1) Pirmā klasifikācijas pazīme ir balstīta uz reaģentus un produktus veidojošo elementu oksidācijas pakāpes izmaiņām.
a) redokss
FeS 2 + 18HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
b) nemainot oksidācijas pakāpi
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O
Redokss sauc par reakcijām, ko pavada ķīmisko elementu, kas veido reaģentus, oksidācijas pakāpes izmaiņas. Redoksreakcijas neorganiskajā ķīmijā ietver visas aizvietošanas reakcijas un tās sadalīšanās un kombinācijas reakcijas, kurās ir iesaistīta vismaz viena vienkārša viela. Reakcijas, kas notiek, nemainot reaģentus un reakcijas produktus veidojošo elementu oksidācijas pakāpi, ietver visas apmaiņas reakcijas.
2) Ķīmiskās reakcijas tiek klasificētas pēc procesa rakstura, tas ir, pēc reaģentu un produktu skaita un sastāva.
-savienojumu vai pievienošanas reakcijas organiskajā ķīmijā.
Lai iesaistītos pievienošanas reakcijā, organiskajai molekulai ir jābūt daudzkārtējai saitei (vai ciklam), šī molekula būs galvenā (substrāts). Vietā, kur tiek pārrauta daudzkārtējā saite vai atveras gredzens, tiek pievienota vienkāršāka molekula (bieži vien neorganiska viela, reaģents).
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
CaO + CO 2 = CaCO 3
- sadalīšanās reakcijas.
Sadalīšanās reakcijas var uzskatīt par apgrieztiem kombinācijas procesiem.
C 2 H 5 Br = C 2 H 4 + HBr
Hg(NO 3) 2 = Hg + 2NO 2 + O 2
- aizstāšanas reakcijas.
To atšķirīgā iezīme ir vienkāršas vielas mijiedarbība ar sarežģītu. Šādas reakcijas pastāv arī organiskajā ķīmijā.
Tomēr “aizvietošanas” jēdziens organiskajā ķīmijā ir plašāks nekā neorganiskajā ķīmijā. Ja sākotnējās vielas molekulā kāds atoms vai funkcionālā grupa tiek aizstāta ar citu atomu vai grupu, arī tās ir aizvietošanas reakcijas, lai gan no neorganiskās ķīmijas viedokļa process izskatās pēc apmaiņas reakcijas.
Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
– apmaiņa (ieskaitot neitralizāciju).
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O
KCl + AgNO 3 = AgCl + KNO 3
3) Ja iespējams, plūst pretējā virzienā – atgriezeniski un neatgriezeniski.
4) Pēc saites šķelšanās veida - homolītiska (vienāds pārtraukums, katrs atoms saņem 1 elektronu) un heterolītisks (nevienāds pārtraukums - viens iegūst elektronu pāri)
5) pēc termiskā efekta
eksotermisks (siltuma ģenerēšana) un endotermisks (siltuma absorbcija). Savienojuma reakcijas parasti ir eksotermiskas, un sadalīšanās reakcijas būs endotermiskas. Rets izņēmums ir slāpekļa reakcija ar skābekli - endotermiska:
N2 + O2 → 2NO – J
6) Pēc fāzes
a) Homogēns (viendabīgas vielas vienā fāzē, piemēram, g-g, reakcijas šķīdumos)
b) Heterogēna (ms, g-tv, w-tv, reakcijas starp nesajaucamiem šķidrumiem)
7) Par katalizatora izmantošanu. Katalizators ir viela, kas paātrina ķīmisko reakciju.
a) katalītiskie (ieskaitot fermentatīvos) - tie praktiski nedarbojas bez katalizatora izmantošanas.
b) nekatalītisks.
Ķīmisko reakciju klasifikācija neorganiskajā un organiskajā ķīmijā tiek veikta, pamatojoties uz dažādām klasifikācijas pazīmēm, par kurām informācija ir sniegta zemāk esošajā tabulā.
Neatgriezenisks ir reakcijas, kas notiek tikai virzienā uz priekšu, kā rezultātā veidojas produkti, kas savstarpēji nesadarbojas. Pie neatgriezeniskām reakcijām pieder ķīmiskas reakcijas, kuru rezultātā veidojas nedaudz disociēti savienojumi, izdalās liels enerģijas daudzums, kā arī tās, kurās galaprodukti atstāj reakcijas sfēru gāzveida vai nogulšņu veidā, piemēram, :
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O2 = 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
Atgriezenisks ir ķīmiskas reakcijas, kas notiek noteiktā temperatūrā vienlaicīgi divos pretējos virzienos ar salīdzināmu ātrumu. Rakstot vienādojumus šādām reakcijām, vienādības zīmi aizstāj ar pretēji vērstām bultiņām. Vienkāršākais atgriezeniskas reakcijas piemērs ir amonjaka sintēze slāpekļa un ūdeņraža mijiedarbības rezultātā:
N2 +3H2↔2NH3
Homolītiskās un heterolītiskās reakcijas izšķir atkarībā no ķīmiskās saites šķelšanās veida sākuma molekulā.
