Keemiline reaktsioon on ainete muundumisprotsess, mille käigus täheldatakse nende struktuuri või koostise muutumist. Sellise protsessi tulemusena lähevad algained ehk reaktiivid lõpptoodetesse. Tänaseks on välja kujunenud väga selge klassifikatsioon keemilised reaktsioonid.

Reaktsioonide kirjeldus võrrandite abil. Keemiliste reaktsioonide märgid

Seal on mitu klassifikatsiooni, millest igaüks võtab arvesse ühte või mitut funktsiooni. Näiteks saab keemilisi reaktsioone jagada, pöörates tähelepanu:

• reaktiivide ja lõpptoodete kogus ja koostis;
• alg- ja lõppainete agregatsiooni olek (gaas, vedel, tahke vorm);
• faaside arv;
• reaktsiooni käigus ülekantavate osakeste olemus (ioon, elektron);
• termiline efekt;
• võimalus, et reaktsioon kulgeb vastupidises suunas.

Väärib märkimist, et keemilised reaktsioonid kirjutatakse tavaliselt valemite ja võrrandite abil. Kus vasak pool võrrand kirjeldab reagentide koostist ja nende vastasmõju olemust ning paremal pool on näha lõppsaadused. Teine väga oluline punkt- iga elemendi aatomite arv paremas ja vasakpoolses osas peab olema võrdne. See on ainus viis hoida

Nagu juba mainitud, on klassifikatsioone palju. Siin arutatakse kõige sagedamini kasutatavaid.

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon koostise, alg- ja lõppsaaduste koguse järgi

Neisse sisenevad mitmed ained, mis ühinevad, moodustades keerukama aine. Enamikul juhtudel kaasneb selle reaktsiooniga soojuse eraldumine.

Algreaktiiv on keeruline ühend, mis lagunemise käigus moodustab mitu lihtsamat ainet. Sellised reaktsioonid võivad olla nii redoksreaktsioonid kui ka toimuda valentsi muutumata.

Asendusreaktsioonid – kujutavad endast kompleksse ja lihtsa aine vastastikmõju. Protsessi käigus toimub kompleksaine mis tahes aatomi asendamine. Skemaatiliselt võib reaktsiooni kujutada järgmiselt:

A + BC = AB + C

Vahetusreaktsioon on protsess, mille käigus kaks algset reagenti vahetavad omavahel koostisosi. Näiteks:

AB + SD = AD + SW

Ülekandereaktsioone iseloomustab aatomi või aatomite rühma ülekandumine ühelt ainelt teisele.

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon: pöörduvad ja pöördumatud protsessid

Teine oluline reaktsioonide omadus on pöördprotsessi võimalus.

Niisiis nimetatakse selliseid reaktsioone pöörduvateks, mille produktid võivad üksteisega suhelda, moodustades samu lähteaineid. Reeglina tuleb see funktsioon võrrandis kuvada. Sel juhul vasaku ja vahel parem pool võrrandid panevad kaks vastassuunalist noolt.

Pöördumatu keemilise reaktsiooni korral ei suuda selle tooted üksteisega reageerida – vähemalt siis, kui normaalsetes tingimustes.

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon vastavalt termiline efekt

Termokeemilised reaktsioonid jagunevad kahte põhirühma:

• eksotermilised protsessid, mille käigus eraldub soojust (energiat);
• endotermilised protsessid, mis nõuavad energia neeldumist väljastpoolt.

Keemiliste reaktsioonide klassifitseerimine faaside arvu ja faasiomaduste järgi

Nagu juba mainitud, on ka ainete jaoks suur tähtsus täielikud omadused keemiline reaktsioon. Nende märkide järgi on tavaks eristada:

• gaasireaktsioonid;
• reaktsioonid lahustes;
• keemilised protsessid vahel

Kuid alg- ja lõpptooted ei kuulu alati ühte koondamisolekusse. Seetõttu klassifitseeritakse reaktsioonid ka faaside arvu alusel:

• ühefaasilised ehk homogeensed reaktsioonid on protsessid, mille produktid on samas olekus (enamasti toimub selline reaktsioon kas gaasifaasis või lahuses);
• (mitmefaasiline) - reaktiivid ja lõpptooted võivad olla erinevates agregatsiooniseisundites.

