Классификация химических реакций в неорганической химии

Занятие 2

Классификация химических реакций в неорганической химии

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

1. По числу исходных веществ и продуктов реакции
1. Разложение – реакция, в которой  из одного сложного вещества образуются два и более простых или сложных веществ

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

2. Соединение – реакция, в результате которой из двух и более простых или сложных веществ, образуется одно более сложное

NH3 + HCl → NH4Cl

3. Замещение – реакция, протекающая между простыми и  сложными веществами, при которой атомы простого вещества замещаются на атомы одного из  элементов в сложном веществе.

Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2

4. Обмен – реакция, при которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O

Одна из реакций обмена реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием, в результате которой получается соль и вода.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

2. По тепловому эффекту
1. Реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими реакциями.

С + О2 → СО2 + Q

      2) Реакции, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими реакциями.

                 N2 + O2 → 2NO – Q

3. По признаку обратимости
1. Обратимые – реакции, проходящие при одних и тех условиях в двух взаимопротивоположных направлениях.

H2 + I2   2HI

2. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные, называются необратимыми, при этом должен выделяться газ, осадок, или малодиссоциирующее вещество- вода.

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Na2CO3 +2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O

4. Окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Са + 4HNO3 → Ca(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

И реакции, протекающие без изменения степени окисления.

HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

     5.Гомомгенные  реакции, если исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии. И гетерогенные реакции, если продукты реакции  и исходные вещества находятся в разных агрегатных состояниях.

Например: синтез аммиака.

 

 

 

 

Окислительно-восстановительные реакции.

Различают два процесса:

Окисление – это отдача электронов, в результате степень окисления увеличивается. Атом молекула или ион, отдающий электрон называется восстановителем.

Mg0 - 2e → Mg+2

2I- 2e → I2

Восстановление – процесс присоединения электронов, в результате степень окисления уменьшается. Атом молекула или ион, присоединяющий электрон называется окислителем.

S0 +2e → S-2

O20 +4e → 2O-2

В окислительно–восстановительных реакциях должно соблюдаться правило электронного баланса (число присоединенных электронов должно быть равно числу отданных, свободных электронов быть не должно). А так же должен соблюдаться атомный баланс (число одноименных атомов в левой части должно быть равно числу атомов в правой части)

Правило написание окислительно-восстановительных реакций.

1. Написать уравнение реакции
2. Поставить степени окисления
3. Найти элементы, у которых изменяется степень окисления
4. Выписать попарно их.
5. Найти окислитель и восстановитель
6. Написать процесс окисление или восстановления
7. Уравнять электроны, пользуясь правилом электронного баланса (найти н.о.к.), расставив коэффициенты
8. Написать суммарное уравнение
9. Поставить коэффициенты в уравнение химической реакции

KClO3 → KClO4 + KCl; N2 + H2 → NH3; H2S + O2 → SO2 + H2O; Al + O2 = Al2O3;

Сu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O; KClO3 → KCl + O2; P + N2O = N2 + P2O5;

NO2 + H2O = HNO3 + NO

 

. Скорость химических реакций. Зависимость  скорости химических реакций от концентрации, температуры и природы реагирующих веществ.

Химические реакции протекают с разными скоростями. Изучением  скорости химической реакции, а также выявлением её зависимости от условий проведения процесса  занимается наука - химическая кинетика.

υ гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единице объёма:

 

υ =Δ n / Δt ∙V

 

где Δ n – изменение числа молей одного из веществ (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции), (моль);

Δt – интервал времени (с, мин);

V – объем газа или  раствора (л)

Поскольку Δ n / V = ΔC  (изменение концентрации), то

 

 υ =Δ С / Δt  ( моль/л∙ с)

 

υ гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на  единице поверхности соприкосновения веществ.

 

υ =Δ n / Δt ∙ S

 

где Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);

Δt – интервал времени (с, мин);

S – площадь поверхности  соприкосновения веществ (см2, м2)

 

Почему скорость разных реакций  не одинакова?

Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Но не каждое их столкновение приводит к химической реакции. Для того чтобы столкновение привело к химической реакции, молекулы должны иметь достаточно высокую энергию. Частицы, способные при столкновении, вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц – энергией активации Еакт. Активных частиц в веществе намного меньше, чем со средней энергией, поэтому для начала многих реакций системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).

Энергетический барьер (величина Еакт) разных реакций различен, чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция.

 

2. Факторы, влияющие на υ (количество соударений частиц и их эффективность).

 

1) Природа реагирующих  веществ: их состав, строение  => энергия активации

▪ чем меньше Еакт, тем больше υ;

 

2) Температура: при ↑ t на каждые 100 С, υ ↑ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).

 

υ2 = υ1 ∙ γ Δt/10

 

Задача 1. Скорость некоторой реакции при 00С равна 1 моль/л ∙ ч, температурный коэффициент реакции равен 3. Какой будет скорость данной реакции при 300С?

Решение:

 υ2 = υ1 ∙ γ Δt/10

 

υ2 =1∙3 30-0/10= 33=27 моль/л∙ч

 

3) Концентрация: чем больше, тем чаще происходят соударения и υ ↑. При постоянной температуре для реакции mA + nB = C по закону действующих масс:

 

υ = k ∙ СAm ∙ CBn

где k – константа скорости;

С – концентрация (моль/л)

 

Закон действующих масс:

Скорость химической реакции пропорциональна произведению  концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.

Задача 2. Реакция идет по уравнению А +2В → С. Во сколько раз и как изменится скорость реакции, при увеличении концентрации вещества В в 3 раза?

Решение: υ = k ∙ СAm ∙ CBn

υ = k ∙ СA ∙ CB2

υ1 = k ∙ а ∙ в2

υ2 = k ∙ а ∙ 3 в2

υ1/ υ2 = а ∙ в2 / а ∙ 9 в2 = 1/9  

Ответ: увеличится в 9 раз

 

Для газообразных веществ скорость реакции зависит от давления

Чем больше давление, тем выше скорость.

 

4) Катализаторы – вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают Еакт  => υ ↑.

▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции

▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки.

▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ

 

1. При протекании реакции концентрация реагентов:

1) увеличивается

2) не изменяется

3) уменьшается

4) не знаю

 

2. При протекании реакции  концентрация продуктов:

1) увеличивается

2) не изменяется

3) уменьшается

4) не знаю

 

3. Для гомогенной реакции  А+В → … при одновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 раза скорость реакции возрастает:

1) в 2 раза

2) в 3 раза

3) в 6 раз

4) в 9 раз

 

4. Скорость реакции H2 + J2↑ →2HJ понизится в 16 раз при одновременном уменьшении молярных концентраций реагентов:

1) в 2 раза

2) в 4 раза

3) в 8 раз

4) в 16 раз

 

5. Скорость реакции CO2 + H2 → CO + H2O при увеличении молярных концентраций в 3 раза (CO2) и в 2 раза (H2) возрастает:

1) в 2 раза

2) в 3 раза

3) в 5 раз

4) в 6 раз

 

6. Скорость реакции C(T) + O2 → CO2 при V-const и увеличении количеств реагентов в 4 раза возрастает:

1) в 4 раза

2) в 8 раз

3) в 16 раз

4) в 32 раза  

 

10. Скорость реакции А+В  → … увеличится при:

1) понижении концентрации  А

2) повышении концентрации В

3) охлаждении

4) понижении давления

 

7. Скорость реакции Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑ выше при использовании:

1) порошка железа, а не стружек

2) железных стружек, а не  порошка

3) концентрированной H2SO4, а не разбавленной H2SO4

4) не знаю

 

8. Скорость реакции 2H2O2       2H2O + O2↑ будет выше, если использовать:

1) 3%-й раствор H2O2 и катализатор

2) 30%-й раствор H2O2 и катализатор

3) 3%-й раствор H2O2 (без катализатора)

4) 30%-й раствор H2O2 (без катализатора)

 

 

Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие.  Принцип Ле-Шателье.

 

Химические  реакции по направлению их протекания можно разделить

▪     Необратимые реакции протекают только в одном направлении (реакции ионного обмена с  ↑, ↓,  мдс, горения и некоторые др.)

Например, AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

▪ Обратимые реакции при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях (↔).

Например, N2 + 3H2 ↔ 2NH3

 

Состояние обратимой реакции, при котором υ→ = υ← называется химическим равновесием.

Чтобы реакция на химических производствах проходила как можно полнее, необходимо сместить равновесие в сторону продукта. Для того, чтобы определить, как тот или иной фактор изменит равновесие в системе, используют принцип Ле Шателье (1844 г.):

 

Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие.

 

Равновесие смещается:

 

1) при ↑ Среаг →, 

    при ↑ Спрод ← ;

 

2) при ↑ p (для газов) -  в сторону уменьшения объема,

    при ↓ р –  в сторону увеличения V;

    если реакция  протекает без изменения числа  молекул газообразных веществ, то    давление не влияет  на равновесие  в данной системе.

 

3) при ↑ t – в сторону  эндотермической реакции (- Q),

    при ↓ t – в  сторону экзотермической реакции (+ Q).

 

Задача 3. Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы PCl5 ↔ PCl3 + Cl2 – Q , чтобы сместить равновесие в сторону разложения PCl5 (→)

Решение:

↑ С (PCl5)

↓ С (PCl3) и С (Cl2)

↓ р

↑ t

 

Задача 4.  Как сместиться химическое равновесие реакции 2СО + О2 ↔ 2СО2 + Q при

а) повышении температуры;

б) повышении давлении

Ответ:

а) ←

б) →

 

1. Способ, смещающий равновесие  реакции 2CuO(T) + CO    Cu2O(T) + CO2 вправо (→), - это:

1) увеличение концентрации угарного газа

2) увеличение концентрации углекислого газа

3) уменьшение концентрации  оксида мели (I)

4) уменьшение концентрации  оксида меди (II)

2. В гомогенной реакции 4HCl + O2       2Cl2 + 2H2O при повышении давления равновесие сместится:

1) влево

2) вправо

3) не сместится

4) не знаю

 

8. При нагревании равновесие  реакции N2 + O2        2NO – Q:

1) сместится вправо

2) сместится влево

3) не сместится

4) не знаю

9. При охлаждении равновесие  реакции H2 + S       H2S + Q:

1) сместится влево

2) сместится вправо

3) не сместится

4) не знаю