Homolītisks sauc par reakcijām, kurās saišu pārraušanas rezultātā veidojas daļiņas, kurām ir nepāra elektrons – brīvie radikāļi.
Heterolītisks ir reakcijas, kas notiek, veidojot jonu daļiņas - katjonus un anjonus.
Radikāls(ķēde) ir ķīmiskas reakcijas, kurās iesaistīti radikāļi, piemēram:
CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl
Jonisks ir ķīmiskas reakcijas, kas notiek, piedaloties joniem, piemēram:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Elektrofīlās reakcijas ir organisko savienojumu heterolītiskas reakcijas ar elektrofiliem - daļiņām, kas nes veselu vai daļēju pozitīvu lādiņu. Tos iedala elektrofīlās aizvietošanas un elektrofīlās pievienošanas reakcijās, piemēram:
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
Nukleofīlās reakcijas ir organisko savienojumu heterolītiskas reakcijas ar nukleofīliem - daļiņām, kas nes veselu vai daļēju negatīvu lādiņu. Tās iedala nukleofīlās aizvietošanas un nukleofīlās pievienošanas reakcijās, piemēram:
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
Eksotermisks sauc par ķīmiskām reakcijām, kas notiek ar siltuma izdalīšanos. Simbols entalpijas (siltuma satura) izmaiņām ΔH un reakcijas termiskajam efektam Q. Eksotermiskām reakcijām Q > 0 un ΔH< 0.
Endotermisks ir ķīmiskas reakcijas, kas ietver siltuma absorbciju. Endotermiskām reakcijām Q< 0, а ΔH > 0.
Homogēns Reakcijas, kas notiek viendabīgā vidē, sauc.
Heterogēns ir reakcijas, kas notiek neviendabīgā vidē, uz saskares virsmas reaģējošām vielām, kas atrodas dažādās fāzēs, piemēram, cietā un gāzveida, šķidrā un gāzveida, divos nesajaucamos šķidrumos.
Katalītiskās reakcijas notiek tikai katalizatora klātbūtnē. Ja nav katalizatora, notiek nekatalītiskas reakcijas.
Organisko reakciju klasifikācija ir dota tabulā:
2. nodarbība
Ķīmisko reakciju klasifikācija neorganiskajā ķīmijā
Ķīmiskās reakcijas tiek klasificētas pēc dažādiem kritērijiem.
Atbilstoši izejvielu un reakcijas produktu skaitam
Sadalīšanās - reakcija, kurā no vienas sarežģītas vielas veidojas divas vai vairākas vienkāršas vai sarežģītas vielas
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
Savienojums- reakcija, kuras rezultātā no divām vai vairākām vienkāršām vai sarežģītām vielām veidojas vēl viena sarežģīta viela
NH 3 + HCl → NH 4 Cl
Aizstāšana- reakcija, kas notiek starp vienkāršām un sarežģītām vielām, kurā vienkāršas vielas atomi tiek aizstāti ar viena no kompleksās vielas elementa atomiem.
Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2
Apmaiņa- reakcija, kurā divas sarežģītas vielas apmainās ar savām sastāvdaļām
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 ( SO 4 ) 3 + 3 H 2 O
Viena no apmaiņas reakcijām neitralizācija ir reakcija starp skābi un bāzi, kas rada sāli un ūdeni.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Pēc termiskā efekta
Reakcijas, kas notiek ar siltuma izdalīšanos, sauc eksotermiskas reakcijas.
C + O 2 → CO 2 + Q
2) Reakcijas, kas notiek ar siltuma absorbciju, sauc endotermiskās reakcijas.
N 2 + O 2 → 2 NO – Q
Pamatojoties uz atgriezeniskumu
Atgriezenisks– reakcijas, kas notiek vienādos apstākļos divos savstarpēji pretējos virzienos.
Tiek izsauktas reakcijas, kas notiek tikai vienā virzienā un beidzas ar pilnīgu izejvielu pārvēršanu galīgās neatgriezenisks,šajā gadījumā ir jāizdalās gāzei, nogulsnēm vai nedaudz disociējošai vielai — ūdenim.
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O
Redoksreakcijas– reakcijas, kas notiek, mainoties oksidācijas pakāpei.
Ca + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Un reakcijas, kas notiek, nemainot oksidācijas stāvokli.
HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O
5.Homogēns reakcijas, ja izejvielas un reakcijas produkti atrodas vienā agregācijas stāvoklī. UN neviendabīgs reakcijas, ja reakcijas produkti un izejvielas ir dažādos agregācijas stāvokļos.