Keemilisi reaktsioone tuleks eristada tuumareaktsioonidest. Keemiliste reaktsioonide tulemusena koguarv iga keemilise elemendi aatomid ja selle isotoopkoostis ei muutu. Tuumareaktsioonid on teine ​​​​asi - aatomituumade muundumisprotsessid nende koosmõjul teiste tuumade või elementaarosakestega, näiteks alumiiniumi muundumine magneesiumiks:

27 13 Al + 1 1 H \u003d 24 12 Mg + 4 2 He

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon on mitmetahuline, see tähendab, et see võib põhineda erinevaid märke. Kuid kõigi nende märkide all võib seostada nii anorgaaniliste kui ka orgaaniliste ainete vahelisi reaktsioone.

Mõelge keemiliste reaktsioonide klassifitseerimisele erinevate kriteeriumide järgi.

I. Vastavalt reageerivate ainete arvule ja koostisele

Reaktsioonid, mis toimuvad ainete koostist muutmata.

Mitte orgaaniline keemia sellised reaktsioonid hõlmavad ühe keemilise elemendi allotroopsete modifikatsioonide saamise protsesse, näiteks:

C (grafiit) ↔ C (teemant)
S (rombiline) ↔ S (monokliiniline)
R (valge) ↔ R (punane)
Sn (valge tina) ↔ Sn (hall tina)
3O 2 (hapnik) ↔ 2O 3 (osoon)

Orgaanilises keemias võivad seda tüüpi reaktsioonid hõlmata isomerisatsioonireaktsioone, mis toimuvad muutmata mitte ainult ainete molekulide kvalitatiivset, vaid ka kvantitatiivset koostist, näiteks:

1. Alkaanide isomerisatsioon.

Alkaanide isomeerimisreaktsioonil on suur praktiline tähtsus, kuna isostruktuuri süsivesinikel on väiksem detonatsioonivõime.

2. Alkeenide isomerisatsioon.

3. Alküünide isomerisatsioon (A. E. Favorsky reaktsioon).

CH 3 - CH 2 - C \u003d - CH ↔ CH 3 - C \u003d - C- CH 3

etüülatsetüleen dimetüülatsetüleen

4. Haloalkaanide isomerisatsioon (A. E. Favorsky, 1907).

5. Ammooniumtsüaniidi isomerisatsioon kuumutamisel.

Esimest korda sünteesis karbamiidi F. Wehler 1828. aastal ammooniumtsüanaadi isomeerimisel kuumutamisel.

Reaktsioonid, mis kaasnevad aine koostise muutumisega

Selliseid reaktsioone on nelja tüüpi: ühendid, lagunemised, asendused ja vahetused.

1. Ühendusreaktsioonid on sellised reaktsioonid, mille käigus kahest või enamast ainest moodustub üks kompleksaine

Anorgaanilises keemias võib vaadelda mitmesuguseid ühendreaktsioone, kasutades näiteks väävlist väävelhappe saamise reaktsioonide näidet:

1. Vääveloksiidi (IV) saamine:

S + O 2 \u003d SO - kahest lihtsast ainest moodustub üks kompleksaine.

2. Vääveloksiidi (VI) saamine:

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - liht- ja kompleksainest moodustub üks kompleksaine.

3. Väävelhappe saamine:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 - kahest kompleksainest moodustub üks kompleks.

Näide liitreaktsioonist, kus üks kompleksaine moodustub rohkem kui kahest lähteainest, on lämmastikhappe tootmise viimane etapp:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3

Orgaanilises keemias nimetatakse ühendreaktsioone tavaliselt "liitumisreaktsioonideks". Selliste reaktsioonide mitmekesisust võib vaadelda küllastumata ainete, näiteks etüleeni omadusi iseloomustavate reaktsioonide ploki näitel:

1. Hüdrogeenimisreaktsioon – vesiniku lisamine:

CH2 \u003d CH2 + H2 → H3-CH3

eteen → etaan

2. Hüdratatsioonireaktsioon – vee lisamine.

3. Polümerisatsioonireaktsioon.

2. Lagunemisreaktsioonid on sellised reaktsioonid, mille käigus ühest kompleksainest tekib mitu uut ainet.

Anorgaanilises keemias võib laboratoorsete meetoditega hapniku saamiseks vajalike reaktsioonide plokis arvesse võtta mitmesuguseid selliseid reaktsioone:

1. Elavhõbe(II)oksiidi lagunemine - ühest kompleksainest tekib kaks lihtsat.

2. Kaaliumnitraadi lagunemine - ühest kompleksainest tekib üks liht- ja üks kompleks.

3. Kaaliumpermanganaadi lagunemine - ühest kompleksainest moodustub kaks kompleksset ja üks lihtainet ehk kolm uut ainet.

