой с образованием диоксида углерода СО 2 и воды Н 2 О. При этом разрываются связи между атомами С и Н в молекуле метана и между атомами кислорода в молекуле О 2 . На их месте возникают новые связи между атомами С и О, Н и О.
На рисунке 3 хорошо видно, что для успешного осуществления реакции на одну молекулу метана надо взять две молекулы кислорода. Однако записывать химическую реакцию с помощью рисунков молекул не слишком удобно, поэтому для записи химических реакций используют сокращенные формулы веществ - такая запись называется уравнением химической реакции.
Рисунок 4 – Уравнение реакции
Уравнение химической реакции показанной на рисунке 3 выглядит следующим образом
CH 4 +2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
Количество атомов разных элементов в левой и правой частях уравнения одинаково. В левой части один атом углерода в составе молекулы метана (СН 4), и в правой - тот же атом углерода мы находим в составе молекулы СО 2 . все четыре водородных атома из левой части уравнения мы обязательно найдем и в правой - в составе молекул воды.
В уравнении химической реакции для выравнивания количества одинаковых атомов в разных частях уравнения используются коэффициенты , которые записываются перед формулами веществ.
Рассмотрим другую реакцию - превращение оксида кальция СаО (негашеной извести) в гидроксид кальция Са(ОН) 2 (гашеную известь) под действием воды (рис.5).
Рисунок 5 - Оксид кальция СаО присоединяет молекулу воды Н 2 О
с образованием гидроксида кальция Са(ОН) 2
В отличие от математических уравнений, в уравнениях химических реакций нельзя переставлять левую и правую части. Вещества в левой части уравнения химической реакции называются реагентами , а в правой - продуктами реакции .
Если сделать перестановку левой и правой части в уравнении из рисунка 5, то получим уравнение совсем другой химической реакции
Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O
Если реакция между СаО и Н 2 О (рис. 4) начинается самопроизвольно и идет с выделением большого количества теплоты, то для проведения последней реакции, где реагентом служит Са(ОН) 2 , требуется сильное нагревание. Добавим также, что реагентами и продуктами могут быть не обязательно молекулы, но и атомы - если в реакции участвует какой-нибудь элемент или элементы в чистом виде, например
H 2 + CuO = Cu + H 2 O
Таким образом, мы подошли к классификации химических реакций, которую рассмотрим в следующей главе.
2. Классификация химических реакций
В процессе изучения химии приходится встречаться с классификациями химических реакций по различным признакам (табл.1).
Таблица 1 - Классификация химических реакций
По тепловому эффекту | Экзотермические – протекают с выделением энергии 4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5 + Q; CH 4 + 2О 2 → СО 2 + 2H 2 O + Q |
Эндотермические – протекают с поглощением энергии Cu(OH) 2 CuO + H 2 O – Q; C 8 H 18 C 8 H 16 + H 2 – Q | |
По числу и составу исходных и образовавшихся веществ | Реакции разложения – из одного сложного вещества образуется несколько более простых: СаСО 3 СаО + СО 2 C 2 H 5 OH → C 2 H 4 + H 2 O |
Реакции соединения – из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное: 2H 2 + О 2 → 2H 2 OC 2 H 4 + H 2 → C 2 H 6 | |
Реакции замещения – атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе: Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl | |
Реакции обмена – два сложных вещества обмениваются составными частями: AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3 HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O | |
По агрегатному состоянию реагирующих веществ | Гетерогенные – исходные вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях: Fe (т) + CuCl 2(р-р) → Cu (т) + FeCl 2(р-р) 2Na (т) + 2C 2 H 5 OH (ж) → 2C 2 H 5 ONa (р-р) + H 2(г) |
Гомогенные – исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии: H 2(г) + Cl 2(г) =2HCl (г) C 2 H 5 OH (ж) + CH 3 COOH (ж) → CH 3 COOC 2 H 5(ж) + H 2 O (ж) | |
По наличию катализатора | Каталитические 2H 2 O 2 2H 2 O + О 2 C 2 H 4 + H 2 C 2 H 4 |
Некаталитические S + О 2 SO 2 C 2 H 2 + 2Cl 2 → C 2 H 2 Cl 4 | |
По направлению | Необратимые – протекают в данных условиях только в одном направлении: H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2HCl CH 4 + 2О 2 → СО 2 + 2H 2 O |
Обратимые – протекают в данных условиях одновременно в двух противоположных направлениях: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 ; C 2 H 4 + H 2 ↔ C 2 H 6 | |
По изменению степени окисления атомов элементов | Окислительно-восстановительные – реакции, идущие с изменением степени окисления: Fe 0 + 2H +1 Cl -1 → Fe 2+ Cl 2 -1 + H 2 0 H +1 C 0 O -2 H +1 + H 2 → C -2 H 3 +1 O -2 H +1 |
Неокислительно-восстановительные – реакции, идущие без изменения степени окисления: S +4 O 4 -2 + H 2 O → H 2 + S +4 O 4 -2 CH 3 NH 2 + HCl → (CH 3 NH 3)Cl |
Как видим, существует различные способы классификации химических реакций, из которых более подробно мы рассмотрим следующие.