Piemēram: amonjaka sintēze.
Redoksreakcijas.
Ir divi procesi:
Oksidācija– Tā ir elektronu ziedošana, kā rezultātā palielinās oksidācijas pakāpe. Tiek saukts atoms, molekula vai jons, kas ziedo elektronu reducētājs.
Mg 0 - 2e → Mg +2
Atgūšana - elektronu pievienošanas process, kā rezultātā oksidācijas stāvoklis samazinās. Tiek saukts atoms, molekula vai jons, kas iegūst elektronu oksidētājs.
S 0 +2e → S -2
O 2 0 +4e → 2O -2
Redoksreakcijās jāievēro šāds noteikums: elektroniskais līdzsvars(piesaistīto elektronu skaitam jābūt vienādam ar ziedoto elektronu skaitu; brīvo elektronu nedrīkst būt). Un tas arī jāievēro atomu līdzsvars(vienāda nosaukuma atomu skaitam kreisajā pusē jābūt vienādam ar atomu skaitu labajā pusē)
Redoksreakciju rakstīšanas noteikumi.
Uzrakstiet reakcijas vienādojumu
Iestatiet oksidācijas stāvokļus
Atrodiet elementus, kuru oksidācijas pakāpe mainās
Pierakstiet tos pa pāriem.
Atrodiet oksidētāju un reducētāju
Uzrakstiet oksidācijas vai reducēšanas procesu
Izlīdziniet elektronus, izmantojot elektronu līdzsvara likumu (atrasti n.o.c.), sakārtojot koeficientus
Uzrakstiet kopsavilkuma vienādojumu
Ievietojiet koeficientus ķīmiskās reakcijas vienādojumā
KClO 3 → KClO 4 + KCl; N2 + H2 → NH3; H2S + O2 → SO2 + H2O; 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
. Ķīmisko reakciju ātrums. Ķīmisko reakciju ātruma atkarība no reaģentu koncentrācijas, temperatūras un rakstura.
Ķīmiskās reakcijas notiek dažādos ātrumos. Zinātne pēta ķīmiskās reakcijas ātrumu, kā arī nosaka tā atkarību no procesa apstākļiem - ķīmiskā kinētika.
Viendabīgas reakcijas υ nosaka vielas daudzuma izmaiņas tilpuma vienībā:
υ =Δn / Δt ∙V
kur Δ n ir vienas no vielām (visbiežāk oriģinālās, bet var būt arī reakcijas produkts) molu skaita izmaiņas (mol);
V – gāzes vai šķīduma tilpums (l)
Tā kā Δ n / V = ΔC (koncentrācijas izmaiņas), tad
υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)
Neviendabīgas reakcijas υ nosaka vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā uz vielu saskares virsmas vienības.
υ =Δn / Δt ∙ S
kur Δ n – vielas (reaģenta vai produkta) daudzuma izmaiņas, (mol);
Δt – laika intervāls (s, min);
S – vielu saskares virsmas laukums (cm 2, m 2)
Kāpēc dažādu reakciju ātrums nav vienāds?
Lai sāktos ķīmiskā reakcija, ir jāsaduras reaģējošo vielu molekulām. Bet ne katra sadursme izraisa ķīmisku reakciju. Lai sadursme izraisītu ķīmisku reakciju, molekulām ir jābūt pietiekami lielai enerģijai. Tiek sauktas daļiņas, kuras sadursmes laikā var pakļaut ķīmiskai reakcijai aktīvs. Viņiem ir enerģijas pārpalikums, salīdzinot ar vairuma daļiņu vidējo enerģiju – aktivizācijas enerģiju E tēlot . Vielā ir daudz mazāk aktīvo daļiņu nekā ar vidējo enerģiju, tāpēc, lai sāktos daudzas reakcijas, sistēmai ir jādod zināma enerģija (gaismas uzliesmojums, sildīšana, mehānisks trieciens).
Enerģijas barjera (vērtība E tēlot) ir atšķirīgs dažādām reakcijām, jo zemāks tas ir, jo vieglāk un ātrāk notiek reakcija.
2. Faktori, kas ietekmē υ(daļiņu sadursmju skaits un to efektivitāte).
1) Reaģentu īpašības: to sastāvs, struktūra => aktivācijas enerģija
▪ jo mazāk E tēlot, jo lielāks υ;
2) Temperatūra: pie t uz katriem 10 0 C, υ 2-4 reizes (van't Hoff noteikums).
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
1. uzdevums. Noteiktas reakcijas ātrums 0 0 C temperatūrā ir vienāds ar 1 mol/l ∙ h, reakcijas temperatūras koeficients ir 3. Kāds būs šīs reakcijas ātrums 30 0 C temperatūrā?
