Reverzibilní reakce v organické chemii. Klasifikace chemických reakcí v anorganické a organické chemii. Klasifikace organických reakcí

Typ reakce

Příklad

není doprovázeno změnou složení

Alotropní modifikace

C (grafit) C (diamant)

se změnou složení látek

s uvolňováním nebo absorpcí tepla

Se změnou oxidačního stavu

Vůči

Změnou fázového složení

Pomocí katalyzátoru

Dodatek 3

Napište termochemickou rovnici pro spalovací reakci metanu, je-li známo, že spálením 5,6 litru tohoto plynu (n.a.) se uvolní 225 kJ tepla.

Když se 18 g hliníku spojí s kyslíkem, uvolní se 547 kJ tepla. Napište termochemickou rovnici pro tuto reakci.

lekce 2

Klasifikace chemických reakcí v anorganické chemii

Chemické reakce jsou klasifikovány podle různých kritérií.

Podle počtu výchozích látek a reakčních produktů

rozklad - reakce, při které z jedné sloučeniny vznikají dvě nebo více jednoduchých nebo složitých látek

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Sloučenina- reakce, při které se dvě nebo více jednoduchých nebo složitých látek tvoří v jednu složitější

NH3 + HCl -> NH4Cl

substituce- reakce probíhající mezi jednoduchými a složenými látkami, při které jsou atomy jednoduché látky nahrazeny atomy některého z prvků ve složité látce.

Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2

Výměna reakce, při které si dvě sloučeniny vyměňují své složky

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Jedna z výměnných reakcí neutralizace Je to reakce mezi kyselinou a zásadou, při které vzniká sůl a voda.

NaOH + HCl → NaCl + H20

Tepelným efektem

Reakce, které uvolňují teplo, se nazývají exotermické reakce.

C + O 2 → CO 2 + Q

2) Reakce, které probíhají při absorpci tepla, se nazývají endotermické reakce.

N2 + O2 → 2NO - Q

Na základě reverzibility

reverzibilní Reakce, které probíhají za stejných podmínek ve dvou vzájemně opačných směrech.

Reakce, které probíhají pouze jedním směrem a končí úplnou přeměnou výchozích látek na konečné, se nazývají nevratné v tomto případě by se měl uvolnit plyn, sraženina nebo látka s nízkou disociací, voda.

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Na2C03 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H20

Redoxní reakce- reakce probíhající se změnou stupně oxidace.

Ca + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

A reakce, které probíhají beze změny oxidačního stavu.

HNO3 + KOH → KNO3 + H20

5.Homogenní reakce, pokud jsou výchozí materiály a reakční produkty ve stejném stavu agregace. A heterogenní reakce, pokud jsou reakční produkty a výchozí materiály v různých stavech agregace.

Například: syntéza amoniaku.

Redoxní reakce.

Existují dva procesy:

Oxidace- to je návrat elektronů, v důsledku toho se zvyšuje stupeň oxidace. Atom je molekula nebo iont, který daruje elektron, se nazývá redukční činidlo.

Mg 0 - 2e → Mg +2

zotavení - proces přidávání elektronů, v důsledku toho se stupeň oxidace snižuje. Atom Molekula nebo iont, který přijímá elektron, se nazývá oxidační činidlo.

S 0 +2e → S -2

O 20 +4e → 2O -2

U redoxních reakcí je třeba dodržovat pravidlo elektronické váhy(počet připojených elektronů se musí rovnat uvedenému počtu, neměly by tam být volné elektrony). Také je třeba dodržovat atomová rovnováha(počet podobných atomů na levé straně by se měl rovnat počtu atomů na pravé straně)

Pravidlo zápisu redoxních reakcí.

Napište reakční rovnici

Nastavte oxidační stav

Najděte prvky, jejichž oxidační stav se mění

Napište je ve dvojicích.

Najděte oxidační činidlo a redukční činidlo

Napište proces oxidace nebo redukce

Vyrovnejte elektrony pomocí pravidla elektronické rovnováhy (najděte i.c.) umístěním koeficientů

Napište souhrnnou rovnici

Vložte koeficienty do rovnice chemické reakce

KCl03 -> KCl04 + KCl; N2 + H2 -> NH3; H2S + O2 -> SO2 + H20; Al + O 2 \u003d Al 2 O 3;

Сu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H20; KCl03 -> KCl + 02; P + N20 \u003d N2 + P205;

NO 2 + H20 \u003d HNO 3 + NO

. Rychlost chemických reakcí. Závislost rychlosti chemických reakcí na koncentraci, teplotě a povaze reaktantů.