Orgaanilises keemias võib laboris ja tööstuses etüleeni tootmise reaktsioonide plokis arvestada lagunemisreaktsioonidega:

1. Etanooli dehüdratsiooni (vee jagamise) reaktsioon:

C 2 H 5OH → CH 2 \u003d CH 2 + H 2 O

2. Etaani dehüdrogeenimisreaktsioon (vesiniku lõhustamine):

CH3-CH3 → CH2 \u003d CH2 + H2

või CH3-CH3 → 2C + ZH2

3. Propaani pragunemisreaktsioon (jagunemine):

CH3-CH2-CH3 → CH2 \u003d CH2 + CH4

3. Asendusreaktsioonid on sellised reaktsioonid, mille tulemusena aatomid lihtne aine asendada elemendi aatomid keerulises aines.

Anorgaanilises keemias on selliste protsesside näideteks reaktsioonide plokk, mis iseloomustab näiteks metallide omadusi:

1. Leelis- või leelismuldmetallide koostoime veega:

2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2

2. Metallide interaktsioon lahuses olevate hapetega:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3. Metallide koostoime lahuses olevate sooladega:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4. Metalthermy:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Cr

Orgaanilise keemia uurimisobjekt ei ole lihtained, vaid ainult ühendid. Seetõttu toome asendusreaktsiooni näitena küllastunud ühendite, eriti metaani kõige iseloomulikuma omaduse, selle vesinikuaatomite võime asendada halogeeniaatomitega. Teine näide on aromaatse ühendi (benseen, tolueen, aniliin) broomimine.

C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr

benseen → bromobenseen

Pöörame tähelepanu asendusreaktsiooni eripärale at orgaaniline aine: selliste reaktsioonide tulemusena ei moodustu mitte lihtne ja keeruline aine, nagu anorgaanilises keemias, vaid kaks keerulist ainet.

Orgaanilises keemias hõlmavad asendusreaktsioonid ka mõningaid reaktsioone kahe kompleksse aine vahel, näiteks benseeni nitreerimist. See on formaalselt vahetusreaktsioon. Asjaolu, et tegemist on asendusreaktsiooniga, saab selgeks alles selle mehhanismi arvesse võttes.

4. Vahetusreaktsioonid on sellised reaktsioonid, mille käigus kaks keerulist ainet vahetavad oma koostisosi

Need reaktsioonid iseloomustavad elektrolüütide omadusi ja kulgevad lahustes Berthollet' reegli järgi, st ainult siis, kui selle tulemusena tekib sade, gaas või vähedissotsieeruv aine (näiteks H 2 O).

Anorgaanilises keemias võib see olla reaktsioonide plokk, mis iseloomustab näiteks leeliste omadusi:

1. Neutraliseerimisreaktsioon, mis toimub soola ja vee moodustumisega.

2. Leelise ja soola vaheline reaktsioon, mis kaasneb gaasi moodustumisega.

3. Leelise ja soola vaheline reaktsioon, mis kaasneb sademe moodustumisega:

СuSO 4 + 2KOH \u003d Cu (OH) 2 + K 2 SO 4

või ioonsel kujul:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2

Orgaanilises keemias võib käsitleda reaktsioonide plokki, mis iseloomustavad näiteks äädikhappe omadusi:

1. Reaktsioon, mis kulgeb nõrga elektrolüüdi - H 2 O moodustumisega:

CH 3COOH + NaOH → Na (CH3COO) + H 2 O

2. Reaktsioon, mis toimub gaasi moodustumisega:

2CH 3 COOH + CaCO 3 → 2CH 3 COO + Ca 2+ + CO 2 + H 2 O

3. Reaktsioon, mis kulgeb sademe moodustumisega:

2CH 3 COOH + K 2 SO 3 → 2K (CH 3 COO) + H 2 SO 3

2CH 3 COOH + SiO → 2CH 3 COO + H 2 SiO 3

II. Oksüdatsiooniastmete muutmisega keemilised elemendid, moodustades aineid

Selle põhjal eristatakse järgmisi reaktsioone:

1. Reaktsioonid, mis tekivad elementide oksüdatsiooniastmete muutumisel ehk redoksreaktsioonid.

Nende hulka kuuluvad paljud reaktsioonid, sealhulgas kõik asendusreaktsioonid, aga ka kombinatsiooni- ja lagunemisreaktsioonid, milles osaleb vähemalt üks lihtne aine, näiteks:

1. Mg 0 + H + 2 SO 4 \u003d Mg + 2 SO 4 + H 2

2. 2Mg 0 + O 0 2 = Mg + 2 O -2

Komplekssed redoksreaktsioonid koostatakse elektronide tasakaalu meetodil.