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
υ 2 = 1∙3 30-0/10 = 3 3 = 27 mol/l∙h
3) Koncentrācija: jo vairāk, jo biežāk notiek sadursmes un υ. Pie nemainīgas temperatūras reakcijai mA + nB = C saskaņā ar masas iedarbības likumu:
υ = k ∙ С A m ∙ C B n
kur k ir ātruma konstante;
C – koncentrācija (mol/l)
Masu darbības likums:
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir proporcionāls reaģējošo vielu koncentrāciju reizinājumam, kas ir vienāds ar to koeficientiem reakcijas vienādojumā.
2. uzdevums. Reakcija notiek saskaņā ar vienādojumu A + 2B → C. Cik reizes un kā mainīsies reakcijas ātrums, ja vielas B koncentrācija palielinās 3 reizes?
Risinājums: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 in 2
υ 1 / υ 2 = a ∙ in 2 / a ∙ 9 in 2 = 1/9
Atbilde: palielināsies 9 reizes
Gāzveida vielām reakcijas ātrums ir atkarīgs no spiediena
Jo lielāks spiediens, jo lielāks ātrums.
4) Katalizatori– vielas, kas maina reakcijas mehānismu, samazina E tēlot => υ .
▪ Pēc reakcijas beigām katalizatori paliek nemainīgi
▪ Fermenti ir bioloģiski katalizatori, olbaltumvielas pēc būtības.
▪ Inhibitori – vielas, kas ↓ υ
1. Reaģentu koncentrācija reakcijas laikā:
1) palielinās
2) nemainās
3) samazinās
4) Es nezinu
2. Reakcijas laikā produktu koncentrācija:
1) palielinās
2) nemainās
3) samazinās
4) Es nezinu
3. Viendabīgai reakcijai A + B → ..., vienlaikus palielinoties izejvielu molārajai koncentrācijai 3 reizes, reakcijas ātrums palielinās:
1) 2 reizes
2) 3 reizes
4) 9 reizes
4. Reakcijas ātrums H 2 + J 2 → 2HJ samazināsies 16 reizes, vienlaikus samazinoties reaģentu molārajai koncentrācijai:
1) 2 reizes
2) 4 reizes
5. Reakcijas CO 2 + H 2 → CO + H 2 O ātrums, palielinoties molārajai koncentrācijai 3 reizes (CO 2) un 2 reizes (H 2), palielinās:
1) 2 reizes
2) 3 reizes
4) 6 reizes
6. Reakcijas ātrums C (T) + O 2 → CO 2 pie V-konst un, palielinot reaģentu daudzumus 4 reizes, palielinās:
1) 4 reizes
4) 32 reizes
10. Reakcijas ātrums A + B → ... palielināsies, ja:
1) samazinot A koncentrāciju
2) palielinot B koncentrāciju
3) dzesēšana
4) spiediena pazemināšanās
7. Reakcijas ātrums Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 ir lielāks, ja izmanto:
1) dzelzs pulveris, nevis skaidas
2) dzelzs vīles, nevis pulveris
3) koncentrēts H 2 SO 4 un neatšķaidīts H 2 SO 4
4) Es nezinu
8
. Reakcijas ātrums 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 būs lielāks, ja izmantosit:
1) 3% H 2 O 2 šķīdums un katalizators
2) 30% H 2 O 2 šķīdums un katalizators
3) 3% H 2 O 2 šķīdums (bez katalizatora)
4) 30% H 2 O 2 šķīdums (bez katalizatora)
Ķīmiskais līdzsvars. Pārvietojuma līdzsvaru ietekmējošie faktori. Le Šateljē princips.
Ķīmiskās reakcijas var iedalīt atkarībā no virziena, kurā tās notiek
▪ Neatgriezeniskas reakcijas turpināties tikai vienā virzienā (jonu apmaiņas reakcijas ar, ↓, MDS, degšana un daži citi)
Piemēram, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3
▪ Atgriezeniskas reakcijas vienādos apstākļos tie plūst pretējos virzienos (↔).
Piemēram, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3
Atgriezeniskas reakcijas stāvoklis, kurā υ → = υ ← sauca ķīmisks līdzsvaru.
Lai reakcija ķīmiskajā ražošanā notiktu pēc iespējas pilnīgāk, ir nepieciešams novirzīt līdzsvaru produkta virzienā. Lai noteiktu, kā konkrēts faktors mainīs līdzsvaru sistēmā, izmantojiet Le Šateljē princips(1844):
Le Šateljē princips: ja uz sistēmu līdzsvara stāvoklī iedarbojas ārēja ietekme (izmaiņas t, p, C), tad līdzsvars nobīdīsies virzienā, kas šo ietekmi vājina.
