Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganskih. Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganski kemiji - dokument. Razvrstitev kemijskih reakcij glede na spremembe oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki tvorijo snovi

Kemijske reakcije- to so procesi, zaradi katerih iz nekaterih snovi nastanejo druge, ki se od njih razlikujejo po sestavi in ​​(ali) strukturi.

Razvrstitev reakcij:

jaz Glede na število in sestavo reaktantov in reakcijskih produktov:

1) Reakcije, ki se pojavijo brez spremembe sestave snovi:

V št organska kemija To so reakcije pretvorbe nekaterih alotropskih modifikacij v druge:

C (grafit) → C (diamant); P (bela) → P (rdeča).

V organski kemiji so to reakcije izomerizacije – reakcije, pri katerih iz molekul ene snovi nastanejo molekule drugih snovi enake kakovosti in kakovosti. kvantitativna sestava, tj. z enakim molekulska formula, vendar z drugačno strukturo.

CH 2 -CH 2 -CH 3 → CH 3 -CH-CH 3

n-butan 2-metilpropan (izobutan)

2) Reakcije, ki se pojavijo s spremembo sestave snovi:

a) Reakcije spojin (v organski kemiji adicije) - reakcije, med katerimi dve ali več snovi tvorijo eno bolj kompleksno: S + O 2 → SO 2

V organski kemiji so to reakcije hidrogeniranja, halogeniranja, hidrohalogeniranja, hidratacije, polimerizacije.

CH 2 = CH 2 + HOH → CH 3 – CH 2 OH

b) Reakcije razgradnje (v organski kemiji eliminacija, eliminacija) - reakcije, med katerimi nastane več novih snovi iz ene kompleksne snovi:

CH 3 – CH 2 OH → CH 2 = CH 2 + H 2 O

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

V organski kemiji so primeri reakcij izločanja dehidrogenacija, dehidracija, dehidrohalogenacija in kreking.

c) Substitucijske reakcije - reakcije, med katerimi atomi enostavne snovi zamenjajo atome nekega elementa v kompleksni snovi (v organski kemiji - reaktanti in produkti reakcije so pogosto dva kompleksne snovi).

CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl; 2Na+ 2H 2 O→ 2NaOH + H 2

Primerov substitucijskih reakcij, ki jih ne spremlja sprememba oksidacijskih stanj atomov, je zelo malo. Opozoriti je treba na reakcijo silicijevega oksida s solmi kisline, ki vsebujejo kisik, ki ustrezajo plinastim ali hlapnim oksidom:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5

d) Reakcije izmenjave - reakcije, med katerimi se dve kompleksni snovi izmenjata komponente:

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

II. S spremembo oksidacijskih stanj kemični elementi, ki tvorijo snovi

1) Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskih stanj ali ORR:

∙2| N +5 + 3e – → N +2 (proces redukcije, element – ​​oksidant),

∙3| Cu 0 – 2e – → Cu +2 (proces oksidacije, element – ​​reducent),

8HNO 3 + 3Cu → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

V organski kemiji:

C 2 H 4 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → CH 2 OH–CH 2 OH + 2MnO 2 + 2KOH

2) Reakcije, ki se pojavijo brez spreminjanja oksidacijskih stanj kemičnih elementov:

Li 2 O + H 2 O → 2LiOH,
HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O

III. Avtor: toplotni učinek

1) Eksotermne reakcije se pojavijo s sproščanjem energije:

C + O 2 → CO 2 + Q,
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q

2) Endotermne reakcije se pojavijo z absorpcijo energije:

СaCO 3 → CaO + CO 2 - Q

C 12 H 26 → C 6 H 14 + C 6 H 12 - Q

IV. Glede na agregatno stanje reagirajočih snovi

1) Heterogene reakcije– reakcije, med katerimi so reaktanti in produkti reakcije v različnih agregatnih stanjih:

Fe(sol) + CuSO 4 (sol) → Cu(sol) + FeSO 4 (sol),
CaC 2 (trdna snov) + 2H 2 O (l) → Ca(OH) 2 (raztopina) + C 2 H 2 (g)

2) Homogene reakcije - reakcije, med katerimi so reaktanti in reakcijski produkti v istem agregatnem stanju:

H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl (g),
2C 2 H 2 (g) + 5O 2 (g) → 4CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

V. Z udeležbo katalizatorja

1) Nekatalitične reakcije, ki potekajo brez sodelovanja katalizatorja:

2H 2 + O 2 → 2H 2 O, C 2 H 4 + 3O 2 → 2CO 2 + 2H 2 O

2) Katalitske reakcije, ki vključujejo katalizatorje:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

VI. Po smeri

1) Ireverzibilne reakcije potekajo pod danimi pogoji samo v eno smer:

C 2 H 4 + 3O 2 → 2CO 2 + 2H 2 O

2) Reverzibilne reakcije pod temi pogoji potekajo hkrati v dveh nasprotnih smereh: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3

VII. Glede na pretočni mehanizem

1) Radikalni mehanizem.

A: B → A· + ·B

Pride do homolitične (enake) cepitve vezi. Med hemolitično cepitvijo se par elektronov, ki tvori vez, razdeli tako, da vsak od nastalih delcev prejme en elektron. V tem primeru nastanejo radikali - nenabiti delci z nesparjenimi elektroni. Radikali so zelo reaktivni delci; reakcije, ki jih vključujejo, potekajo v plinski fazi z veliko hitrostjo in pogosto z eksplozijo.

Med radikali in molekulami, ki nastanejo med reakcijo, pride do radikalskih reakcij:

2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2

CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl

Primeri: reakcije zgorevanja organskih in neorganskih organske snovi, sinteza vode, amoniaka, reakcije halogeniranja in nitriranja alkanov, izomerizacija in aromatizacija alkanov, katalitična oksidacija alkanov, polimerizacija alkenov, vinil klorid itd.

2) Ionski mehanizem.

A: B → :A - + B +

Pride do heterolitske (neenake) cepitve vezi, pri čemer oba vezna elektrona ostaneta z enim od prej vezanih delcev. Nastanejo nabiti delci (kationi in anioni).

Ionske reakcije se pojavijo v raztopinah med ioni, ki že obstajajo ali so nastali med reakcijo.

Na primer, v anorganska kemija- to je interakcija elektrolitov v raztopini; v organski kemiji so to adicijske reakcije na alkene, oksidacija in dehidrogenacija alkoholov, substitucija alkoholne skupine in druge reakcije, ki označujejo lastnosti aldehidov in karboksilnih kislin.