2KMn +7O4 + 16HCl - \u003d 2KCl - + 2Mn +2Cl -2 + 5Cl02 + 8H2O

Orgaanilises keemias ehe näide redoksreaktsioonid võivad toimida aldehüüdide omadustena.

1. Need taandatakse vastavateks alkoholideks:

Aldetsiidid oksüdeeritakse vastavateks hapeteks:

2. Reaktsioonid, mis toimuvad keemiliste elementide oksüdatsiooniastmeid muutmata.

Nende hulka kuuluvad näiteks kõik ioonivahetusreaktsioonid, aga ka paljud ühendireaktsioonid, paljud lagunemisreaktsioonid, esterdamisreaktsioonid:

HCOOH + CHgOH = HSOCH 3 + H 2 O

III. Termilise efekti järgi

Termilise efekti järgi jagunevad reaktsioonid eksotermilisteks ja endotermilisteks.

1. Eksotermilised reaktsioonid kulgevad energia vabanemisega.

Nende hulka kuuluvad peaaegu kõik ühendi reaktsioonid. harv erand Need moodustavad endotermilised reaktsioonid lämmastikoksiidi (II) sünteesil lämmastikust ja hapnikust ning gaasilise vesiniku reaktsioonist tahke joodiga.

Eksotermilisi reaktsioone, mis kulgevad koos valguse vabanemisega, nimetatakse põlemisreaktsioonideks. Etüleeni hüdrogeenimine on eksotermilise reaktsiooni näide. See töötab toatemperatuuril.

2. Endotermilised reaktsioonid kulgevad energia neeldumisega.

Ilmselt kehtivad neile peaaegu kõik lagunemisreaktsioonid, näiteks:

1. Lubjakivi kaltsineerimine

2. Butaani pragunemine

Reaktsiooni tulemusel vabanenud või neeldunud energiahulka nimetatakse reaktsiooni termiliseks efektiks ja seda mõju näitavat keemilise reaktsiooni võrrandit termokeemiliseks võrrandiks:

H2 (g) + C 12 (g) \u003d 2HC 1 (g) + 92,3 kJ

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

IV. Vastavalt reageerivate ainete agregatsiooni olekule (faasiline koostis)

Vastavalt reageerivate ainete agregatsiooni olekule eristatakse:

1. Heterogeensed reaktsioonid - reaktsioonid, mille käigus reageerivad ained ja reaktsiooniproduktid on erinevates agregatsiooniseisundites (erinevates faasides).

2. Homogeensed reaktsioonid - reaktsioonid, milles reagendid ja reaktsiooniproduktid on samas agregatsiooniseisundis (ühes faasis).

V. Vastavalt katalüsaatori osalemisele

Vastavalt katalüsaatori osalemisele on:

1. Mittekatalüütilised reaktsioonid, mis toimuvad ilma katalüsaatori osaluseta.

2. Katalüsaatori osalusel toimuvad katalüütilised reaktsioonid. Kuna kõik elusorganismide rakkudes toimuvad biokeemilised reaktsioonid kulgevad spetsiaalsete valguloomuliste bioloogiliste katalüsaatorite - ensüümide - osalusel, on need kõik katalüütilised või täpsemalt ensümaatilised. Tuleb märkida, et enam kui 70% keemiatööstusest kasutab katalüsaatoreid.

VI. suunas

Suuna järgi on:

1. Pöördumatud reaktsioonid kulgevad antud tingimustes ainult ühes suunas. Nende hulka kuuluvad kõik vahetusreaktsioonid, millega kaasneb sademe, gaasi või vähedissotsieeruva aine (vee) moodustumine, ja kõik põlemisreaktsioonid.

2. Nendes tingimustes toimuvad pöörduvad reaktsioonid samaaegselt kahes vastassuunas. Enamik neist reaktsioonidest on.

Orgaanilises keemias peegeldub pöörduvuse märk protsesside nimedes - antonüümides:

Hüdrogeenimine - dehüdrogeenimine,

Hüdratsioon - dehüdratsioon,

Polümerisatsioon - depolümerisatsioon.

Kõik esterdamisreaktsioonid on pöörduvad (vastast protsessi, nagu teate, nimetatakse hüdrolüüsiks) ja valkude, estrite, süsivesikute, polünukleotiidide hüdrolüüs. Nende protsesside pöörduvus on selle aluseks kõige tähtsam vara elusorganism – ainevahetus.