Химические свойства веществ выявляются в разнообразных химических реакциях.
Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями . Часто встречается и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).
Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.
В левой части уравнения пишутся формулы исходных веществ (реагентов), в правой части — веществ, получаемых в результате протекания химической реакции (продуктов реакции, конечных веществ). Знак равенства, связывающий левую и правую часть, указывает, что общее количество атомов веществ, участвующих в реакции, остается постоянным. Это достигается расстановкой перед формулами целочисленных стехиометрических коэффициентов, показывающих количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.
Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции. Если химическая реакция протекает под влиянием внешних воздействий (температура, давление, излучение и т.д.), это указывается соответствующим символом, как правило, над (или «под») знаком равенства.
Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.
В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:
1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.
2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.
3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.
4. Природа переносимых частиц.
5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.
6. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом — выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0):
С +О 2 = СО 2 + Q
и эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом — поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H >0):
N 2 +О 2 = 2NО — Q.
Такие реакции относят к термохимическим .
Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.
Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ
1. Реакции соединения
При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:
Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.
Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,
так и относиться к числу окислительно-восстановительных:
2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .
2. Реакции разложения
Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:
А = В + С + D.
Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.
Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:
t o | ||
4HNO 3 | = | 2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O. |
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,
(NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.
Реакции разложения в органической химии носят название крекинга :
С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 ,
или дегидрирования
C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 .
3. Реакции замещения
При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:
А + ВС = АВ + С.
Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:
2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 ,
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,
2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 ,
2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 .
Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:
СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 ,
Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 ,
Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена :
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl.
4. Реакции обмена
Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:
АВ + СD = АD + СВ.
Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:
ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,
AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3 ,
СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.
Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации :
НСl + КОН = КСl + Н 2 О.
Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:
NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 ,
Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О,
СН 3 СООNа + Н 3 РО 4 = СН 3 СООН + NаН 2 РО 4 .
5. Реакции переноса.
При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой:
АВ + ВС = А + В 2 С,
А 2 В + 2СВ 2 = АСВ 2 +АСВ 3 .
Например:
2AgCl + SnCl 2 = 2Ag + SnCl 4 ,
H 2 O + 2NO 2 = HNO 2 + HNO 3 .
Классификация реакций по фазовым признакам
В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:
1. Газовые реакции
H 2 + Cl 2 | 2HCl. |
2. Реакции в растворах
NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н 2 О(ж)
3. Реакции между твердыми веществами
t o | ||
СаО(тв) +SiO 2 (тв) | = | СаSiO 3 (тв) |
Классификация реакций по числу фаз.
Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.
Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:
1.Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.
2.Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:
газожидкофазные реакции
CO 2 (г) + NaOH(p-p) = NaHCO 3 (p-p).
газотвердофазные реакции
СO 2 (г) + СаО(тв) = СаСO 3 (тв).
жидкотвердофазные реакции
Na 2 SO 4 (р-р) + ВаСl 3 (р-р) = ВаSО 4 (тв)↓ + 2NaСl(p-p).
жидкогазотвердофазные реакции
Са(НСО 3) 2 (р-р) + Н 2 SО 4 (р-р) = СО 2 (r) +Н 2 О(ж) + СаSО 4 (тв)↓.
Классификация реакций по типу переносимых частиц
1. Протолитические реакции.
К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.
В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:
К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.
2. Окислительно-восстановительные реакции.
К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:
Zn + 2H + → Zn 2 + + H 2 ,
FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,
Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.
3. Лиганднообменные реакции.
К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:
Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2 ,
Fe + 5CO = ,
Al(OH) 3 + NaOH = .
Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.
4. Реакции атомно-молекулярного обмена.
К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму.
Обратимые и необратимые химические реакции
Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.
Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:
Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:
СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О.
Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:
2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2 ,
или окисление глюкозы кислородом воздуха:
С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О.
Классификацию химических реакций в неорганической и органической химии осуществляют на основании различных классифицирующих признаков, сведения о которых приведены в таблице ниже.
По изменению степени окисления элементов
Первый признак классификации — по изменению степени окисления элементов, образующих реагенты и продукты.
а) окислительно-восстановительные
б) без изменения степени окисления
Окислительно-восстановительными
называют реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов. К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. К реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.
По числу и составу реагентов и продуктов
Химические реакции классифицируются по характеру процесса, т.е по числу и составу реагентов и продуктов.
Реакциями соединения
называют химические реакции, в результате которых сложные молекулы получаются из нескольких более простых, например:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Реакциями разложения
называют химические реакции, в результате которых простые молекулы получаются из более сложных, например:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Реакции разложения можно рассматривать как процессы, обратные соединению.
Реакциями замещения
называют химические реакции, в результате которых атом или группа атомов в молекуле вещества замещается на другой атом или группу атомов, например:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Их отличительный признак - взаимодействие простого вещества со сложным. Такие реакции есть и в органической химии.
Однако понятие «замещение» в органике шире, чем в неорганической химии. Если в молекуле исходного вещества какой-либо атом или функциональная группа заменяются на другой атом или группу, это тоже реакции замещения, хотя с точки зрения неорганической химии процесс выглядит как реакция обмена.
— обмена (в том числе и нейтрализации).
Реакциями обмена
называют химические реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов и приводящие к обмену составных частей реагентов, например:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
По возможности протекать в обратном направлении
По возможности протекать в обратном направлении – обратимые и необратимые.
Обратимыми называют химические реакции, протекающие при данной температуре одновременно в двух противоположных направлениях с соизмеримыми скоростями. При записи уравнений таких реакций знак равенства заменяют противоположно направленными стрелками. Простейшим примером обратимой реакции является синтез аммиака взаимодействием азота и водорода:
N 2 +3H 2 ↔2NH 3
Необратимыми называют реакции, протекающие только в прямом направлении, в результате которых образуются продукты, не взаимодействующие между собой. К необратимым относят химические реакции, в результате которых образуются малодиссоциированные соединения, происходит выделение большого количества энергии, а также те, в которых конечные продукты уходят из сферы реакции в газообразном виде или в виде осадка, например:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O 2 = 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
По тепловому эффекту
Экзотермическими называют химические реакции, идущие с выделением теплоты. Условное обозначение изменения энтальпии (теплосодержания) ΔH, а теплового эффекта реакции Q. Для экзотермических реакций Q > 0, а ΔH < 0.
Эндотермическими называют химические реакции, идущие с поглощением теплоты. Для эндотермических реакций Q < 0, а ΔH > 0.
Реакции соединения как правило будут реакциями экзотермическими, а реакции разложения - эндотермическими. Редкое исключение - реакция азота с кислородом - эндотермическая:
N2 + О2 → 2NO – Q
По фазе
Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной среде (однородные вещества, в одной фазе, например г-г, реакции в растворах).
Гетерогенными называют реакции, протекающие в неоднородной среде, на поверхности соприкосновения реагирующих веществ, находящихся в разных фазах, например, твердой и газообразной, жидкой и газообразной, в двух несмешивающихся жидкостях.
По использованию катализатора
Катализатор – вещество ускоряющее химическую реакцию.
Каталитические реакции протекают только в присутствии катализатора (в том числе и ферментативные).
Некаталитические реакции идут в отсутствие катализатора.
По типу разрыва связей
По типу разрыва химической связи в исходной молекуле различают гомолитические и гетеролитические реакции.
Гомолитическими называются реакции, при которых в результате разрыва связей образуются частицы, имеющие неспаренный электрон - свободные радикалы.
Гетеролитическими называют реакции, протекающие через образование ионных частиц - катионов и анионов.