Chemické reakce probíhají různou rychlostí. Věda se zabývá studiem rychlosti chemické reakce a identifikací její závislosti na podmínkách procesu - chemická kinetika.

υ homogenní reakce je určeno změnou množství látky na jednotku objemu:

υ \u003d Δ n / Δt ∙ V

kde Δ n je změna počtu molů jedné z látek (nejčastěji výchozí, ale může být i produktem reakce), (mol);

V - objem plynu nebo roztoku (l)

Protože Δ n / V = ​​​​ΔC (změna koncentrace), pak

υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)

υ heterogenní reakce je dáno změnou množství látky za jednotku času na jednotku kontaktního povrchu látek.

υ \u003d Δ n / Δt ∙ S

kde Δ n je změna množství látky (činidla nebo produktu), (mol);

Δt je časový interval (s, min);

S - plocha kontaktu látek (cm 2, m 2)

Proč nejsou rychlosti různých reakcí stejné?

Aby mohla začít chemická reakce, musí se molekuly reaktantů srazit. Ale ne každá srážka vede k chemické reakci. Aby srážka mohla vést k chemické reakci, musí mít molekuly dostatečně vysokou energii. Částice, které se navzájem srazí, aby prošly chemickou reakcí, se nazývají aktivní. Mají přebytek energie ve srovnání s průměrnou energií většiny částic – aktivační energií E Akt . V látce je mnohem méně aktivních částic než s průměrnou energií, proto, aby mohlo být zahájeno mnoho reakcí, musí systém dostat určitou energii (záblesk světla, zahřívání, mechanický šok).

Energetická bariéra (hodnota E Akt) různých reakcí se liší, čím je nižší, tím snadněji a rychleji reakce probíhá.

2. Faktory ovlivňující υ(počet srážek částic a jejich účinnost).

1) Povaha reaktantů: jejich složení, struktura => aktivační energie

▪ čím méně E Akt, tím více υ;

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

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Úkol 1. Rychlost určité reakce při 0 0 C je 1 mol/l ∙ h, teplotní koeficient reakce je 3. Jaká bude rychlost této reakce při 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) Koncentrace:čím více, tím častěji dochází ke srážkám a υ. Při konstantní teplotě pro reakci mA + nB = C podle zákona o působení hmoty:

υ \u003d k ∙ С A m ∙ C B n

kde k je rychlostní konstanta;

С – koncentrace (mol/l)

Zákon působících mas:

Rychlost chemické reakce je úměrná součinu koncentrací reaktantů, braných v mocninách rovných jejich koeficientům v reakční rovnici.

Úkol 2. Reakce probíhá podle rovnice A + 2B → C. Kolikrát a jak se změní rychlost reakce při trojnásobném zvýšení koncentrace látky B?

Řešení: υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ ve 2

υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 ve 2

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

Odpověď: zvýšit 9krát

U plynných látek závisí rychlost reakce na tlaku

Čím větší tlak, tím vyšší rychlost.

4) Katalyzátory Látky, které mění mechanismus reakce E Akt => υ .

▪ Katalyzátory zůstávají na konci reakce nezměněny

▪ Enzymy jsou biologické katalyzátory, přirozeně proteiny.

▪ Inhibitory - látky, které ↓ υ

1. V průběhu reakce se koncentrace činidel:

1) zvyšuje

2) se nemění

3) klesá

4) nevím

2. Když reakce probíhá, koncentrace produktů:

1) zvyšuje

2) se nemění

3) klesá

4) nevím

3. Pro homogenní reakci A + B → ... při současném trojnásobném zvýšení molární koncentrace výchozích látek se rychlost reakce zvýší:

1) 2krát

2) 3krát

4) 9krát

4. Reakční rychlost H 2 + J 2 → 2HJ se sníží 16krát se současným poklesem molárních koncentrací činidel:

1) 2krát

2) 4 krát

5. Rychlost reakce CO 2 + H 2 → CO + H 2 O se zvyšuje se zvýšením molárních koncentrací 3krát (CO 2) a 2krát (H 2) se zvyšuje:

1) 2krát

2) 3krát

4) 6krát

6. Rychlost reakce C (T) + O 2 → CO 2 s V-konst a zvýšením množství činidel 4krát se zvyšuje:

1) 4 krát

4) 32krát

10. Rychlost reakce A + B → ... se zvýší s:

1) snížení koncentrace A

2) zvýšení koncentrace B

3) chlazení

4) snížení tlaku

7. Rychlost reakce Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 je vyšší při použití:

1) železný prášek, ne hobliny

2) Železné třísky, ne prášek

3) koncentrovaná H2SO4, neředěná H2SO4

4) nevím

8. Reakční rychlost 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 bude vyšší, pokud použijete:

1) 3% roztok H202 a katalyzátor

2) 30% roztok H202 a katalyzátor

3) 3% roztok H 2 O 2 (bez katalyzátoru)

4) 30% roztok H 2 O 2 (bez katalyzátoru)

chemická bilance. Faktory ovlivňující posun rovnováhy. Le Chatelierův princip.

Chemické reakce lze rozdělit podle jejich směru

▪ nevratné reakce probíhají pouze jedním směrem (iontoměničové reakce s , ↓, MDS, spalování a některé další.)

Například AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3

▪ Reverzibilní reakce za stejných podmínek proudí v opačných směrech (↔).

Například N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Stav vratné reakce, ve kterém υ → = υ ← volala chemikálie Zůstatek.

Aby reakce v chemickém průmyslu proběhla co nejúplněji, je nutné posunout rovnováhu směrem k produktu. Chcete-li určit, jak jeden nebo druhý faktor změní rovnováhu v systému, použijte Le Chatelierův princip(1844):

Le Chatelierův princip: Působí-li na systém v rovnováze vnější vliv (změna t, p, C), pak se rovnováha posune ve směru, který tento vliv oslabí.

Rovnováha se mění:

1) při C reagovat →,

v C prod ← ;

2) při p (pro plyny) - ve směru klesajícího objemu,

při ↓ p - ve směru rostoucího V;

pokud reakce probíhá beze změny počtu molekul plynných látek, pak tlak neovlivňuje rovnováhu v této soustavě.

3) při t - směrem k endotermické reakci (- Q),

při ↓ t - směrem k exotermické reakci (+ Q).

Úkol 3. Jak by se měly měnit koncentrace látek, tlak a teplota homogenního systému PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q, aby se rovnováha posunula směrem k rozkladu PCl 5 (→)

↓ C (PCl 3) a C (Cl 2)

Úkol 4. Jak posunout chemickou rovnováhu reakce 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q při

a) zvýšení teploty;

b) zvýšení tlaku

1. Metoda, která posouvá rovnováhu reakce 2CuO (T) + CO Cu 2 O (T) + CO 2 doprava (→) je:

1) zvýšení koncentrace oxidu uhelnatého

2) zvýšení koncentrace oxidu uhličitého

3) snížení koncentrace mělkého oxidu (I)

4) snížení koncentrace oxidu měďnatého (II)

2. Při homogenní reakci 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O se s rostoucím tlakem bude rovnováha posouvat:

2) že jo

3) se nepohne

4) nevím

8. Při zahřívání rovnováha reakce N 2 + O 2 2NO - Q:

1) posunout doprava

2) přesuňte se doleva

3) se nepohne

4) nevím

9. Po ochlazení rovnováha reakce H 2 + S H 2 S + Q:

1) přesuňte se doleva

2) posunout doprava

3) se nepohne

4) nevím

1. Klasifikace chemických reakcí v anorganické a organické chemii

   Dokument

   Úkoly A 19 (USE 2012) Klasifikace chemikálie reakce v anorganické a organické chemie. NA reakce substituce se týká interakce: 1) propenu a vody, 2) ...

2. Tematické plánování výuky chemie v 8.–11. ročníku 6

   Tematické plánování

   1 Chemikálie reakce 11 11 Klasifikace chemikálie reakce v anorganické chemie. (C) 1 Klasifikace chemikálie reakce v organickém chemie. (C) 1 rychlost chemikálie reakce. Aktivační energie. 1 Faktory ovlivňující rychlost chemikálie reakce ...