VII. Voolumehhanismi järgi on olemas:

1. Reaktsiooni käigus tekkinud radikaalide ja molekulide vahel toimuvad radikaalreaktsioonid.

Nagu te juba teate, lõhutakse kõigis reaktsioonides vanad ja moodustuvad uued. keemilised sidemed. Lähteaine molekulides oleva sideme katkestamise meetod määrab reaktsiooni mehhanismi (tee). Kui aine moodustub kovalentse sidemega, võib selle sideme katkestamiseks olla kaks võimalust: hemolüütiline ja heterolüütiline. Näiteks Cl 2, CH 4 jne molekulide puhul toimub sidemete hemolüütiline purunemine, mis põhjustab paaritute elektronidega osakeste, st vabade radikaalide moodustumist.

Radikaalid tekivad kõige sagedamini sidemete katkemisel, milles jagatud elektronpaarid on aatomite vahel jaotunud ligikaudu võrdselt (mittepolaarne kovalentne side), kuid paljusid polaarseid sidemeid saab ka murda sarnasel viisil, eriti kui reaktsioon toimub gaasifaasis ja valguse mõjul , nagu näiteks eespool käsitletud protsesside puhul - C 12 ja CH 4 - vastastikmõju. Radikaalid on väga reaktsioonivõimelised, kuna kipuvad oma elektronikihti täiendama, võttes elektroni teiselt aatomilt või molekulilt. Näiteks kui klooriradikaal põrkab kokku vesiniku molekuliga, lõhub see jagatud elektronpaari, mis seob vesinikuaatomeid ja moodustab kovalentse sideme ühe vesinikuaatomiga. Teine vesinikuaatom, muutudes radikaaliks, moodustab ühise elektronide paar kokkuvarisevast Cl 2 molekulist pärit klooriaatomi paaritu elektroniga, mille tulemusena tekib klooriradikaal, mis ründab uut vesiniku molekuli jne.

Reaktsioone, mis on järjestikuste teisenduste ahel, nimetatakse ahelreaktsioonideks. Ahelreaktsioonide teooria arendamise eest pälvisid Nobeli preemia kaks silmapaistvat keemikut - meie kaasmaalane N. N. Semenov ja inglane S. A. Hinshelwood.
Kloori ja metaani vaheline asendusreaktsioon kulgeb sarnaselt:

Enamik orgaaniliste ja anorgaaniliste ainete põlemisreaktsioone, vee, ammoniaagi süntees, etüleeni, vinüülkloriidi jm polümerisatsioon kulgeb radikaalse mehhanismi järgi.

2. Ioonreaktsioonid toimuvad juba olemasolevate või reaktsiooni käigus tekkinud ioonide vahel.

Tüüpilised ioonreaktsioonid on interaktsioonid lahuses olevate elektrolüütide vahel. Ioonid moodustuvad mitte ainult elektrolüütide dissotsiatsioonil lahustes, vaid ka elektrilahenduste, kuumutamise või kiirguse toimel. y-kiired muudavad näiteks vee ja metaani molekulid molekulaarseteks ioonideks.

Teise ioonmehhanismi kohaselt toimuvad vesinikhalogeniidide, vesiniku, halogeenide alkeenidele lisamise reaktsioonid, alkoholide oksüdatsioon ja dehüdratsioon, alkoholi hüdroksüüli asendamine halogeeniga; aldehüüdide ja hapete omadusi iseloomustavad reaktsioonid. Ioonid tekivad sel juhul kovalentsete polaarsete sidemete heterolüütilise katkemise teel.

VIII. Vastavalt energia tüübile

reaktsiooni käivitamisel on:

1. Fotokeemilised reaktsioonid. Neid käivitab valgusenergia. Lisaks ülaltoodud HCl sünteesi või metaani reaktsiooni klooriga fotokeemilistele protsessidele hõlmavad need osooni kui sekundaarse atmosfääri saasteaine tootmist troposfääris. Sel juhul toimib primaarsena lämmastikoksiid (IV), mis moodustab valguse toimel hapnikuradikaale. Need radikaalid interakteeruvad hapniku molekulidega, mille tulemuseks on osoon.

Osooni moodustumine jätkub seni, kuni on piisavalt valgust, kuna NO võib hapniku molekulidega suhelda, moodustades sama NO 2 . Osooni ja muude sekundaarsete õhusaasteainete kogunemine võib põhjustada fotokeemilist sudu.

Seda tüüpi reaktsioon hõlmab ka kõige olulisemat taimerakkudes toimuvat protsessi – fotosünteesi, mille nimi räägib enda eest.