Līdzsvars mainās:
1) ar C reaģēt →,
pie C prod ← ;
2) pie p (gāzēm) - tilpuma samazināšanās virzienā,
pie ↓ р – V pieauguma virzienā;
ja reakcija norit, nemainot gāzveida vielu molekulu skaitu, tad spiediens neietekmē līdzsvaru šajā sistēmā.
3) pie t – virzienā uz endotermisko reakciju (- Q),
pie ↓ t – eksotermiskās reakcijas virzienā (+ Q).
3. uzdevums. Kā jāmaina viendabīgās sistēmas PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q vielu koncentrācijas, spiediens un temperatūra, lai līdzsvars tiktu novirzīts uz PCl 5 sadalīšanos (→)
↓ C (PCl 3) un C (Cl 2)
4. uzdevums. Kā mainās reakcijas 2CO + O 2 ↔ 2CO 2 + Q ķīmiskais līdzsvars, kad
a) temperatūras paaugstināšanās;
b) paaugstināts spiediens
1. Metode, kas novirza reakcijas 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 līdzsvaru pa labi (→), ir:
1) oglekļa monoksīda koncentrācijas palielināšanās
2) oglekļa dioksīda koncentrācijas palielināšanās
3) kausētu oksīda koncentrācijas samazināšanās (I)
4) vara (II) oksīda koncentrācijas samazināšana
2. Homogēnā reakcijā 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O, palielinoties spiedienam, līdzsvars mainīsies:
2) pa labi
3) nekustēsies
4) Es nezinu
8. Sildot, reakcijas N 2 + O 2 2NO – Q līdzsvars:
1) pārvietosies pa labi
2) pārvietosies pa kreisi
3) nekustēsies
4) Es nezinu
9. Atdzesējot, reakcijas H 2 + S H 2 S + Q līdzsvars:
1) pārvietosies pa kreisi
2) pārvietosies pa labi
3) nekustēsies
4) Es nezinu
Ķīmisko reakciju klasifikācija neorganiskajā un organiskajā ķīmijā
DokumentsUzdevumi A 19 (USE 2012) Klasifikācija ķīmisks reakcijas V neorganisks un organiski ķīmija. UZ reakcijas aizvietošana attiecas uz: 1) propēna un ūdens mijiedarbību, 2) ...
Ķīmijas stundu tematiskā plānošana 8.-11.klasē 6
Tematiskā plānošana1 Ķīmiskā reakcijas 11 11 Klasifikācija ķīmisks reakcijas V neorganisks ķīmija. (C) 1 Klasifikācija ķīmisks reakcijas bioloģiskajā ķīmija. (C) 1 ātrums ķīmisks reakcijas. Aktivizācijas enerģija. 1 Ātrumu ietekmējošie faktori ķīmisks reakcijas ...
Jautājumi eksāmeniem ķīmijā 1.kursa studentiem
DokumentsMetāns, metāna izmantošana. Klasifikācija ķīmisks reakcijas V neorganisks ķīmija. Fiziskā un ķīmisks etilēna īpašības un pielietojums. Ķīmiskā līdzsvars un tā nosacījumi...
-
Ķīmiskās reakcijas- tie ir procesi, kuru rezultātā no dažām vielām veidojas citas, kas atšķiras no tām pēc sastāva un (vai) struktūras.
Reakciju klasifikācija:
Pēc reaģentu un reakcijas produktu skaita un sastāva:
Reakcijas, kas notiek, nemainot vielas sastāvu:
C (grafīts) → C (dimants); P (balts) → P (sarkans).
Organiskajā ķīmijā tās ir izomerizācijas reakcijas - reakcijas, kuru rezultātā no vienas vielas molekulām veidojas citu vielu molekulas ar tādu pašu kvalitatīvu un kvantitatīvu sastāvu, t.i. ar tādu pašu molekulāro formulu, bet atšķirīgu struktūru.
CH2-CH2-CH3 → CH3-CH-CH3
n-butāns 2-metilpropāns (izobutāns)
Reakcijas, kas rodas, mainoties vielas sastāvam:
Organiskajā ķīmijā tās ir hidrogenēšanas, halogenēšanas, hidrohalogenēšanas, hidratācijas, polimerizācijas reakcijas.
CH 2 = CH 2 + HOH → CH 3 – CH 2 OH
b) Sadalīšanās reakcijas (organiskajā ķīmijā, eliminācija, eliminācija) - reakcijas, kuru laikā no vienas kompleksās vielas veidojas vairākas jaunas vielas:CH 3 – CH 2 OH → CH 2 = CH 2 + H 2 O
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2
Organiskajā ķīmijā eliminācijas reakciju piemēri ir dehidrogenēšana, dehidratācija, dehidrohalogenēšana un plaisāšana.
c) Aizvietošanas reakcijas - reakcijas, kuru laikā vienkāršas vielas atomi aizstāj kāda elementa atomus sarežģītā vielā (organiskajā ķīmijā reakcijas reaģenti un produkti bieži ir divas sarežģītas vielas).