- гомолитические (равный разрыв, каждый атом по 1 электрону получает)
- гетеролитический (неравный разрыв – одному достается пара электронов)
Радикальными (цепными) называют химические реакции с участием радикалов, например:
CH 4 + Cl 2 hv →CH 3 Cl + HCl
Ионными называют химические реакции, протекающие с участием ионов, например:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Электрофильными называют гетеролитические реакции органических соединений с электрофилами - частицами, несущими целый или дробный положительный заряд. Они подразделяются на реакции электрофильного замещения и электрофильного присоединения, например:
C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl
H 2 C =CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br
Нуклеофильными называют гетеролитические реакции органических соединений с нуклеофилами - частицами, несущими целый или дробный отрицательный заряд. Они подразделяются на реакции нуклеофильного замещения и нуклеофильного присоединения, например:
CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr
CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Классификация органических реакций
Классификация органических реакций приведена в таблице:
Все вещества можно разделить на простые (состоящие из атомов одного химического элемента) и сложные (состоящие из атомов разных химических элементов). Простые вещества делятся на металлы и неметаллы .
Металлы обладают характерным “металлическим” блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы, кроме ртути, находятся в твердом состоянии.
Неметаллы не обладают блеском, хрупки, плохо проводят теплоту и электричество. При комнатной температуре некоторые неметаллы находятся в газообразном состоянии.
Сложные вещества делят на органические и неорганические.
Органическими соединениями принято называть соединения углерода. Органические соединения входят в состав биологических тканей и являются основой жизни на Земле.
Все остальные соединения называются неорганическими (реже минеральными). Простые соединения углерода (СО, СО 2 и ряд других) принято относить к неорганическим соединениям, их обычно рассматривают в курсе неорганической химии.
Классификация неорганических соединений
Неорганические вещества делят на классы либо по составу (бинарные и многоэлементные; кислородосодержащие, азотсодержащие и т.п.), либо по функциональным признакам.
К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемых по функциональным признакам, относятся соли, кислоты, основания и оксиды.
Соли – это соединения, которые в растворе диссоциируют на катионы металла и кислотные остатки. Примерами солей могут служить, например, сульфат бария BaSO 4 и хлорид цинка ZnCl 2 .
Кислоты – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. Примерами неорганических кислот могут служить соляная (НCl), серная (H 2 SO 4), азотная (HNO 3), фосфорная (H 3 PO 4) кислоты. Наиболее характерное химическое свойство кислот – их способность реагировать с основаниями с образованием солей. По степени диссоциации в разбавленных растворах кислоты подразделяются на сильные кислоты, кислоты средней силы и слабые кислоты. По окислительно–восстановительной способности различают кислоты–окислители (HNO 3) и кислоты–восстановители (HI, H 2 S). Кислоты реагируют с основаниями, амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей.
Основания – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием только гидроксид-анионов (OH 1-). Растворимые в воде основания называют щелочами (КОН, NaOH). Характерное свойство оснований – взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды.
Оксиды – это соединения двух элементов, один из которых кислород. Различают оксиды основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды образованы только металлами (CaO, K 2 O), им соответствуют основания (Ca(OH) 2 , KOH). Кислотные оксиды образуются неметаллами (SO 3 , P 2 O 5) и металлами, проявляющими высокую степень окисления (Mn 2 O 7), им соответствуют кислоты (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , HMnO 4). Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют кислотные и основные свойства, взаимодействуют с кислотами и основаниями. К ним относятся Al 2 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 и ряд других. Существуют оксиды, не проявляющие ни основных, ни кислотных свойств. Такие оксиды называются безразличными (N 2 O, CO и др.)
Классификация органических соединений
Углерод в органических соединениях, как правило, образует устойчивые структуры, в основе которых лежат углерод-углеродные связи. В способности образовывать такие структуры углерод не имеет себе равных среди других элементов. Большинство органических молекул состоит из двух частей: фрагмента, который в ходе реакции остаётся без изменения, и группы, подвергающейся при этом превращениям. В связи с этим определяется принадлежность органических веществ к тому или иному классу и ряду соединений.
Неизменный фрагмент молекулы органического соединения принято рассматривать в качестве остова молекулы. Он может иметь углеводородную или гетероциклическую природу. В связи с этим можно условно выделить четыре больших ряда соединений: ароматический, гетероциклический, алициклический и ациклический.
В органической химии также выделяют дополнительные ряды: углеводороды, азотсодержащие соединения, кислородосодержащие соединения, серосодержащие соединения, галогеносодержащие соединения, металлоорганические соединения, кремнийорганические соединения.
В результате комбинации этих основополагающих рядов образуются составные ряды, например: "Ациклические углеводороды", "Ароматические азотсодержащие соединения".
Наличие тех или иных функциональных групп либо атомов элементов определяет принадлежность соединения к соответствующему классу. Среди основных классов органических соединений выделяют алканы, бензолы, нитро- и нитрозосоединения, спирты, фенолы, фураны, эфиры и большое количество других.