2. Kiirgusreaktsioonid. Neid käivitavad kõrge energiaga kiirgused - röntgenikiirgus, tuumakiirgus (γ-kiired, a-osakesed - He 2+ jne). Kiirgusreaktsioonide abil viiakse läbi väga kiire radiopolümerisatsioon, radiolüüs (kiirguse lagunemine) jne.

Näiteks benseenist kaheetapilise fenooli tootmise asemel saab seda saada benseeni interaktsioonil veega kiirguse toimel. Sel juhul moodustuvad veemolekulidest radikaalid [OH] ja [H], millega benseen reageerib, moodustades fenooli:

C6H6 + 2 [OH] → C6H5OH + H2O

Kummi vulkaniseerimist saab läbi viia ilma väävlita, kasutades radiovulkaniseerimist ja saadud kumm ei ole halvem kui traditsiooniline kumm.

3. Elektrokeemilised reaktsioonid. Neid käivitab elektrivool. Lisaks teile hästi tuntud elektrolüüsireaktsioonidele näitame ära ka elektrosünteesi reaktsioonid, näiteks anorgaaniliste oksüdeerijate tööstusliku tootmise reaktsioonid.

4. Termokeemilised reaktsioonid. Need on algatatud soojusenergia. Nende hulka kuuluvad kõik endotermilised reaktsioonid ja paljud eksotermilised reaktsioonid, mis nõuavad esialgset soojusvarustust, st protsessi käivitamist.

Ülaltoodud keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon kajastub diagrammil.

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon, nagu ka kõik teised klassifikatsioonid, on tingimuslik. Teadlased nõustusid jagama reaktsioonid teatud tüüpideks vastavalt tuvastatud märkidele. Kuid enamiku keemiliste muutuste põhjuseks võib olla erinevad tüübid. Iseloomustame näiteks ammoniaagi sünteesi protsessi.

See on ühendreaktsioon, redoks-, eksotermiline, pöörduv, katalüütiline, heterogeenne (täpsemalt heterogeenne katalüütiline), mis toimub süsteemi rõhu vähenemisega. Protsessi edukaks juhtimiseks tuleb arvestada kogu ülaltoodud teabega. Konkreetne keemiline reaktsioon on alati multikvalitatiivne, seda iseloomustavad erinevad tunnused.

MÄÄRATLUS

Keemiline reaktsioon nimetatakse ainete muundumiseks, mille käigus muutub nende koostis ja (või) struktuur.

Kõige sagedamini mõistetakse keemiliste reaktsioonide all algainete (reaktiivide) lõppaineteks (produktideks) muutmise protsessi.

Keemilised reaktsioonid kirjutatakse keemiliste võrrandite abil, mis sisaldavad lähteainete ja reaktsioonisaaduste valemeid. Massi jäävuse seaduse kohaselt on iga elemendi aatomite arv keemilise võrrandi vasakul ja paremal küljel sama. Tavaliselt kirjutatakse võrrandi vasakule poolele lähteainete valemid, paremale aga saaduste valemid. Iga elemendi aatomite arvu võrdsus võrrandi vasakus ja paremas osas saavutatakse täisarvuliste stöhhiomeetriliste koefitsientide asetamisega ainete valemite ette.

Keemilised võrrandid võivad sisaldada Lisainformatsioon reaktsiooni tunnuste kohta: temperatuur, rõhk, kiirgus jne, mida tähistab vastav sümbol võrdusmärgi kohal (või “all”).

Kõik keemilised reaktsioonid võib rühmitada mitmesse klassi, millel on teatud omadused.

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon lähte- ja tekkivate ainete arvu ja koostise järgi

Selle klassifikatsiooni järgi jagunevad keemilised reaktsioonid kombinatsiooni-, lagunemis-, asendus-, vahetusreaktsioonideks.

Tulemusena liitreaktsioonid kahest või enamast (keerulisest või lihtsast) ainest moodustub üks uus aine. AT üldine vaade Sellise keemilise reaktsiooni võrrand näeb välja järgmine:

Näiteks:

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

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

2Mg + O 2 \u003d 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Kombinatsioonireaktsioonid on enamikul juhtudel eksotermilised, s.t. voolab koos soojuse vabanemisega. Kui reaktsioonis osalevad lihtained, siis on sellisteks reaktsioonideks enamasti redoksreaktsioon (ORD), s.o. tekivad koos elementide oksüdatsiooniastmete muutumisega. On võimatu ühemõtteliselt öelda, kas ühendi reaktsiooni kompleksainete vahel saab seostada OVR-iga.