3. Otázky ke zkouškám z chemie pro studenty 1. ročníku nu(K)orc pho

   Dokument

   Metan, využití metanu. Klasifikace chemikálie reakce v anorganické chemie. Fyzické a chemikálie vlastnosti a použití ethylenu. Chemikálie rovnováha a její podmínky...

4. DEFINICE

   Chemická reakce nazývá se přeměna látek, při kterých dochází ke změně jejich složení a (nebo) struktury.

   Chemickými reakcemi se nejčastěji rozumí proces přeměny výchozích látek (činidel) na látky konečné (produkty).

   Chemické reakce se zapisují pomocí chemických rovnic obsahujících vzorce výchozích látek a reakčních produktů. Podle zákona zachování hmotnosti je počet atomů každého prvku na levé a pravé straně chemické rovnice stejný. Obvykle se vzorce výchozích látek píší na levou stranu rovnice a vzorce produktů na pravou stranu. Rovnosti počtu atomů každého prvku v levé a pravé části rovnice je dosaženo umístěním celočíselných stechiometrických koeficientů před vzorce látek.

   Chemické rovnice mohou obsahovat další informace o vlastnostech reakce: teplota, tlak, záření atd., což je označeno odpovídajícím symbolem nad (nebo „pod“) rovnítkem.

   Všechny chemické reakce lze seskupit do několika tříd, které mají určité vlastnosti.

   Klasifikace chemických reakcí podle počtu a složení výchozích a výsledných látek

   Podle této klasifikace se chemické reakce dělí na reakce kombinační, rozkladné, substituční, výměnné.

   Jako výsledek složené reakce ze dvou nebo více (složitých nebo jednoduchých) látek vzniká jedna nová látka. Obecně bude rovnice pro takovou chemickou reakci vypadat takto:

   Například:

   CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

   SO3 + H20 \u003d H2SO4

   2Mg + O2 \u003d 2MgO.

   2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

   Kombinační reakce jsou ve většině případů exotermické, tzn. proudit s uvolňováním tepla. Pokud se reakce účastní jednoduché látky, pak jsou takové reakce nejčastěji redoxní (ORD), tzn. nastávají se změnou oxidačních stavů prvků. Nelze jednoznačně říci, zda lze reakci sloučeniny mezi komplexními látkami připsat OVR.

   Reakce, ve kterých se z jedné komplexní látky vytvoří několik dalších nových látek (složitých nebo jednoduchých), jsou klasifikovány jako rozkladné reakce. Obecně bude rovnice pro reakci chemického rozkladu vypadat takto:

   Například:

   CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

   2H20 \u003d 2H2 + O2 (2)

   CuSO 4 × 5 H 2 O \u003d CuSO 4 + 5 H 2 O (3)

   Cu (OH) 2 \u003d CuO + H2O (4)

   H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (5)

   2SO 3 \u003d 2SO 2 + O 2 (6)

   (NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H20 (7)

   Většina rozkladných reakcí probíhá zahříváním (1,4,5). Je možný rozklad elektrickým proudem (2). Rozklad krystalických hydrátů, kyselin, zásad a solí kyselin obsahujících kyslík (1, 3, 4, 5, 7) probíhá beze změny oxidačních stavů prvků, tzn. tyto reakce se nevztahují na OVR. Mezi rozkladné reakce OVR patří rozklad oxidů, kyselin a solí tvořených prvky ve vyšších oxidačních stavech (6).

   Rozkladné reakce se vyskytují také v organické chemii, ale pod jinými názvy - krakování (8), dehydrogenace (9):

   C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)

   C4H10 \u003d C4H6 + 2H2 (9)

   V substituční reakce jednoduchá látka interaguje se složitou a tvoří novou jednoduchou a novou komplexní látku. Obecně bude rovnice pro chemickou substituční reakci vypadat takto:

   Například:

   2Al + Fe 2 O 3 \u003d 2Fe + Al 2 O 3 (1)

   Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (2)

   2KBr + Cl 2 \u003d 2 KCl + Br 2 (3)

   2KS103 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2 (4)

   CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2 (5)

   Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 = ZCaSiO 3 + P 2 O 5 (6)

   CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + Hcl (7)

   Substituční reakce jsou většinou redoxní reakce (1 - 4, 7). Příkladů rozkladných reakcí, při kterých nedochází ke změně oxidačních stavů, je málo (5, 6).