Типы химических связей
Химическая связь – это взаимодействие, удерживающее два или несколько атомов, молекул или любую комбинацию из них. По своей природе химическая связь представляет собой электрическую силу притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными атомными ядрами. Величина этой силы притяжения зависит главным образом от электронной конфигурации внешней оболочки атомов.
Способность атома образовывать химические связи характеризуется его валентностью. Электроны, участвующие в образовании химической связи, называются валентными.
Различают несколько типов химических связей: ковалентную, ионную, водородную, металлическую.
При образовании ковалентной связи происходит частичное перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, образуются электронные пары. Ковалентная связь оказывается тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Различают полярную и неполярную ковалентные связи.
Если двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , N 2), то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной (гомеополярной). Если же двухатомная молекула состоит из разных атомов, то электронное облако смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Такая ковалентная связь называется полярной (гетерополярной). Примерами соединений с такой связью могут служить HCl, HBr, HJ.
В рассмотренных примерах каждый из атомов обладает одним неспаренным электроном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара – возникает ковалентная связь. В невозбужденном атоме азота имеется три неспаренных электрона, за счет этих электронов азот может участвовать в образовании трех ковалентных связей (NH 3). Атом углерода может образовать 4 ковалентных связи.
Перекрывание электронных облаков возможно только при их определенной взаимной ориентации, при этом область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Другими словами, ковалентная связь обладает направленностью.
Энергия ковалентных связей находится в пределах 150–400 кДж/моль.
Химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением, называется ионной связью . Ионную связь можно рассматривать как предел полярной ковалентной связи. В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает направленностью и насыщаемостью.
Важным типом химической связи является связь электронов в металле. Металлы состоят из положительных ионов, которые удерживаются в узлах кристаллической решетки, и свободных электронов. При образовании кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются и электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую. Эти электроны уже не принадлежат определенному атому металла, они находятся на гигантских орбиталях, которые простираются по всей кристаллической решетке. Химическая связь, осуществляемая в результате связывания положительных ионов решетки металла свободными электронами, называется металлической.
Между молекулами (атомами) веществ могут осуществляться слабые связи. Одна из самых важных – водородная связь , которая может быть межмолекулярной и внутримолекулярной . Водородная связь возникает между атомом водорода молекулы (он заряжен частично положительно) и сильно электроотрицательным элементом молекулы (фтор, кислород и т.п.).
Энергия водородной связи значительно меньше энергии ковалентной связи и не превышает 10 кДж/моль. Однако этой энергии оказывается достаточно для создания ассоциаций молекул, затрудняющих отрыв молекул друг от друга. Водородные связи играют важную роль в биологических молекулах (белках и нуклеиновых кислотах), во многом определяют свойства воды.
Силы Ван-дер-Ваальса также относятся к слабым связям. Они обусловлены тем, что любые две нейтральных молекулы (атома) на очень близких расстояниях слабо притягиваются из-за электромагнитных взаимодействий электронов и ядер одной молекулы с электронами и ядрами другой.
Лекция: Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
Виды химических реакций в неорганической химии
А) Классификация по количеству начальных веществ:
Разложение – вследствие данной реакции, из одного имеющегося сложного вещества, образуются два или несколько простых, а так же сложных веществ.
Пример: 2Н 2 O 2 → 2Н 2 O + O 2Соединение – это такая реакция, при которой из двух и более простых, а также сложных веществ, образуется одно, но более сложное.
Пример: 4Al+3O 2 → 2Al 2 O 3
Замещение – это определенная химическая реакция, которая проходит между некоторыми простыми, а так же сложными веществами. Атомы простого вещества, в данной реакции, замещаются на атомы одного из элементов, находящегося в сложном веществе.Пример: 2КI + Cl2 → 2КCl + I 2
Обмен – это такая реакция, при которой два сложных по строению вещества обмениваются своими частями.Пример: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2
Б) Классификация по тепловому эффекту:
Экзотермические реакции – это определенные химические реакции, при которых происходит выделение тепла.Примеры:
S +O 2 → SO 2 + Q
2C 2 H 6 + 7O 2 → 4CO 2 +6H 2 O + Q
Эндотермические реакции
– это определенные химические реакции, при которых происходит поглощение тепла. Как правило, это реакции разложения.