CH4 + Cl2 → CH3Cl +HCl; 2Na+ 2H2O → 2NaOH + H2
Aizvietošanas reakciju piemēri, ko nepavada atomu oksidācijas pakāpes izmaiņas, ir ārkārtīgi maz. Jāatzīmē silīcija oksīda reakcija ar skābekli saturošu skābju sāļiem, kas atbilst gāzveida vai gaistošiem oksīdiem:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5
d) Apmaiņas reakcijas - reakcijas, kuru laikā divas sarežģītas vielas apmainās ar sastāvdaļām:
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O,
2CH 3 COOH + CaCO 3 → (CH 3 COO) 2 Ca + CO 2 + H 2 O
Mainot ķīmisko elementu veidojošo vielu oksidācijas pakāpi
Reakcijas, kas rodas, mainoties oksidācijas pakāpēm vai ORR:
∙3| Cu 0 – 2e – → Cu +2 (oksidācijas process, elements – reducētājs),
8HNO3 + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Organiskajā ķīmijā:
C2H4 + 2KMnO4 + 2H2O → CH2OH–CH2OH + 2MnO2 + 2KOH
Reakcijas, kas notiek, nemainot ķīmisko elementu oksidācijas pakāpi:
HCOOH + CH 3 OH → HCOOCH 3 + H 2 O
Pēc termiskā efekta
Eksotermiskas reakcijas notiek ar enerģijas izdalīšanos:
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Q
Endotermiskas reakcijas notiek ar enerģijas absorbciju:
C12H26 → C6H14 + C6H12-Q
Atbilstoši reaģējošo vielu agregācijas stāvoklim
Heterogēnās reakcijas ir reakcijas, kuru laikā reaģenti un reakcijas produkti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos:
CaC 2 (ciets) + 2H 2 O (l) → Ca(OH) 2 (šķīdums) + C 2 H 2 (g)
Homogēnas reakcijas ir reakcijas, kuru laikā reaģenti un reakcijas produkti atrodas vienā un tajā pašā agregācijas stāvoklī:
2C 2H 2 (g) + 5O 2 (g) → 4CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
Ar katalizatora līdzdalību
Nekatalītiskas reakcijas, kas notiek bez katalizatora līdzdalības:
Katalītiskās reakcijas, kurās iesaistīti katalizatori:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
Uz priekšu
Neatgriezeniskas reakcijas šādos apstākļos notiek tikai vienā virzienā:
Atgriezeniskas reakcijas šajos apstākļos notiek vienlaicīgi divos pretējos virzienos: N 2 + 3H 2 ↔2NH 3
Saskaņā ar plūsmas mehānismu
Radikāls mehānisms.
Notiek homolītiska (vienāds) saites šķelšanās. Hemolītiskās šķelšanās laikā saiti veidojošais elektronu pāris tiek sadalīts tā, ka katra no iegūtajām daļiņām saņem vienu elektronu. Šajā gadījumā veidojas radikāļi - neuzlādētas daļiņas ar nepāra elektroniem. Radikāļi ir ļoti reaģējošas daļiņas; reakcijas, kas saistītas ar tiem, notiek gāzes fāzē lielā ātrumā un bieži vien ar eksploziju.
Radikālas reakcijas notiek starp radikāļiem un molekulām, kas veidojas reakcijas laikā:
2H 2 O 2 → 2H 2 O + O 2
CH 4 + Cl 2 → CH 3 Cl + HCl
Piemēri: organisko un neorganisko vielu sadegšanas reakcijas, ūdens, amonjaka sintēze, alkānu halogenēšanas un nitrēšanas reakcijas, alkānu izomerizācija un aromatizēšana, alkānu katalītiskā oksidēšana, alkēnu polimerizācija, vinilhlorīds u.c.
Jonu mehānisms.
Notiek heterolītiska (nevienlīdzīga) saites šķelšanās, abiem saites elektroniem paliekot vienā no iepriekš saistītajām daļiņām. Veidojas uzlādētas daļiņas (katjoni un anjoni).
Jonu reakcijas notiek šķīdumos starp joniem, kas jau ir vai veidojas reakcijas laikā.
Piemēram, neorganiskajā ķīmijā tā ir elektrolītu mijiedarbība šķīdumā, organiskajā ķīmijā tās ir pievienošanās reakcijas ar alkēniem, spirtu oksidēšana un dehidrogenēšana, spirta grupas aizstāšana un citas reakcijas, kas raksturo aldehīdu un karbonskābju īpašības.
Atkarībā no enerģijas veida, kas ierosina reakciju:
Fotoķīmiskās reakcijas notiek, pakļaujot gaismas kvantiem. Piemēram, hlorūdeņraža sintēze, metāna mijiedarbība ar hloru, ozona veidošanās dabā, fotosintēzes procesi u.c.