   Směnné reakce nazývané reakce, ke kterým dochází mezi komplexními látkami, při kterých si vyměňují své složky. Obvykle se tento termín používá pro reakce zahrnující ionty ve vodném roztoku. Obecně bude rovnice pro chemickou výměnnou reakci vypadat takto:

   AB + CD = AD + CB

   Například:

   CuO + 2HCl \u003d CuCl2 + H2O (1)

   NaOH + HCl \u003d NaCl + H20 (2)

   NaHC03 + HCl \u003d NaCl + H20 + CO2 (3)

   AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

   CrCl 3 + ZNaOH = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)

   Výměnné reakce nejsou redoxní. Zvláštním případem těchto výměnných reakcí jsou reakce neutralizační (reakce interakce kyselin s alkáliemi) (2). Výměnné reakce probíhají ve směru, kdy je alespoň jedna z látek odstraňována z reakční sféry ve formě plynné látky (3), sraženiny (4, 5) nebo nízkodisociující sloučeniny, nejčastěji vody (1, 2).

   Klasifikace chemických reakcí podle změn oxidačních stavů

   V závislosti na změně oxidačních stavů prvků tvořících reaktanty a reakční produkty se všechny chemické reakce dělí na redoxní (1, 2) a probíhající beze změny oxidačního stavu (3, 4).

   2Mg + CO2 \u003d 2MgO + C (1)

   Mg 0 - 2e \u003d Mg 2+ (redukční činidlo)

   C 4+ + 4e \u003d C 0 (oxidační činidlo)

   FeS2 + 8HN03 (konc) = Fe(N03)3 + 5NO + 2H2S04 + 2H20 (2)

   Fe 2+ -e \u003d Fe 3+ (redukční činidlo)

   N 5+ + 3e \u003d N 2+ (oxidační činidlo)

   AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3 (3)

   Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

   Klasifikace chemických reakcí podle tepelného účinku

   Podle toho, zda se při reakci uvolňuje nebo absorbuje teplo (energie), se všechny chemické reakce podmíněně dělí na exo - (1, 2) a endotermické (3). Množství tepla (energie) uvolněného nebo absorbovaného během reakce se nazývá reakční teplo. Pokud rovnice udává množství uvolněného nebo absorbovaného tepla, pak se takové rovnice nazývají termochemické.

   N2 + 3H2 = 2NH3 +46,2 kJ (1)

   2Mg + O2 \u003d 2MgO + 602,5 kJ (2)

   N 2 + O 2 \u003d 2NO - 90,4 kJ (3)

   Klasifikace chemických reakcí podle směru reakce

   Podle směru reakce se rozlišují vratné (chemické procesy, jejichž produkty jsou schopny vzájemně reagovat za stejných podmínek, ve kterých se získávají, za vzniku výchozích látek) a nevratné (chemické procesy, tzv. jejichž produkty nejsou schopny vzájemně reagovat za vzniku výchozích látek ).

   Pro vratné reakce se rovnice v obecném tvaru obvykle zapisuje takto:

   A + B ↔ AB

   Například:

   CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOS 2 H 5 + H 2 O

   Příklady nevratných reakcí jsou následující reakce:

   2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2

   C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H20

   Důkazem nevratnosti reakce mohou být reakční produkty plynné látky, sraženiny nebo nízkodisociující sloučeniny, nejčastěji vody.

   Klasifikace chemických reakcí podle přítomnosti katalyzátoru

   Z tohoto hlediska se rozlišují reakce katalytické a nekatalytické.

   Katalyzátor je látka, která urychluje chemickou reakci. Reakce zahrnující katalyzátory se nazývají katalytické. Některé reakce jsou obecně nemožné bez přítomnosti katalyzátoru:

   2H202 \u003d 2H20 + O2 (katalyzátor Mn02)

   Často jeden z reakčních produktů slouží jako katalyzátor, který urychluje tuto reakci (autokatalytické reakce):

   MeO + 2HF \u003d MeF2 + H20, kde Me je kov.

   Příklady řešení problémů

   PŘÍKLAD 1

   Přednáška: Klasifikace chemických reakcí v anorganické a organické chemii

   Typy chemických reakcí v anorganické chemii

   
   

   A) Klasifikace podle počtu výchozích látek:

   Rozklad - v důsledku této reakce z jedné existující komplexní látky vznikají dvě nebo více jednoduchých, ale i složitých látek.