Примеры:
CaCO 3 → CaO + CO 2 – Q
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 – Q
Теплота, которая выделяется или поглощается в результате химической реакции, называется тепловым эффектом.
Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции, называют термохимическими .
В) Классификация по обратимости:
Обратимые реакции – это реакции, которые протекают при одинаковых условиях во взаимопротивоположных направлениях.Пример: 3H 2 + N 2 ⇌ 2NH 3
Необратимые реакции – это реакции, которые протекают только в одном направлении, а так же завершающиеся полным расходом всех исходных веществ. При этих реакциях выделяе тся газ, осадок, вода.Пример: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2
Г) Классификация по изменению степени окисления:
Окислительно - восстановительные реакции – в процессе данных реакций происходит изменение степени окисления.Пример: Сu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.
Не окислительно - восстановительные – реакции без изменения степени окисления.Пример: HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O.
Д) Классификация по фазе:
Гомогенные реакции – реакции, протекающие в одной фазе, когда исходные вещества и продукты реакции имеют одно агрегатное состояние.Пример: Н 2 (газ) + Cl 2 (газ) → 2HCL
Гетерогенные реакции – реакции, протекающие на поверхности раздела фаз, при которых продукты реакции и исходные вещества имеют разное агрегатное состояние.Пример: CuO+ H 2 → Cu+H 2 O
Классификация по использованию катализатора:
Катализатор – вещество, которое ускоряет реакцию. Каталитическая реакция протекает в присутствии катализатора, некаталитическая – без катализатора.
Пример:
2H 2 0 2 MnO 2
→
2H 2 O + O 2 катализатор MnO 2
Взаимодействие щелочи с кислотой протекает без катализатора.
Пример:
КOH + HCl →
КCl + H 2 O
Ингибиторы – вещества, замедляющие реакцию.
Катализаторы и ингибиторы сами в ходе реакции не расходуются.
Виды химических реакций в органической химии
Замещение – это реакция, в процессе которой происходит замена одного атома/группы атомов, в исходной молекуле, на иные атомы/группы атомов.
Пример: СН 4 + Сl 2 → СН 3 Сl + НСl
Присоединение – это реакции, при которых несколько молекул вещества соединяются в одну. К реакциям присоединения относятся:
- Гидрирование – реакция, в процессе которой происходит присоединение водорода по кратной связи.
Пример: СН 3 -СН = СН 2 (пропен) + Н 2 → СН 3 -СН 2 -СН 3 (пропан)
Гидрогалогенирование – реакция, присоединяющая галогенводород.
Пример:
СН 2 = СН 2 (этен) + НСl → СН 3 -СН 2 -Сl (хлорэтан)
Алкины реагируют с галогеноводородами (хлороводородом, бромоводородом) так же, как и алкены. Присоединение в химической реакции проходит в 2 стадии, и определяется правилом Марковникова:
При присоединении протонных кислот и воды к несимметричным алкенам и алкинам атом водорода присоединяется к наиболее гидрогенизированному атому углерода.
Механизм данной химической реакции. Образующийся в 1 - ой, быстрой стадии, p- комплекс во 2 - ой медленной стадии постепенно превращается в s-комплекс - карбокатион. В 3 - ей стадии происходит стабилизация карбокатиона – то есть взаимодействие с анионом брома:
И1, И2 - карбокатионы. П1, П2 - бромиды.
Галогенирование – реакция, при которой присоединяется галоген. Галогенированием так же, называют все процессы, в результате которых в органические соединения вводятся атомы галогена. Данное понятие употребляется в "широком смысле". В соответствии с данным понятием, различают следующие химические реакции на основе галогенирования: фторирование, хлорирование, бромирование, йодирование.
Галогенсодержащие органические производные считаются важнейшими соединениями, которые применяются как в органическом синтезе, так и в качестве целевых продуктов. Галогенпроизводные углеводородов, считаются исходными продуктами в большом количестве реакций нуклеофильного замещения. Что касается практического использования соединений, содержащих галоген, то они применяются в виде растворителей, например хлорсодержащие соединения, холодильных агентов - хлорфторпроизводные, фреоны, пестицидов, фармацевтических препаратов, пластификаторов, мономеров для получения пластмасс.
Гидратация – реакции присоединения молекулы воды по кратной связи.
Полимеризация – это особый вид реакции, при которой молекулы вещества, имеющие относительную невеликую молекулярную массу, присоединяются друг к другу, впоследствии образовывая молекулы вещества с высокой молекулярной массой.
| |