VIII. Glede na vrsto energije, ki sproži reakcijo:

1) Fotokemične reakcije nastanejo, ko so izpostavljene svetlobnim kvantom. Na primer sinteza vodikovega klorida, interakcija metana s klorom, proizvodnja ozona v naravi, procesi fotosinteze itd.

2) Radiacijske reakcije sprožijo visokoenergijska sevanja (rentgenski žarki, γ-žarki).

3) Elektrokemične reakcije se sprožijo z električnim tokom, na primer med elektrolizo.

4) Termokemične reakcije sproži toplotna energija. Te vključujejo vse endotermne reakcije in številne eksotermne reakcije, ki zahtevajo toploto za začetek.

1) Prvi znak razvrstitve temelji na spremembi oksidacijskega stanja elementov, ki tvorijo reagente in produkte.
a) redoks

FeS 2 + 18HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
b) brez spreminjanja oksidacijskega stanja

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O
Redox se imenujejo reakcije, ki jih spremlja sprememba oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki sestavljajo reagente. Redoks reakcije v anorganski kemiji vključujejo vse substitucijske reakcije ter tiste razgradne in kombinirane reakcije, v katerih sodeluje vsaj ena preprosta snov. Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskih stanj elementov, ki tvorijo reaktante in reakcijske produkte, vključujejo vse reakcije izmenjave.

2) Kemijske reakcije so razvrščene po naravi procesa, to je po številu in sestavi reagentov in produktov.
- spojine ali adicijske reakcije v organski kemiji.
Da pride do adicijske reakcije, organska molekula mora imeti večkratno vez (ali cikel), bo ta molekula glavna (substrat). Preprostejša molekula (pogosto anorganska snov, reagent) se doda na mestu cepitve več vezi ali odprtja obroča.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

CaO + CO 2 = CaCO 3

- reakcije razgradnje.
Reakcije razgradnje lahko obravnavamo kot obratne procese združevanja.

C2H5Br = C2H4 + HBr

Hg(NO 3) 2 = Hg + 2NO 2 + O 2

– substitucijske reakcije.
Njihovo znak- interakcija enostavne snovi s kompleksno. Take reakcije obstajajo tudi v organski kemiji.
Vendar pa je koncept "substitucije" v organski kemiji širši kot v anorganski kemiji. Če je v molekuli prvotne snovi kateri koli atom ali funkcionalna skupina nadomeščena z drugim atomom ali skupino, so to prav tako substitucijske reakcije, čeprav je z vidika anorganske kemije proces videti kot reakcija izmenjave.

Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
– izmenjava (vključno z nevtralizacijo).

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O

KCl + AgNO 3 = AgCl¯ + KNO 3

3) Če je mogoče, tecite v nasprotni smeri - reverzibilno in ireverzibilno.

4) Po vrsti cepitve vezi - homolitična (enaka prekinitev, vsak atom prejme 1 elektron) in heterolitska (neenaka prekinitev - eden dobi par elektronov)

5) S toplotnim učinkom
eksotermna (generiranje toplote) in endotermna (absorpcija toplote). Reakcije spojin bodo na splošno eksotermne reakcije, reakcije razgradnje pa bodo endotermne. Redka izjema je reakcija dušika s kisikom - endotermna:
N2 + O2 → 2NO – Q

6) Po fazah
a) Homogene (homogene snovi v eni fazi, npr. g-g, reakcije v raztopinah)
b) Heterogene (ms, g-tv, w-tv, reakcije med nemešljivimi tekočinami)

7) O uporabi katalizatorja. Katalizator je snov, ki pospeši kemično reakcijo.
a) katalitični (vključno z encimskimi) - praktično ne delujejo brez uporabe katalizatorja.
b) nekatalitično.

Razvrstitev kemične reakcije v anorganski in organski kemiji se izvaja na podlagi različnih klasifikacijskih značilnosti, informacije o katerih so podane v spodnji tabeli.

Nepovratno so reakcije, ki potekajo samo v smeri naprej, kar ima za posledico nastanek produktov, ki med seboj ne delujejo. Ireverzibilne reakcije vključujejo kemične reakcije, ki povzročijo nastanek rahlo disociiranih spojin in sproščanje velika količina energije, pa tudi tiste, pri katerih končni produkti zapustijo reakcijsko kroglo v plinasti obliki ali v obliki oborine, npr.

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2Ca + O2 = 2CaO

BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr

Reverzibilen so kemijske reakcije, ki potekajo pri dani temperaturi istočasno v dveh nasprotnih smereh s primerljivo hitrostjo. Pri pisanju enačb za takšne reakcije se enačaj nadomesti z nasprotno usmerjenimi puščicami. Najenostavnejši primer reverzibilne reakcije je sinteza amoniaka z interakcijo dušika in vodika:

N 2 +3H 2 ↔2NH 3

Po vrsti rupture kemična vez v izvorni molekuli ločimo homolitične in heterolitične reakcije.

Homolitična imenujemo reakcije, pri katerih zaradi pretrganja vezi nastanejo delci, ki imajo nesparjeni elektron - prosti radikali.

Heterolitično so reakcije, ki potekajo s tvorbo ionskih delcev – kationov in anionov.

Radikalno(veriga) so kemične reakcije, ki vključujejo radikale, na primer:

CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl

Ionski so kemične reakcije, ki potekajo s sodelovanjem ionov, na primer:

KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Heterolitske reakcije imenujemo elektrofilne. organske spojine z elektrofili - delci s celotnim ali delnim pozitivnim nabojem. Delimo jih na elektrofilne substitucijske in elektrofilne adicijske reakcije, na primer:

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

Nukleofilne reakcije so heterolitske reakcije organskih spojin z nukleofili – delci, ki nosijo celoten ali delni negativni naboj. Delimo jih na nukleofilne substitucijske in nukleofilne adicijske reakcije, na primer:

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
Eksotermno imenujemo kemijske reakcije, ki potekajo s sproščanjem toplote. Simbol za spremembo entalpije (vsebnost toplote) ΔH in toplotni učinek reakcije Q. Za eksotermne reakcije Q > 0 in ΔH< 0.

Endotermno so kemične reakcije, ki vključujejo absorpcijo toplote. Za endotermne reakcije Q< 0, а ΔH > 0.

Homogena Reakcije, ki potekajo v homogenem mediju, se imenujejo.