Radiācijas reakcijas ierosina augstas enerģijas starojums (rentgena stari, γ-stari).
Elektroķīmiskās reakcijas ierosina elektriskā strāva, piemēram, elektrolīzē.
Termoķīmiskās reakcijas ierosina siltumenerģija. Tās ietver visas endotermiskās reakcijas un daudzas eksotermiskas reakcijas, kuru sākšanai nepieciešams siltums.
>> Ķīmija: ķīmisko reakciju veidi organiskajā ķīmijā
Organisko vielu reakcijas formāli var iedalīt četros galvenajos veidos: aizstāšana, pievienošana, eliminācija (eliminācija) un pārkārtošanās (izomerizācija). Ir skaidrs, ka visu organisko savienojumu reakciju daudzveidību nevar reducēt līdz piedāvātajai klasifikācijai (piemēram, sadegšanas reakcijas). Tomēr šāda klasifikācija palīdzēs izveidot analoģijas ar neorganisko vielu reakciju klasifikācijām, kuras jums jau ir pazīstamas no neorganiskās ķīmijas kursa.
Parasti galveno organisko savienojumu, kas iesaistīts reakcijā, sauc par substrātu, un otru reakcijas sastāvdaļu parasti uzskata par reaģentu.
Aizvietošanas reakcijas
Reakcijas, kuru rezultātā viens atoms vai atomu grupa sākotnējā molekulā (substrātā) tiek aizstāti ar citiem atomiem vai atomu grupām, sauc par aizvietošanas reakcijām.
Aizvietošanas reakcijas ietver piesātinātus un aromātiskus savienojumus, piemēram, alkānus, cikloalkānus vai arēnus.
Sniegsim šādu reakciju piemērus.
Nodarbības saturs nodarbību piezīmes atbalsta ietvarstundu prezentācijas paātrināšanas metodes interaktīvās tehnoloģijas Prakse uzdevumi un vingrinājumi pašpārbaudes darbnīcas, apmācības, gadījumi, uzdevumi mājasdarbi diskusijas jautājumi retoriski jautājumi no studentiem Ilustrācijas audio, video klipi un multivide fotogrāfijas, attēli, grafikas, tabulas, diagrammas, humors, anekdotes, joki, komiksi, līdzības, teicieni, krustvārdu mīklas, citāti Papildinājumi tēzes raksti triki zinātkārajiem bērnu gultiņas mācību grāmatas pamata un papildu terminu vārdnīca citi Mācību grāmatu un stundu pilnveidošanakļūdu labošana mācību grāmatā fragmenta atjaunināšana mācību grāmatā;novācijas elementi stundā;novecojušo zināšanu aizstāšana ar jaunām; tikai skolotājiem ideālas nodarbības kalendārais plāns gadam, metodiskie ieteikumi, diskusiju programmas Integrētās nodarbībasKad notiek ķīmiskas reakcijas, dažas saites pārtrūkst un veidojas citas. Ķīmiskās reakcijas parasti iedala organiskās un neorganiskās. Par organiskām reakcijām tiek uzskatītas reakcijas, kurās vismaz viens no reaģentiem ir organisks savienojums, kas reakcijas laikā maina savu molekulāro struktūru. Atšķirība starp organiskajām un neorganiskajām reakcijām ir tāda, ka tajās parasti ir iesaistītas molekulas. Šādu reakciju ātrums ir zems, un produkta iznākums parasti ir tikai 50-80%. Lai palielinātu reakcijas ātrumu, tiek izmantoti katalizatori un paaugstināta temperatūra vai spiediens. Tālāk mēs apsvērsim ķīmisko reakciju veidus organiskajā ķīmijā.