Reaktsioonid, mille käigus ühest kompleksainest moodustub mitu uut ainet (keeruline või lihtne), klassifitseeritakse lagunemisreaktsioonid. Üldiselt näeb keemilise lagunemisreaktsiooni võrrand välja järgmine:

Näiteks:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (2)

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

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O (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 + 4H 2 O (7)

Enamik lagunemisreaktsioone kulgeb kuumutamisel (1, 4, 5). Võib laguneda elektrivool(2). Hapnikku sisaldavate hapete (1, 3, 4, 5, 7) kristalsete hüdraatide, hapete, aluste ja soolade lagunemine toimub elementide oksüdatsiooniasteid muutmata, s.t. need reaktsioonid ei kehti OVR-i kohta. OVR-i lagunemisreaktsioonid hõlmavad oksiidide, hapete ja soolade lagunemist, mis on moodustunud kõrgemates oksüdatsiooniastmetes (6).

Lagunemisreaktsioone leidub ka orgaanilises keemias, kuid muude nimetuste all - krakkimine (8), dehüdrogeenimine (9):

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

C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2 H 2 (9)

Kell asendusreaktsioonid lihtaine interakteerub keerulisega, moodustades uue lihtsa ja uue kompleksaine. Üldiselt näeb keemilise asendusreaktsiooni võrrand välja järgmine:

Näiteks:

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

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (2)

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

2KSlO 3 + 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)

Asendusreaktsioonid on enamasti redoksreaktsioonid (1–4, 7). Näiteid lagunemisreaktsioonidest, mille käigus oksüdatsiooniaste ei muutu, on vähe (5, 6).

Vahetusreaktsioonid nimetatakse reaktsioonideks, mis toimuvad komplekssete ainete vahel, mille käigus nad vahetavad oma koostisosi. Tavaliselt kasutatakse seda terminit reaktsioonide kohta, mis hõlmavad ioone vesilahus. Üldiselt näeb keemilise vahetuse reaktsiooni võrrand välja järgmine:

AB + CD = AD + CB

Näiteks:

CuO + 2HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl \u003d NaCl + H 2 O (2)

NaHCO 3 + HCl \u003d NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

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

Vahetusreaktsioonid ei ole redoksreaktsioonid. erijuhtum need vahetusreaktsioonid on neutraliseerimisreaktsioonid (hapete ja leeliste vastasmõju reaktsioonid) (2). Vahetusreaktsioonid kulgevad suunas, kus vähemalt üks ainetest eemaldatakse reaktsioonisfäärist gaasilise aine (3), sademe (4, 5) või halvasti dissotsieeruva ühendi, kõige sagedamini vee (1, 2) kujul. ).

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon oksüdatsiooniastmete muutuste järgi

Sõltuvalt reagendid ja reaktsioonisaadused moodustavate elementide oksüdatsiooniastmete muutumisest jagunevad kõik keemilised reaktsioonid redoks- (1, 2) ja oksüdatsiooniastet muutmata toimuvateks (3, 4).

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

Mg 0 - 2e \u003d Mg 2+ (redutseerija)

C 4+ + 4e \u003d C 0 (oksüdeeriv aine)

FeS 2 + 8HNO 3 (konts.) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e \u003d Fe 3+ (redutseerija)

N 5+ + 3e \u003d N 2+ (oksüdeeriv aine)

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

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

Keemiliste reaktsioonide klassifitseerimine termilise efekti järgi

Sõltuvalt sellest, kas reaktsiooni käigus eraldub või neeldub soojust (energiat), jagunevad kõik keemilised reaktsioonid tinglikult vastavalt ekso- (1, 2) ja endotermilisteks (3). Reaktsiooni käigus vabanenud või neeldunud soojuse (energia) hulka nimetatakse reaktsioonisoojuseks. Kui võrrand näitab eralduva või neeldunud soojuse hulka, siis nimetatakse selliseid võrrandeid termokeemilisteks.

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

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

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

Keemiliste reaktsioonide klassifikatsioon reaktsiooni suuna järgi

Reaktsiooni suuna järgi eristatakse pöörduvaid (keemilised protsessid, mille produktid on võimelised reageerima üksteisega samadel tingimustel, milles need saadakse, koos lähteainete moodustumisega) ja pöördumatud (keemilised protsessid, mille saadused ei suuda üksteisega reageerida lähteainete moodustumisega).

Pööratavate reaktsioonide korral kirjutatakse võrrand üldkujul tavaliselt järgmiselt:

A + B ↔ AB

Näiteks:

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

Pöördumatute reaktsioonide näideteks on järgmised reaktsioonid:

2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Reaktsiooni pöördumatuse tõendid võivad olla gaasilise aine, sademe või vähedissotsieeruva ühendi, enamasti vee, reaktsioonisaadused.

Keemiliste reaktsioonide klassifitseerimine katalüsaatori olemasolu järgi

Sellest vaatenurgast eristatakse katalüütilisi ja mittekatalüütilisi reaktsioone.

Katalüsaator on aine, mis kiirendab keemilist reaktsiooni. Katalüsaatoritega seotud reaktsioone nimetatakse katalüütiliseks. Mõned reaktsioonid on üldiselt võimatud ilma katalüsaatorita:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalüsaator)

Sageli toimib üks reaktsiooniproduktidest katalüsaatorina, mis seda reaktsiooni kiirendab (autokatalüütilised reaktsioonid):

MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, kus Me on metall.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Keemiline reaktsioon ehk keemiline muundumine on protsess, mille käigus moodustuvad mõnedest ainetest, mille poolest erinevad, teised ained keemiline koostis ja ehitamine.

Keemilised reaktsioonid klassifitseeritakse järgmiste kriteeriumide alusel:

1) reaktiivide ja reaktsioonisaaduste koguse muutumine või muutumise puudumine. Selle alusel jagunevad reaktsioonid kombinatsiooni-, lagunemis-, asendus-, vahetusreaktsioonideks.

Liitreaktsioon on reaktsioon, mille käigus kaks või enam ainet moodustavad ühe uue aine. Näiteks Fe + S → FeS.

Lagunemisreaktsioon on reaktsioon, mille käigus ühest ainest tekib kaks või enam uut ainet. Näiteks CaCO3 → CaO + CO2.

Asendusreaktsioon on reaktsioon liht- ja kompleksaine vahel, mille käigus lihtaine aatomid asendavad kompleksaines ühe elemendi aatomeid, mille tulemusena moodustub uus lihtaine ja uus kompleksaine. Näiteks Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2.

Vahetusreaktsioon on reaktsioon, mille käigus kaks keerulist ainet vahetavad oma koostisosi. Näiteks NaOH + HCl → NaCl + H2O.

2) Teiseks keemiliste reaktsioonide klassifikatsiooni tunnuseks on reageerivaid aineid moodustavate elementide oksüdatsiooniastmete muutumine või muutumise puudumine. Selle alusel jagunevad reaktsioonid redoksreaktsioonideks ja reaktsioonideks, mis toimuvad elementide oksüdatsiooniastmeid muutmata. Näiteks Zn + S → ZnS (tsink pluss es toodab tsink-es). See on redoksreaktsioon, mille käigus tsink loovutab kaks elektroni ja omandab +2 oksüdatsiooniastme: Zn0 - 2 → Zn +2 ning väävel võtab vastu 2 elektroni ja omandab -2 oksüdatsiooniastme: S0 + 2 → S-2.

Ainete poolt elektronide väljaandmise protsessi nimetatakse oksüdatsiooniks ja elektronide vastuvõtmise protsessi nimetatakse redutseerimiseks.

3) Kolmas keemiliste reaktsioonide klassifikatsiooni tunnus on energia vabanemine või neeldumine reaktsiooni käigus. Selle põhjal jagunevad reaktsioonid eksotermilisteks (millega kaasneb soojuse eraldumine) ja endotermilisteks (kaasneb soojuse neeldumine).

4) Keemiliste reaktsioonide klassifikatsiooni neljas märk on ühe reaktiivi tüüp. Selle alusel jagunevad reaktsioonid halogeenide reaktsioonideks (koostoime kloori, broomiga), hüdrogeenimiseks (vesiniku molekulide lisamine), hüdratsiooniks (veemolekulide lisamiseks), hüdrolüüsiks, nitreerimiseks.

5) Keemiliste reaktsioonide klassifikatsiooni viies märk on katalüsaatori olemasolu. Selle alusel jagunevad reaktsioonid katalüütiliseks (mis toimuvad ainult katalüsaatori juuresolekul) ja mittekatalüütiliseks (toimuvad ilma katalüsaatorita).

6) Teine märk keemiliste reaktsioonide klassifitseerimisest on reaktsiooni edenemine lõpuni. Selle põhjal jagunevad reaktsioonid pöörduvateks ja pöördumatuteks.

On ka teisi keemiliste reaktsioonide klassifikatsioone. Kõik sõltub sellest, millistel kriteeriumidel need põhinevad.