   Příklad: 2H202 → 2H20 + O2
   

   Sloučenina - jedná se o takovou reakci, při které dvě nebo více jednoduchých i složitých látek tvoří jednu, ale složitější.

   Příklad: 4Al+3O 2 → 2Al 2 O 3

   substituce - Jedná se o určitou chemickou reakci, která probíhá mezi některými jednoduchými, ale i složitými látkami. Atomy jednoduché látky jsou v této reakci nahrazeny atomy jednoho z prvků, které se nacházejí ve složité látce.
   

   Příklad: 2KI + Cl2 → 2KCl + I 2

   Výměna - jde o takovou reakci, při které si dvě látky složité struktury vyměňují své části.
   

   Příklad: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2

   B) Klasifikace podle tepelného účinku:

   exotermické reakce - Jsou to určité chemické reakce, při kterých se uvolňuje teplo.
   Příklady:

   S + O 2 → SO 2 + Q

   2C2H6 + 7O2 → 4CO2 + 6H20 + Q

   
   

   Endotermické reakce jsou určité chemické reakce, při kterých dochází k absorpci tepla. Zpravidla se jedná o rozkladné reakce.
   

   Příklady:

   CaCO 3 → CaO + CO 2 - Q
   2KClO 3 -> 2KCl + 3O 2 - Q
   

   Teplo uvolněné nebo absorbované při chemické reakci se nazývá tepelný efekt.

   
   

   Chemické rovnice, ve kterých je naznačen tepelný účinek reakce, se nazývají termochemický.

   
   

   C) Klasifikace podle reverzibility:

   Reverzibilní reakce jsou reakce, které probíhají za stejných podmínek ve vzájemně opačných směrech.
   

   Příklad: 3H2 + N2⇌2NH3

   nevratné reakce - jedná se o reakce, které probíhají pouze jedním směrem a zároveň vyvrcholí úplným spotřebováním všech výchozích látek. V těchto reakcích izolujte plyn, sediment, voda.
   Příklad: 2KClO3 → 2KCl + 3O2
   

   D) Klasifikace podle změny stupně oxidace:

   Redoxní reakce - v průběhu těchto reakcí dochází ke změně stupně oxidace.
   

   Příklad: Сu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

   Ne redoxní - reakce beze změny oxidačního stavu.
   

   Příklad: HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O.

   E) Klasifikace fází:

   Homogenní reakce – reakce probíhající v jedné fázi, kdy výchozí materiály a reakční produkty mají stejný stav agregace.
   

   Příklad: H 2 (plyn) + Cl 2 (plyn) → 2HCL

   heterogenní reakce - reakce probíhající na fázovém rozhraní, ve kterých reakční produkty a výchozí materiály mají odlišný stav agregace.
   Příklad: CuO+ H 2 → Cu+H 2 O
   

   Klasifikace podle použití katalyzátoru:

   Katalyzátor je látka, která urychluje reakci. Katalytická reakce probíhá v přítomnosti katalyzátoru, nekatalytická reakce bez katalyzátoru.
   Příklad: 2H202 MnO2 → 2H 2 O + O 2 katalyzátor MnO 2

   Interakce alkálie s kyselinou probíhá bez katalyzátoru.
   Příklad: KOH + HCl → KCl + H20

   Inhibitory jsou látky, které zpomalují reakci.
   Samotné katalyzátory a inhibitory se během reakce nespotřebovávají.

   Typy chemických reakcí v organické chemii

   
   substituce - jedná se o reakci, při které je jeden atom / skupina atomů nahrazena v původní molekule jinými atomy / skupinami atomů.
   Příklad: CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + Hcl

   Přistoupení jsou reakce, při kterých se několik molekul látky spojí v jednu. Mezi aditivní reakce patří:

   • Hydrogenace je reakce, při které se vodík přidává na násobnou vazbu.

   Příklad: CH3-CH \u003d CH2 (propen) + H2 → CH3-CH2-CH3 (propan)

   Hydrohalogenace je reakce, která přidává halogenovodík.