Klasifikācija pēc ķīmisko pārvērtību rakstura
- Aizvietošanas reakcijas
- Papildinājuma reakcijas
- Izomerizācijas reakcija un pārkārtošanās
- Oksidācijas reakcijas
- Sadalīšanās reakcijas
Aizvietošanas reakcijas
Aizvietošanas reakciju laikā viens atoms vai atomu grupa sākotnējā molekulā tiek aizstāti ar citiem atomiem vai atomu grupām, veidojot jaunu molekulu. Parasti šādas reakcijas ir raksturīgas piesātinātajiem un aromātiskajiem ogļūdeņražiem, piemēram:
Papildinājuma reakcijas
Kad notiek pievienošanās reakcijas, no divām vai vairākām vielu molekulām veidojas viena jauna savienojuma molekula. Šādas reakcijas ir raksturīgas nepiesātinātiem savienojumiem. Pastāv hidrogenēšanas (reducēšanas), halogenēšanas, hidrohalogenēšanas, hidratācijas, polimerizācijas uc reakcijas:
- Hidrogenēšana– ūdeņraža molekulas pievienošana:
Eliminācijas reakcija
Eliminācijas reakciju rezultātā organiskās molekulas zaudē atomus vai atomu grupas, un veidojas jauna viela, kas satur vienu vai vairākas daudzkārtējas saites. Eliminācijas reakcijas ietver reakcijas dehidrogenēšana, dehidratācija, dehidrohalogenēšana un tā tālāk.:
Izomerizācijas reakcijas un pārkārtošanās
Šādu reakciju laikā notiek intramolekulāra pārkārtošanās, t.i. atomu vai atomu grupu pāreja no vienas molekulas daļas uz citu, nemainot reakcijā iesaistītās vielas molekulāro formulu, piemēram:
Oksidācijas reakcijas
Oksidējošā reaģenta iedarbības rezultātā palielinās oglekļa oksidācijas pakāpe organiskā atomā, molekulā vai jona elektronu zuduma dēļ, kā rezultātā veidojas jauns savienojums:
Kondensācijas un polikondensācijas reakcijas
Sastāv no vairāku (divu vai vairāku) organisko savienojumu mijiedarbības, veidojot jaunas C-C saites un zemas molekulmasas savienojumu:
Polikondensācija ir polimēra molekulas veidošanās no monomēriem, kas satur funkcionālās grupas, atbrīvojot savienojumu ar zemu molekulmasu. Atšķirībā no polimerizācijas reakcijām, kuru rezultātā veidojas polimērs ar monomēram līdzīgu sastāvu, polikondensācijas reakciju rezultātā iegūtā polimēra sastāvs atšķiras no tā monomēra:
Sadalīšanās reakcijas
Šis ir process, kurā sarežģīts organiskais savienojums tiek sadalīts mazāk sarežģītās vai vienkāršās vielās:
C18H38 → C9H18 + C9H20
Ķīmisko reakciju klasifikācija pēc mehānismiem
Reakcijas, kas saistītas ar kovalento saišu pārrāvumu organiskajos savienojumos, ir iespējamas ar diviem mehānismiem (t.i., ceļš, kas ved uz vecās saites pārrāvumu un jaunas saites veidošanos) – heterolītisks (jonu) un homolītisks (radikāls).
Heterolītiskais (jonu) mehānisms
Reakcijās, kas notiek pēc heterolītiskā mehānisma, veidojas jonu tipa starpdaļiņas ar lādētu oglekļa atomu. Daļiņas, kurām ir pozitīvs lādiņš, sauc par karbokationiem, bet negatīvās - par karbanioniem. Šajā gadījumā notiek nevis kopējā elektronu pāra pārrāvums, bet gan tā pāreja uz vienu no atomiem, veidojoties jonam:
Spēcīgi polārām, piemēram, H-O, C-O un viegli polarizējamām, piemēram, C-Br, C-I saitēm ir tendence uz heterolītisku šķelšanos.
Reakcijas, kas notiek pēc heterolītiskā mehānisma, tiek sadalītas nukleofils un elektrofīls reakcijas. Reaģentu, kuram ir elektronu pāris, lai izveidotu saiti, sauc par nukleofīlu vai elektronu donoru. Piemēram, HO - , RO - , Cl - , RCOO - , CN - , R - , NH 2 , H 2 O , NH 3 , C 2 H 5 OH , alkēni, arēni.
Reaģents, kuram ir neaizpildīts elektronu apvalks un kas spēj piesaistīt elektronu pāri jaunas saites veidošanas procesā Par elektrofīlajiem reaģentiem sauc šādus katjonus: H +, R 3 C +, AlCl 3, ZnCl 2, SO 3 , BF 3, R-Cl, R 2 C=O
Nukleofīlās aizvietošanas reakcijas
Raksturīgs alkil- un arilhalogenīdiem:
Nukleofīlās pievienošanās reakcijas
Elektrofīlās aizvietošanas reakcijas
Elektrofīlās pievienošanās reakcijas
Homolītisks (radikāls mehānisms)
Reakcijās, kas notiek pēc homolītiskā (radikālā) mehānisma, pirmajā posmā kovalentā saite tiek pārrauta, veidojoties radikāļiem. Iegūtais brīvais radikālis pēc tam darbojas kā uzbrūkošais reaģents. Saites šķelšanās ar radikālu mehānismu ir raksturīga nepolārajām vai zema polārām kovalentajām saitēm (C–C, N–N, C–H).
Atšķiriet radikālas aizstāšanas un radikālas pievienošanas reakcijas
Radikālās pārvietošanās reakcijas
Raksturīgs alkāniem
Radikālās pievienošanās reakcijas
Raksturīgs alkēniem un alkīniem
Tādējādi mēs pārbaudījām galvenos ķīmisko reakciju veidus organiskajā ķīmijā
Kategorijas,