Heterogena so reakcije, ki potekajo v heterogenem mediju, na stični površini reagirajočih snovi, ki so v različnih fazah, na primer trdna in plinasta, tekoča in plinasta, v dveh nemešljivih tekočinah.

Katalitske reakcije potekajo samo v prisotnosti katalizatorja. Nekatalitične reakcije potekajo v odsotnosti katalizatorja.

Razvrstitev organske reakcije je podana v tabeli:

Lekcija 2

Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganski kemiji

Kemijske reakcije so razvrščene po različnih kriterijih.

Glede na število vhodnih snovi in ​​reakcijskih produktov

Razgradnja – reakcija, pri kateri iz ene kompleksne snovi nastaneta dve ali več enostavnih ali kompleksnih snovi

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Spojina- reakcija, pri kateri iz dveh ali več enostavnih ali kompleksnih snovi nastane ena kompleksnejša snov

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

Zamenjava- reakcija med enostavnimi in kompleksnimi snovmi, pri kateri se atomi enostavne snovi nadomestijo z atomi enega od elementov v kompleksni snovi.

Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2

Menjava- reakcija, pri kateri dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavne dele

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

Ena izmed reakcij izmenjave nevtralizacija je reakcija med kislino in bazo, pri kateri nastaneta sol in voda.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

S toplotnim učinkom

Reakcije, ki se zgodijo s sproščanjem toplote, imenujemo eksotermne reakcije.

C + O 2 → CO 2 + Q

2) Reakcije, ki se pojavijo z absorpcijo toplote, imenujemo endotermne reakcije.

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Na podlagi reverzibilnosti

Reverzibilen– reakcije, ki potekajo pod enakimi pogoji v dveh medsebojno nasprotnih smereh.

Imenujemo reakcije, ki potekajo samo v eno smer in se končajo s popolno pretvorbo izhodnih snovi v končne nepovraten, v tem primeru naj bi se sprostil plin, oborina ali rahlo disociirajoča snov - voda.

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Na 2 CO 3 +2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Redoks reakcije– reakcije, ki nastanejo s spremembo oksidacijskega stanja.

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

In reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskega stanja.

HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O

5.Homogena reakcije, če so izhodne snovi in ​​produkti reakcije v istem agregatnem stanju. IN heterogena reakcije, če so produkti reakcije in izhodne snovi v različnih agregatnih stanjih.

Na primer: sinteza amoniaka.

Redoks reakcije.

Obstajata dva postopka:

Oksidacija– To je darovanje elektronov, posledično se poveča oksidacijsko stanje. Imenuje se atom, molekula ali ion, ki odda elektron redukcijsko sredstvo.

Mg 0 - 2e → Mg +2

Obnovitev - proces dodajanja elektronov, posledično se oksidacijsko stanje zmanjša. Imenuje se atom, molekula ali ion, ki pridobi elektron oksidacijsko sredstvo.

S 0 +2e → S -2

O 2 0 +4e → 2O -2

Pri redoks reakcijah je treba upoštevati naslednje pravilo: elektronska tehtnica(število pripetih elektronov mora biti enako številu doniranih elektronov; prostih elektronov ne sme biti). In to je treba tudi upoštevati atomsko ravnotežje(število istoimenskih atomov na levi strani mora biti enako številu atomov na desni strani)

Pravila za pisanje redoks reakcij.

Napiši reakcijsko enačbo

Nastavite oksidacijska stanja

Poiščite elemente, katerih oksidacijsko stanje se spremeni

Zapiši jih v parih.

Poišči oksidant in reducent

Napišite postopek oksidacije ali redukcije

Izenačite elektrone z uporabo pravila ravnovesja elektronov (poiščite n.o.c.), razporedite koeficiente

Napišite sumarno enačbo

V enačbo kemijske reakcije vnesite koeficiente

KClO 3 → KClO 4 + KCl; N2 + H2 → NH3; H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O; Al + O 2 = Al 2 O 3;

Сu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O; KClO 3 → KCl + O 2; P + N 2 O = N 2 + P 2 O 5;

NO 2 + H 2 O = HNO 3 + NO

. Hitrost kemičnih reakcij. Odvisnost hitrosti kemijskih reakcij od koncentracije, temperature in narave reaktantov.

Kemične reakcije potekajo z različnimi hitrostmi. Znanost preučuje hitrost kemične reakcije in ugotavlja njeno odvisnost od pogojev procesa - kemijska kinetika.

υ homogene reakcije je določen s spremembo količine snovi na prostorninsko enoto:

υ =Δn / Δt ∙V

kjer je Δ n sprememba števila molov ene od snovi (najpogosteje izvirne, lahko pa je tudi produkt reakcije), (mol);

V – prostornina plina ali raztopine (l)

Ker je Δ n / V = ​​​​ΔC (sprememba koncentracije), potem

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ heterogene reakcije je določen s spremembo količine snovi na enoto časa na enoti površine stika snovi.

υ =Δn / Δt ∙ S

kjer je Δ n – sprememba količine snovi (reagenta ali produkta), (mol);

Δt – časovni interval (s, min);

S – površina stika snovi (cm 2, m 2)

Zakaj hitrosti različnih reakcij niso enake?

Da se kemijska reakcija začne, morajo molekule reagirajočih snovi trčiti. Toda vsak trk ne povzroči kemične reakcije. Da lahko trk povzroči kemijsko reakcijo, morajo imeti molekule dovolj visoko energijo. Imenujemo delce, ki lahko ob trku kemično reagirajo aktiven. Imajo presežek energije v primerjavi s povprečno energijo večine delcev – aktivacijsko energijo E dejanje . V snovi je veliko manj aktivnih delcev kot pri povprečni energiji, zato je za začetek številnih reakcij treba sistemu dati nekaj energije (svetlobni blisk, segrevanje, mehanski udarci).

Energetska pregrada (vrednost E dejanje) je za različne reakcije različna, nižja kot je, lažje in hitreje poteka reakcija.

2. Dejavniki, ki vplivajo na υ(število trkov delcev in njihova učinkovitost).

1) Narava reaktantov: njihova sestava, struktura => aktivacijska energija

▪ čim manj E dejanje, večji je υ;

2) Temperatura: pri t za vsakih 10 0 C, υ 2-4 krat (van't Hoffovo pravilo).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Naloga 1. Hitrost določene reakcije pri 0 0 C je enaka 1 mol/l ∙ h, temperaturni koeficient reakcije je 3. Kakšna bo hitrost te reakcije pri 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h

3) Koncentracija: več, pogosteje prihaja do trkov in υ. Pri konstantni temperaturi za reakcijo mA + nB = C po zakonu aktivne mase:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

kjer je k konstanta hitrosti;

C – koncentracija (mol/l)

Zakon množičnega delovanja:

Hitrost kemijske reakcije je sorazmerna zmnožku koncentracij reagirajočih snovi, vzetih po potencah, enakih njihovim koeficientom v reakcijski enačbi.

Naloga 2. Reakcija poteka po enačbi A + 2B → C. Kolikokrat in kako se bo spremenila hitrost reakcije, ko se koncentracija snovi B poveča za 3-krat?

Rešitev:υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ = k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ b 2

υ 2 = k ∙ a ∙ 3 v 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ v 2 / a ∙ 9 v 2 = 1/9

Odgovor: povečalo se bo 9-krat

Pri plinastih snoveh je hitrost reakcije odvisna od tlaka

Višji kot je tlak, večja je hitrost.

4) katalizatorji– snovi, ki spremenijo reakcijski mehanizem, zmanjšajo E dejanje => υ .

▪ Katalizatorji po končani reakciji ostanejo nespremenjeni

▪ Encimi so biološki katalizatorji, po naravi beljakovine.

▪ Inhibitorji – snovi, ki ↓ υ

1. Med reakcijo je koncentracija reagentov:

1) poveča

2) se ne spremeni

3) zmanjša

4) Ne vem

2. Med reakcijo koncentracija produktov:

1) poveča

2) se ne spremeni

3) zmanjša

4) Ne vem

3. Za homogeno reakcijo A + B → ... s hkratnim povečanjem molske koncentracije izhodnih snovi za 3-krat se hitrost reakcije poveča:

1) 2-krat

2) 3-krat

4) 9-krat

4. Hitrost reakcije H 2 + J 2 → 2HJ se bo med zmanjšanjem molskih koncentracij reagentov zmanjšala za 16-krat:

1) 2-krat

2) 4-krat

5. Hitrost reakcije CO 2 + H 2 → CO + H 2 O s povečanjem molskih koncentracij za 3-krat (CO 2) in 2-krat (H 2) se poveča:

1) 2-krat

2) 3-krat

4) 6-krat

6. Hitrost reakcije C (T) + O 2 → CO 2 pri V-const in povečanju količine reagentov za 4-krat se poveča:

1) 4-krat

4) 32-krat

10. Hitrost reakcije A + B → ... se bo povečala, ko:

1) zmanjšanje koncentracije A

2) povečana koncentracija B

3) hlajenje

4) zmanjšanje tlaka

7. Hitrost reakcije Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 je večja pri uporabi:

1) železov prah, ne ostružki

2) železni opilki, ne prah

3) koncentrirana H 2 SO 4 in nerazredčena H 2 SO 4

4) Ne vem

8. Hitrost reakcije 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 bo višja, če uporabite:

1) 3 % raztopina H 2 O 2 in katalizator

2) 30 % raztopina H 2 O 2 in katalizator

3) 3% raztopina H 2 O 2 (brez katalizatorja)

4) 30% raztopina H 2 O 2 (brez katalizatorja)

Kemijsko ravnotežje. Dejavniki, ki vplivajo na ravnovesje premika. Le Chatelierjevo načelo.

Kemijske reakcije lahko razdelimo glede na smer, v kateri potekajo

▪ Ireverzibilne reakcije poteka samo v eno smer (reakcije ionske izmenjave z, ↓, MDS, izgorevanje in nekatere druge)

Na primer, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3

▪ Reverzibilne reakcije pod enakimi pogoji tečeta v nasprotnih smereh (↔).

Na primer, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Stanje reverzibilne reakcije, v kateri je υ → = υ ← klical kemična ravnovesje.

Da bi reakcija v kemični proizvodnji potekala čim bolj popolno, je treba premakniti ravnotežje proti produktu. Če želite ugotoviti, kako bo določen dejavnik spremenil ravnovesje v sistemu, uporabite Le Chatelierjevo načelo(1844):

Le Chatelierjevo načelo: Če na sistem v stanju ravnovesja deluje zunanji vpliv (sprememba t, p, C), se bo ravnotežje premaknilo v smer, ki oslabi ta vpliv.

Ravnovesje se premakne:

1) s C reagirajo →,

pri C prod ← ;

2) pri p (za pline) - proti zmanjšanju prostornine,

pri ↓ р – v smeri naraščanja V;

če reakcija poteka brez spreminjanja števila molekul plinastih snovi, potem tlak ne vpliva na ravnotežje v tem sistemu.

3) pri t – proti endotermni reakciji (- Q),

pri ↓ t – proti eksotermni reakciji (+ Q).

Naloga 3. Kako naj se spremenijo koncentracije snovi, tlak in temperatura homogenega sistema PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q, da se ravnovesje premakne v smeri razgradnje PCl 5 (→)

↓ C (PCl 3) in C (Cl 2)

Naloga 4. Kako se premakne kemijsko ravnovesje reakcije 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q, ko

a) zvišanje temperature;

b) povečan pritisk

1. Metoda, ki premakne ravnotežje reakcije 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 v desno (→), je:

1) povečanje koncentracije ogljikovega monoksida

2) povečanje koncentracije ogljikovega dioksida

3) zmanjšanje koncentracije oksida taline (I)

4) zmanjšanje koncentracije bakrovega (II) oksida

2. Pri homogeni reakciji 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O se bo z naraščajočim tlakom ravnovesje premaknilo:

2) desno

3) se ne bo premaknil

4) Ne vem

8. Pri segrevanju je ravnotežje reakcije N 2 + O 2 2NO – Q:

1) se bo pomaknil v desno

2) se premakne v levo

3) se ne bo premaknil

4) Ne vem

9. Pri ohlajanju je ravnotežje reakcije H 2 + S H 2 S + Q:

1) se premakne v levo

2) se bo pomaknil v desno

3) se ne bo premaknil

4) Ne vem

1. Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganski in organski kemiji

   Dokument

   Naloge A 19 (USE 2012) Razvrstitev kemična reakcije V anorganski in organsko kemija. TO reakcije substitucija se nanaša na interakcijo: 1) propena in vode, 2) ...

2. Tematsko načrtovanje pouka kemije v 8.-11. razredu 6

   Tematsko načrtovanje

   1 Kemični reakcije 11 11 Razvrstitev kemična reakcije V anorganski kemija. (C) 1 Razvrstitev kemična reakcije v organskem kemija. (C) 1 hitrost kemična reakcije. Aktivacijska energija. 1 Dejavniki, ki vplivajo na hitrost kemična reakcije ...

3. Vprašanja za izpite iz kemije za študente 1. letnika

   Dokument

   Metan, uporaba metana. Razvrstitev kemična reakcije V anorganski kemija. Fizično in kemična Lastnosti in uporaba etilena. Kemični ravnovesje in njegovi pogoji...

4. Kemijske reakcije lahko razvrstimo po naslednjih merilih:
   1. Glede na število in sestavo izhodnih in nastalih snovi

   2. Glede na stopnjo oksidacije

   3. Glede na reverzibilnost procesa

   4. Glede na toplotni učinek

   5. S prisotnostjo katalizatorja

   6. Glede na agregatno stanje

   1. Glede na stopnjo oksidacije. Oksidativno – Reakcije okrevanja. To so reakcije, pri katerih en element odda elektron, drugi pa ga sprejme.

   Na + O 2 = 2Na 2 O

   4Na – 1e = Na 4 redukcijsko sredstvo

   O 2 + 2x2e = 2O 1 oksidant

   2. Glede na število in sestavo nastalih začetnih snovi:

   A) Sestavljene reakcije (ena kompleksna snov nastane iz dveh enostavnih snovi)

   B) Reakcije razgradnje (iz ene kompleksne snovi nastaneta dve ali več enostavnih)

   B) Reakcije izmenjave (reakcije med kompleksnimi snovmi, zaradi katerih izmenjuje svoje sestavne dele)

   D) Substitucijske reakcije (reakcije med kompleksnimi in enostavnimi snovmi, zaradi katerih se eden od atomov v kompleksni snovi nadomesti z enostavno snovjo)

   3. Glede na toplotni učinek:

   A) Eksotermne reakcije (reakcije sproščajo toploto)

   SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q

   B) Endotermne reakcije (Reakcije potekajo z absorpcijo toplote)

   C 4 H 10 = C 4 H 8 + H 2 – Q

   4. Glede na reverzibilnost delimo reakcije na reverzibilne in ireverzibilne

   (Pri določene pogoje reakcije potekajo v nasprotnih smereh)

   5. Glede na prisotnost katalizatorja delimo reakcije na katalitične in nekatalitske.

   6. Reakcije delimo glede na agregatno stanje na homogene in heterogene.

   Homogene – reagirajoče in nastale snovi so v enakem agregatnem stanju

   Cl 2 + H 2 = 2HCl

   Heterogene - reagirajoče in tvorijoče snovi so v različnih agregatnih stanjih

   2C 2 H 2 +5O 2 = 4CO 2 + 2H 2 O +Q

   Dienski ogljikovodiki, njihova struktura, lastnosti, priprava in praktični pomen.

   Alkodieni so acelični ogljikovodiki, v molekuli katerih sta poleg enojnih vezi še dve dvojni vezi med ogljikovimi atomi in ki ustrezajo splošni formuli CnH2n-2

   Glede na razporeditev dvojnih vezi ločimo tri vrste alkodienov:

   
   
   

   1. Alkodieni, akumulirani z razporeditvijo dvojnih vezi

   CH 2 = C = CH 2- propadien

   2. Alkodieni s konjugiranimi dvojnimi vezmi

   CH 2 = CH - CH = CH 2– butadien 1.3

   3. Alkodieni z izolirano razporeditvijo dvojnih vezi

   CH 2 = CH – CH 2 - CH = CH 2-pentadien 1.4

   Fizikalne lastnosti.

   Propadien in butadien 1.3 plinaste snovi, alkodieni z izoliranimi vezmi so tekočine, višji dieni pa trdne snovi.

   Kemijske lastnosti.

   Za alkodiene so značilne adicijske reakcije:

   1. Reakcija halogeniranja (dodajanje halogenov nastane zaradi dvojnih vezi)

   CH 2 = CH – CH = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br = CHBr – CH = CH 2- 3,4 dibromobuten - 1

   2. Reakcija hidrogeniranja (dodajanje vodika)

   CH 2 = CH – CH = CH 2 + H 2 = CH 3 – CH 2 – CH = CH 2– buten-1

   3. Reakcija polimerizacije (kombinacija številnih molekul monomera v molekulo polimera).

   CH 2 = CH – CH = CH 2 = (-CH 2 – CH = CH – CH 2 -) n- sintetični butadienski kavčuk

   potrdilo o prejemu.

   Pri nas se je proizvodnja butadiena začela leta 1932. Metoda, kako ga pridobiti etilni alkohol je razvil akademik S.V. Lebedev

   Toda bolj obetavna metoda za proizvodnjo butadiena je dehidrogenacija butana, ki ga vsebujejo naftni plini. V ta namen se butan spusti preko segretega katalizatorja.

   Aplikacija.

   Dienski ogljikovodiki se uporabljajo predvsem za sintezo kavčukov.

   CH 2 = CH – CH = CH 3 - 1,3 butadien (butadienski kavčuk)

   Sintetične gume nastanejo kot posledica reakcije polimerizacije ustreznih monomerov.

   Vstopnica št. 4

   Splošne metode pridobivanja kovin. Praktični pomen elektrolize.

   Kovine v naravi najdemo predvsem v obliki spojin; le kovine, ki se nahajajo v nizu elektrokemičnih napetosti za vodikom, najdemo v prosti obliki.

   Pridobivanje kovin iz rud (spojin) je naloga metalurgije. Obstajajo naslednje metode pridobivanja kovin: pirometalurgija, hidrometalurgija in elektrometalurgija.

   1. Pirometalurgija– je redukcija kovin iz rud z uporabo ogljika, ogljikovega monoksida (II), CO in vodika pri visokih temperaturah

   2ZnO + C → 2Zn + CO 2

   Fe2O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2

   CuO + H 2 → Cu + H 2 O

   Če se kovina uporablja kot redukcijsko sredstvo, potem ta metoda imenujemo metalotermija

   Cr 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Cr

   2. Hidrometalurgija je redukcija kovin iz soli v raztopini. Postopek poteka v dveh stopnjah: naravno spojino raztopimo v soli dane kovine, ki je primerna za pridobivanje.

   CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O

   Kovino iz raztopine izpodrine bolj aktivna kovina.

   CuSO 4 + Fe→FeSO 4 + Cu

   3. Elektrometalurgija– je redukcija kovin pri elektrolizi raztopin ali talin spojin.

   elektroliza– to je oksidacijsko-redukcijski proces, ki se pojavi pri prehodu elektrod električni tok skozi raztopino ali staljeni elektrolit.

   2NaCl ↔ 2Na + Cl 2

   2Na + 2e → 2Na

   2Cl – 2e→Cl2

   Uporaba elektrolize
   V industriji se uporablja elektroliza raztopin in talin snovi:

   1. Za pridobivanje kovin ( alkalijske kovine– aluminij)

   2. Za proizvodnjo vodika, halogenov in alkalij

   3. Za čiščenje kovin (rafiniranje)

   4. Za zaščito kovin pred korozijo

   5. Pridobivanje kovinskih kopij in plošč

   Klasifikacija kemijskih reakcij v anorganski in organski kemiji

   Kemijske reakcije ali kemični pojavi so procesi, pri katerih iz nekaterih snovi nastanejo druge, ki se od njih razlikujejo po sestavi in ​​(ali) strukturi.

   Pri kemijskih reakcijah nujno pride do spremembe snovi, pri kateri pride do trganja starih in tvorbe novih vezi med atomi.

   Kemijske reakcije je treba razlikovati od jedrske reakcije. Kot posledica kemične reakcije skupno število atomi posameznega kemičnega elementa in njegova izotopska sestava se ne spremenijo. Druga zadeva jedrske reakcije- procesi preoblikovanja atomskih jeder kot posledica njihove interakcije z drugimi jedri oz elementarni delci, na primer pretvorba aluminija v magnezij:

   $↙(13)↖(27)(Al)+ ()↙(1)↖(1)(H)=()↙(12)↖(24)(Mg)+()↙(2)↖(4 )(On)$

   Klasifikacija kemijskih reakcij je večplastna, tj. lahko temelji na različnih značilnostih. Toda katera koli od teh značilnosti lahko vključuje reakcije med anorganskimi in organskimi snovmi.

   Razmislimo o razvrstitvi kemijskih reakcij po različnih merilih.

   Razvrstitev kemijskih reakcij glede na število in sestavo reaktantov. Reakcije, ki se pojavijo brez spremembe sestave snovi

   V anorganski kemiji takšne reakcije vključujejo procese pridobivanja alotropskih modifikacij enega kemičnega elementa, na primer:

   $С_((grafit))⇄С_((diamant))$

   $S_((rombični))⇄S_((monoklinski))$

   $Р_((bela))⇄Р_((rdeča))$

   $Sn_((bela pločevina))⇄Sn_((siva pločevina))$

   $3О_(2(kisik))⇄2О_(3(ozon))$.

   V organski kemiji lahko ta vrsta reakcije vključuje reakcije izomerizacije, ki se pojavijo brez spreminjanja ne le kvalitativne, ampak tudi kvantitativne sestave molekul snovi, na primer:

   1. Izomerizacija alkanov.

   Reakcija izomerizacije alkanov je velikega praktičnega pomena, ker ogljikovodiki izostrukture imajo manjšo sposobnost detonacije.

   2. Izomerizacija alkenov.

   

   3. Izomerizacija alkinov(reakcija A.E. Favorskega).

   4. Izomerizacija haloalkanov(A.E. Favorsky).

   5. Izomerizacija amonijevega cianata s segrevanjem.

   

   Sečnino je prvi sintetiziral F. Wöhler leta 1882 z izomerizacijo amonijevega cianata pri segrevanju.

   Reakcije, ki se pojavijo s spremembo sestave snovi

   Ločimo štiri vrste takih reakcij: kombinacijo, razgradnjo, substitucijo in izmenjavo.

   1. Reakcije spojin- To so reakcije, pri katerih iz dveh ali več snovi nastane ena kompleksna snov.

   V anorganski kemiji lahko celotno paleto reakcij spojin obravnavamo na primeru reakcij za proizvodnjo žveplove kisline iz žvepla:

   1) pridobivanje žveplovega oksida (IV):

   $S+O_2=SO_2$ - ena kompleksna snov nastane iz dveh enostavnih snovi;

   2) pridobivanje žveplovega oksida (VI):

   $2SO_2+O_2(⇄)↖(t,p,cat.)2SO_3$ - ena kompleksna snov nastane iz preprostih in kompleksnih snovi;

   3) pridobivanje žveplove kisline:

   $SO_3+H_2O=H_2SO_4$ - dve kompleksni snovi tvorita eno kompleksno snov.

   Primer sestavljene reakcije, pri kateri ena kompleksna snov nastane iz več kot dveh začetnih snovi, je končna stopnja proizvodnje dušikove kisline:

   $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$.

   V organski kemiji se reakcije spajanja običajno imenujejo adicijske reakcije. Celotno paleto takšnih reakcij je mogoče obravnavati na primeru bloka reakcij, ki označujejo lastnosti nenasičenih snovi, na primer etilena:

   1) reakcija hidrogeniranja - dodajanje vodika:

   $CH_2(=)↙(eten)CH_2+H_2(→)↖(Ni,t°)CH_3(-)↙(etan)CH_3;$

   2) reakcija hidratacije - dodajanje vode:

   $CH_2(=)↙(eten)CH_2+H_2O(→)↖(H_3PO_4,t°)(C_2H_5OH)↙(etanol);$

   3) reakcija polimerizacije:

   $(nCH_2=CH_2)↙(etilen)(→)↖(p,kat.,t°)((-CH_2-CH_2-)_n)↙(polietilen)$

   2. Reakcije razgradnje- To so reakcije, pri katerih iz ene kompleksne snovi nastane več novih snovi.

   V anorganski kemiji lahko celotno paleto takšnih reakcij obravnavamo na primeru bloka reakcij za proizvodnjo kisika z laboratorijskimi metodami:

   1) razgradnja živosrebrovega (II) oksida:

   $2HgO(→)↖(t°)2Hg+O_2$ - iz ene kompleksne snovi nastaneta dve enostavni;

   2) razgradnja kalijevega nitrata:

   $2KNO_3(→)↖(t°)2KNO_2+O_2$ - iz ene kompleksne snovi nastaneta ena enostavna in ena kompleksna;

   3) razgradnja kalijevega permanganata:

   $2KMnO_4(→)↖(t°)K_2MnO_4+MnO_2+O_2$ - iz ene kompleksne snovi nastaneta dve kompleksni in ena preprosta, t.j. tri nove snovi.

   V organski kemiji lahko reakcije razgradnje obravnavamo na primeru bloka reakcij za proizvodnjo etilena v laboratoriju in industriji:

   1) reakcija dehidracije (izločanje vode) etanola:

   $C_2H_5OH(→)↖(H_2SO_4,t°)CH_2=CH_2+H_2O;$

   2) reakcija dehidrogenacije (izločanje vodika) etana:

   $CH_3—CH_3(→)↖(Cr_2O_3,500°C)CH_2=CH_2+H_2;$

   3) reakcija propanskega krekinga:

   $CH_3-CH_2CH_3(→)↖(t°)CH_2=CH_2+CH_4.$

   3. Nadomestne reakcije- to so reakcije, pri katerih atomi preproste snovi nadomestijo atome elementa v kompleksni snovi.

   V anorganski kemiji je primer takšnih procesov blok reakcij, ki označujejo lastnosti, na primer, kovin:

   1) interakcija alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin z vodo:

   $2Na+2H_2O=2NaOH+H_2$

   2) interakcija kovin s kislinami v raztopini:

   $Zn+2HCl=ZnCl_2+H_2$;

   3) interakcija kovin s solmi v raztopini:

   $Fe+CuSO_4=FeSO_4+Cu;$

   4) metalotermija:

   $2Al+Cr_2O_3(→)↖(t°)Al_2O_3+2Cr$.

   Predmet študija organske kemije ni preproste snovi, ampak samo povezave. Zato kot primer substitucijske reakcije predstavljamo največ značilna lastnost nasičenih spojin, zlasti metana, je sposobnost njegovih vodikovih atomov, da se nadomestijo z atomi halogenov:

   $CH_4+Cl_2(→)↖(hν)(CH_3Cl)↙(klorometan)+HCl$,

   $CH_3Cl+Cl_2→(CH_2Cl_2)↙(diklorometan)+HCl$,

   $CH_2Cl_2+Cl_2→(CHCl_3)↙(triklorometan)+HCl$,

   $CHCl_3+Cl_2→(CCl_4)↙(ogljikov tetraklorid)+HCl$.

   Drug primer je bromiranje aromatična spojina(benzen, toluen, anilin):

   Bodimo pozorni na posebnost substitucijskih reakcij v organskih snoveh: kot posledica takšnih reakcij ne nastaneta enostavna in kompleksna snov, kot v anorganski kemiji, ampak dve kompleksni snovi.

   V organski kemiji substitucijske reakcije vključujejo tudi nekatere reakcije med dvema kompleksnima snovema, na primer nitriranje benzena:

   $C_6H_6+(HNO_3)↙(benzen)(→)↖(H_2SO_4(konc.),t°)(C_6H_5NO_2)↙(nitrobenzen)+H_2O$

   Formalno gre za reakcijo izmenjave. Dejstvo, da gre za substitucijsko reakcijo, postane jasno šele ob upoštevanju njenega mehanizma.

   4. Reakcije izmenjave- To so reakcije, pri katerih dve kompleksni snovi izmenjata svoje sestavne dele.

   Te reakcije označujejo lastnosti elektrolitov in v raztopinah potekajo po Bertholletovem pravilu, tj. samo, če je rezultat tvorba oborine, plina ali rahlo disociirajoče snovi (na primer $H_2O$).

   V anorganski kemiji je to lahko blok reakcij, ki na primer označujejo lastnosti alkalij:

   1) reakcija nevtralizacije, ki se pojavi s tvorbo soli in vode:

   $NaOH+HNO_3=NaNO_3+H_2O$

   ali v ionski obliki:

   $OH^(-)+H^(+)=H_2O$;

   2) reakcija med alkalijo in soljo, ki se pojavi s tvorbo plina:

   $2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3+2H_2O$

   ali v ionski obliki:

   $NH_4^(+)+OH^(-)=NH_3+H_2O$;

   3) reakcija med alkalijo in soljo, ki se pojavi s tvorbo oborine:

   $CuSO_4+2KOH=Cu(OH)_2↓+K_2SO_4$

   ali v ionski obliki:

   $Cu^(2+)+2OH^(-)=Cu(OH)_2↓$

   V organski kemiji lahko upoštevamo blok reakcij, ki na primer označujejo lastnosti ocetne kisline:

   1) reakcija, ki se pojavi s tvorbo šibek elektrolit— $H_2O$:

   $CH_3COOH+NaOH⇄NaCH_3COO+H_2O$

   $CH_3COOH+OH^(-)⇄CH_3COO^(-)+H_2O$;

   2) reakcija, ki se pojavi s tvorbo plina:

   $2CH_3COOH+CaCO_3=2CH_3COO^(-)+Ca^(2+)+CO_2+H_2O$;

   3) reakcija, ki se pojavi s tvorbo oborine:

   $2CH_3COOH+K_2SiO_3=2KCH_3COO+H_2SiO_3↓$

   $2CH_3COOH+SiO_3^(−)=2CH_3COO^(−)+H_2SiO_3↓$.

   Razvrstitev kemijskih reakcij glede na spremembe oksidacijskih stanj kemičnih elementov, ki tvorijo snovi

   Reakcije, ki se pojavijo s spremembo oksidacijskih stanj elementov ali redoks reakcije.

   Te vključujejo številne reakcije, vključno z vsemi substitucijskimi reakcijami, pa tudi tiste reakcije združevanja in razgradnje, v katerih je udeležena vsaj ena preprosta snov, na primer:

   1.$(Mg)↖(0)+(2H)↖(+1)+SO_4^(-2)=(Mg)↖(+2)SO_4+(H_2)↖(0)$

   $((Mg)↖(0)-2(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)(Mg)↖(+2)$

   $((2H)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)(H_2)↖(0)$

   2.$(2Mg)↖(0)+(O_2)↖(0)=(2Mg)↖(+2)(O)↖(-2)$

   $((Mg)↖(0)-2(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)(Mg)↖(+2)|4|2$

   $((O_2)↖(0)+4(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)(2O)↖(-2)|2|1$

   Kot se spomnite, so kompleksne redoks reakcije sestavljene z uporabo metode elektronskega ravnovesja:

   $(2Fe)↖(0)+6H_2(S)↖(+6)O_(4(k))=(Fe_2)↖(+3)(SO_4)_3+3(S)↖(+4)O_2+ 6H_2O $

   $((Fe)↖(0)-3(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)(Fe)↖(+3)|2$

   $((S)↖(+6)+2(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)(S)↖(+4)|3$

   V organski kemiji so osupljiv primer redoks reakcij lastnosti aldehidov:

   1. Aldehidi se reducirajo v ustrezne alkohole:

   $(CH_3-(C)↖(+1) ()↖(O↖(-2))↙(H↖(+1))+(H_2)↖(0))↙(\text"aceticaldehyde") ( →)↖(Ni,t°)(CH_3-(C)↖(-1)(H_2)↖(+1)(O)↖(-2)(H)↖(+1))↙(\text " etilni alkohol")$

   $((C)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)(C)↖(-1)|1$

   $((H_2)↖(0)-2(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)2(H)↖(+1)|1$

   2. Aldehidi se oksidirajo v ustrezne kisline:

   $(CH_3-(C)↖(+1) ()↖(O↖(-2))↙(H↖(+1))+(Ag_2)↖(+1)(O)↖(-2)) ↙(\text"aceticaldehyde"))(→)↖(t°)(CH_3-(Ag)↖(0)(C)↖(+3)(O)↖(-2)(OH)↖(-2 +1)+2(Ag)↖(0)↓)↙(\text"etilni alkohol")$

   $((C)↖(+1)-2(e)↖(-))↙(redukcijsko sredstvo)(→)↖(oksidacija)(C)↖(+3)|1$

   $(2(Ag)↖(+1)+2(e)↖(-))↙(oksidant)(→)↖(redukcija)2(Ag)↖(0)|1$

   Reakcije, ki potekajo brez spreminjanja oksidacijskih stanj kemičnih elementov.

   Sem spadajo na primer vse reakcije ionske izmenjave, pa tudi:

   • številne reakcije spojin:

   $Li_2O+H_2O=2LiOH;$

   • številne reakcije razgradnje:

   $2Fe(OH)_3(→)↖(t°)Fe_2O_3+3H_2O;$

   • reakcije esterifikacije:

   $HCOOH+CH_3OH⇄HCOOCH_3+H_2O$.

   Razvrstitev kemijskih reakcij po toplotnem učinku

   Glede na toplotni učinek delimo reakcije na eksotermne in endotermne.

   Eksotermne reakcije.

   Te reakcije potekajo s sproščanjem energije.

   Sem spadajo skoraj vse reakcije spojin. Redka izjema je endotermna reakcija sinteze dušikovega oksida (II) iz dušika in kisika ter reakcija vodikovega plina s trdnim jodom:

   $N_2+O_2=2NE - Q$,

   $H_(2(g))+I(2(t))=2HI - Q$.

   Eksotermne reakcije, ki nastanejo ob sproščanju svetlobe, so razvrščene kot reakcije zgorevanja, na primer:

   $4P+5O_2=2P_2O_5+Q,$

   $CH_4+2O_2=CO_2+2H_2O+Q$.

   Hidrogeniranje etilena je primer eksotermne reakcije:

   $CH_2=CH_2+H_2(→)↖(Pt)CH_3-CH_3+Q$

   Deluje pri sobni temperaturi.

   Endotermne reakcije

   Te reakcije potekajo z absorpcijo energije.

   Očitno so to skoraj vse reakcije razgradnje, na primer:

   a) žganje apnenca:

   $CaCO_3(→)↖(t°)CaO+CO_2-Q;$

   b) kreking butana:

   Količina energije, ki se sprosti ali absorbira kot posledica reakcije, se imenuje toplotni učinek reakcije, enačba kemijske reakcije, ki kaže ta učinek, pa se imenuje termokemična enačba , na primer:

   $H_(2(g))+Cl_(2(g))=2HCl_((g))+92,3 kJ,$

   $N_(2(g))+O_(2(g))=2NO_((g)) - 90,4 kJ$.

   Razvrstitev kemijskih reakcij glede na agregatno stanje reagirajočih snovi (fazna sestava)

   Heterogene reakcije.

   To so reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v različnih agregacijskih stanjih (v različnih fazah):

   $2Al_((t))+3CuCl_(2(sol))=3Cu_((t))+2AlCl_(3(sol))$,

   $CaC_(2(t))+2H_2O_((l))=C_2H_2+Ca(OH)_(2(raztopina))$.

   Homogene reakcije.

   To so reakcije, pri katerih so reaktanti in produkti reakcije v istem agregatnem stanju (v isti fazi):

   Razvrstitev kemijskih reakcij glede na udeležbo katalizatorja

   Nekatalitične reakcije.

   Pojavijo se nekatalitske reakcije brez sodelovanja katalizatorja:

   $2HgO(→)↖(t°)2Hg+O_2$,

   $C_2H_4+3O_2(→)↖(t°)2CO_2+2H_2O$.

   Katalitske reakcije.

   Potekajo katalitične reakcije s sodelovanjem katalizatorja:

   $2KClO_3(→)↖(MnO_2,t°)2KCl+3O_2,$

   $(C_2H_5OH)↙(etanol)(→)↖(H_2SO-4,t°)(CH_2=CH_2)↙(eten)+H_2O$

   Ker vse biološke reakcije, ki se pojavljajo v celicah živih organizmov, potekajo s sodelovanjem posebnih bioloških katalizatorjev beljakovinske narave - encimov, so vse katalitične ali, natančneje, encimski.

   Opozoriti je treba, da več kot 70 % $ kemične industrije uporablja katalizatorje.

   Razvrstitev kemijskih reakcij po smeri

   Ireverzibilne reakcije.

   Ireverzibilne reakcije teče pod temi pogoji le v eno smer.

   Sem sodijo vse reakcije izmenjave, ki jih spremlja tvorba oborine, plina ali rahlo disociirajoče snovi (voda), in vse reakcije zgorevanja.

   Reverzibilne reakcije.

   Reverzibilne reakcije pod temi pogoji potekajo istočasno v dveh nasprotnih smereh.

   Velika večina takih reakcij je.

   V organski kemiji se znak reverzibilnosti odraža z antonimi procesov:

   • hidrogeniranje - dehidrogenacija;
   • hidracija - dehidracija;
   • polimerizacija - depolimerizacija.

   Vse reakcije esterifikacije (nasprotni proces, kot veste, se imenuje hidroliza) in hidroliza beljakovin so reverzibilne, estri, ogljikovi hidrati, polinukleotidi. Reverzibilnost je osnova najpomembnejši proces v živem organizmu – metabolizem.