   Příklad: CH 2 \u003d CH 2 (ethen) + Hcl → CH 3-CH2-Cl (chlorethan)
   

   Alkyny reagují s halogenovodíky (chlorovodíkem, bromovodíkem) stejným způsobem jako alkeny. Připojení v chemické reakci probíhá ve 2 fázích a je určeno Markovnikovovým pravidlem:

   
   

   Když se k nesymetrickým alkenům a alkynům přidají protické kyseliny a voda, atom vodíku je připojen k nejvíce hydrogenovanému atomu uhlíku.

   Mechanismus této chemické reakce. Vzniklý v 1., rychlém stadiu, p-komplex ve 2. pomalém stadiu postupně přechází v s-komplex - karbokation. Ve 3. stupni dochází ke stabilizaci karbokationtu – tedy k interakci s bromovým aniontem:

   

   I1, I2 - karbokationty. P1, P2 - bromidy.

   
   Halogenace Reakce, při které se přidá halogen. Halogenace se také nazývá všechny procesy, v jejichž důsledku se do organických sloučenin zavádějí atomy halogenu. Tento koncept se používá v „širším smyslu“. V souladu s touto koncepcí se rozlišují následující chemické reakce založené na halogenaci: fluorace, chlorace, bromace, jodace.
   

   Organické deriváty obsahující halogen jsou považovány za nejdůležitější sloučeniny, které se používají jak v organické syntéze, tak jako cílové produkty. Halogenderiváty uhlovodíků jsou považovány za výchozí produkty velkého počtu nukleofilních substitučních reakcí. S ohledem na praktické využití sloučenin obsahujících halogen se používají ve formě rozpouštědel, jako jsou sloučeniny obsahující chlor, chladiva - chlorfluorderiváty, freony, pesticidy, léčiva, změkčovadla, monomery pro plasty.

   
   Hydratace– adiční reakce molekuly vody na násobnou vazbu.

   Polymerizace - jedná se o speciální typ reakce, při které se molekuly látky s relativně nízkou molekulovou hmotností vzájemně spojují a následně tvoří molekuly látky s vysokou molekulovou hmotností.

   1) Prvním znakem klasifikace je změna stupně oxidace prvků, které tvoří činidla a produkty.
   a) redoxní

   FeS2 + 18HNO3 \u003d Fe (NO 3) 3 + 2H2SO4 + 15NO2 + 7H20
   b) beze změny oxidačního stavu

   CaO + 2HCl \u003d CaCl2 + H20
   redoxní nazývané reakce doprovázené změnou oxidačních stavů chemických prvků, které tvoří činidla. Redoxní reakce v anorganické chemii zahrnují všechny substituční reakce a ty rozkladné a složené reakce, kterých se účastní alespoň jedna jednoduchá látka. Reakce, které probíhají beze změny oxidačních stavů prvků tvořících reaktanty a reakční produkty, zahrnují všechny výměnné reakce.

   2) Chemické reakce jsou klasifikovány podle povahy procesu, tj. podle počtu a složení činidel a produktů.
   -reakce připojení nebo přistoupení v organické chemii.
   Aby mohla organická molekula vstoupit do adiční reakce, musí mít násobnou vazbu (nebo cyklus), tato molekula bude hlavní (substrát). Jednodušší molekula (často anorganická látka, činidlo) je připojena v místě vícenásobného přerušení vazby nebo otevření kruhu.

   NH3 + HCl = NH4Cl

   CaO + CO 2 \u003d CaCO 3

   rozkladné reakce.
   Na rozkladné reakce lze pohlížet jako na procesy inverzní ke sloučenině.

   C2H5Br \u003d C2H4 + HBr

   Hg (NO 3) 2 \u003d Hg + 2NO 2 + O 2

   - substituční reakce.
   Jejich charakteristickým znakem je interakce jednoduché látky se složenou. Takové reakce existují v organické chemii.
   Pojem „substituce“ v organických látkách je však širší než v anorganické chemii. Pokud je některý atom nebo funkční skupina v molekule původní látky nahrazena jiným atomem nebo skupinou, jedná se rovněž o substituční reakce, i když z hlediska anorganické chemie proces vypadá jako výměnná reakce.

   Zn + CuSO4 \u003d Cu + ZnSO4

   Cu + 4HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
   – výměna (včetně neutralizace).

   CaO + 2HCl \u003d CaCl2 + H20

   KCl + AgNO 3 = AgCl¯ + KNO 3

   3) Pokud je to možné, proudte v opačném směru – vratné a nevratné.

   4) Podle typu přerušení vazby - homolytické (stejný zlom, každý atom obdrží 1 elektron) a heterolytický (nestejný zlom - jeden získá pár elektronů)

   5) Tepelným efektem
   exotermické (vývoj tepla) a endotermické (absorpce tepla). Kopulační reakce budou obecně exotermické reakce a rozkladné reakce budou endotermické. Vzácnou výjimkou je reakce dusíku s kyslíkem - endotermická:
   N2 + O2 → 2NO - Q

   6) Podle fáze
   a) Homogenní (homogenní látky, v jedné fázi, např. g-d, reakce v roztocích)
   b) Heterogenní (paní, G-TV, W-TV, reakce mezi nemísitelnými kapalinami)

   7) O použití katalyzátoru. Katalyzátor je látka, která urychluje chemickou reakci.
   a) katalytické (včetně enzymatických) - prakticky se neobejdou bez použití katalyzátoru.
   b) nekatalytické.

   Klasifikace chemických reakcí v anorganické a organické chemii se provádí na základě různých klasifikačních znaků, jejichž podrobnosti jsou uvedeny v tabulce níže.

   nevratné jsou reakce, které probíhají pouze v dopředném směru, v důsledku čehož vznikají produkty, které spolu neinteragují. Mezi nevratné patří chemické reakce, které vedou ke vzniku mírně disociovaných sloučenin, uvolňuje se velké množství energie, a také takové, při kterých konečné produkty opouštějí reakční sféru v plynné formě nebo ve formě sraženiny, například:

   HCl + NaOH = NaCl + H2O

   2Ca + O2 \u003d 2CaO

   BaBr2 + Na2S04 = BaS04 ↓ + 2NaBr

   reverzibilní nazývané chemické reakce probíhající při dané teplotě současně ve dvou opačných směrech s úměrnou rychlostí. Při psaní rovnic takových reakcí je rovnítko nahrazeno opačně orientovanými šipkami. Nejjednodušším příkladem reverzibilní reakce je syntéza amoniaku interakcí dusíku a vodíku:

   N2 + 3H2↔2NH3

   

   Podle typu přerušení chemické vazby ve výchozí molekule se rozlišují reakce homolytické a heterolytické.

   homolytický nazývané reakce, při kterých v důsledku porušení vazeb vznikají částice, které mají nepárový elektron – volné radikály.

   Heterolytická nazývané reakce, které probíhají tvorbou iontových částic - kationtů a aniontů.

   Radikální(řetězové) chemické reakce zahrnující radikály se nazývají například:

   CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl

   Iontový nazývané chemické reakce, které probíhají za účasti iontů, například:

   KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓

   Elektrofilní označuje heterolytické reakce organických sloučenin s elektrofily - částicemi, které nesou celý nebo zlomkový kladný náboj. Dělí se na reakce elektrofilní substituce a elektrofilní adice, například:

   C6H6 + Cl2FeCl3 -> C6H5Cl + HCl

   H2C \u003d CH2 + Br2 → BrCH2-CH2Br

   Nukleofilní označuje heterolytické reakce organických sloučenin s nukleofily – částicemi, které nesou celočíselný nebo zlomkový záporný náboj. Dělí se na nukleofilní substituční a nukleofilní adiční reakce, například:

   CH3Br + NaOH → CH3OH + NaBr

   CH 3 C (O) H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH (OC 2 H 5) 2 + H 2 O
   exotermický jsou chemické reakce, při kterých se uvolňuje teplo. Symbol pro změnu entalpie (tepelný obsah) je ΔH a tepelný účinek reakce je Q. Pro exotermické reakce je Q > 0 a ΔH< 0.

   endotermní nazývané chemické reakce, které probíhají při absorpci tepla. Pro endotermické reakce Q< 0, а ΔH > 0.

   

   homogenní Reakce, které probíhají v homogenním prostředí, se nazývají.

   heterogenní nazývané reakce probíhající v nehomogenním prostředí, na kontaktním povrchu reagujících látek, které jsou v různých fázích, například pevná a plynná, kapalná a plynná, ve dvou nemísitelných kapalinách.

   Katalytické reakce probíhají pouze v přítomnosti katalyzátoru. Nekatalytické reakce probíhají v nepřítomnosti katalyzátoru.

   Klasifikace organických reakcí je uvedena v tabulce: