Productos de reacciones químicas. Tipos de reacciones químicas
7.1. Tipos básicos de reacciones químicas.
Las transformaciones de sustancias, acompañadas de cambios en su composición y propiedades, se denominan reacciones químicas o interacciones químicas. Durante las reacciones químicas, no hay cambios en la composición de los núcleos atómicos.
Los fenómenos en los que cambia la forma o el estado físico de las sustancias o la composición de los núcleos atómicos se denominan físicos. Un ejemplo de fenómenos físicos es el tratamiento térmico de los metales, durante el cual cambia su forma (forja), la fusión del metal, la sublimación del yodo, la transformación del agua en hielo o vapor, etc., así como las reacciones nucleares. como resultado de lo cual se forman átomos a partir de átomos de algunos elementos de otros elementos.
Los fenómenos químicos pueden ir acompañados de transformaciones físicas. Por ejemplo, como resultado de reacciones químicas que ocurren en una celda galvánica, surge una corriente eléctrica.
Las reacciones químicas se clasifican según varios criterios.
1. Según el signo del efecto térmico, todas las reacciones se dividen en endotérmico(procediendo a la absorción de calor) y exotérmico(fluye con la liberación de calor) (ver § 6.1).
2. En función del estado de agregación de las sustancias de partida y de los productos de reacción, se distinguen:
reacciones homogéneas, en el que todas las sustancias están en la misma fase:
2 KOH (p-p) + H 2 SO 4 (p-p) = K 2 SO (p-p) + 2 H 2 O (l),
CO (g) + Cl 2 (g) = COCl 2 (g),
SiO 2 (k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
reacciones heterogéneas, sustancias en las que se encuentran en diferentes fases:
CaO (k) + CO 2 (g) = CaCO 3 (k),
CuSO 4 (solución) + 2 NaOH (solución) = Cu(OH) 2 (k) + Na 2 SO 4 (solución),
Na 2 SO 3 (solución) + 2HCl (solución) = 2 NaCl (solución) + SO 2 (g) + H 2 O (l).
3. Según la capacidad de fluir solo en la dirección de avance, así como en la dirección de avance y retroceso, distinguen irreversible Y reversible reacciones químicas (ver § 6.5).
4. Según la presencia o ausencia de catalizadores, se distinguen catalítico Y no catalítico reacciones (ver § 6.5).
5. Según el mecanismo de aparición, las reacciones químicas se dividen en iónico, radical etc. (el mecanismo de las reacciones químicas que ocurren con la participación de compuestos orgánicos se analiza en el curso de química orgánica).
6. Según el estado de oxidación de los átomos incluidos en la composición de las sustancias reaccionantes, se producen reacciones. sin cambiar el estado de oxidaciónátomos, y con un cambio en el estado de oxidación de los átomos ( reacciones redox) (ver § 7.2) .
7. Las reacciones se distinguen por cambios en la composición de las sustancias de partida y los productos de reacción. Conexión, descomposición, sustitución e intercambio.. Estas reacciones pueden ocurrir tanto con como sin cambios en los estados de oxidación de los elementos, tabla . 7.1.
Tabla 7.1
Tipos de reacciones químicas
Esquema general |
Ejemplos de reacciones que ocurren sin cambiar el estado de oxidación de los elementos. |
Ejemplos de reacciones redox. |
|
Conexiones (una nueva sustancia se forma a partir de dos o más sustancias) |
HCl + NH3 = NH4Cl; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 |
H2 + Cl2 = 2HCl; 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 |
|
Descomposiciones (se forman varias sustancias nuevas a partir de una sustancia) |
A = B + C + D |
MgCO3MgO + CO2; H2SiO3 SiO2 + H2O |
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 |
Sustituciones (cuando las sustancias interactúan, los átomos de una sustancia reemplazan a los átomos de otra sustancia en una molécula) |
A + BC = AB + C |
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2 |
Pb(NO3)2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(dos sustancias intercambian sus partes constituyentes, formando dos nuevas sustancias) |
AB + CD = AD + CB |
AlCl3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O |
7.2. Reacciones redox
Como se mencionó anteriormente, todas las reacciones químicas se dividen en dos grupos:
Las reacciones químicas que ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos que forman los reactivos se denominan reacciones redox.
Oxidación es el proceso de cesión de electrones por parte de un átomo, molécula o ion:
Na o – 1e = Na + ;
Fe 2+ – e = Fe 3+ ;
H2o – 2e = 2H+;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
Recuperación es el proceso de agregar electrones a un átomo, molécula o ion:
entonces o + 2e = S 2– ;
Cr3+ + e = Cr2+;
Cl 2 o + 2e = 2Cl – ;
Mn7+ + 5e = Mn2+ .
Los átomos, moléculas o iones que aceptan electrones se llaman agentes oxidantes. Restauradores Son átomos, moléculas o iones que donan electrones.
Al aceptar electrones, el agente oxidante se reduce durante la reacción y el agente reductor se oxida. La oxidación siempre va acompañada de una reducción y viceversa. De este modo, El número de electrones cedidos por el agente reductor es siempre igual al número de electrones aceptados por el agente oxidante..
7.2.1. Estado de oxidación
El estado de oxidación es la carga condicional (formal) de un átomo en un compuesto, calculada bajo el supuesto de que está formado únicamente por iones. El estado de oxidación suele indicarse mediante un número arábigo encima del símbolo del elemento con un signo "+" o "-". Por ejemplo, Al 3+, S 2–.
Para encontrar los estados de oxidación se utilizan las siguientes reglas:
el estado de oxidación de los átomos en sustancias simples es cero;
la suma algebraica de los estados de oxidación de los átomos en una molécula es igual a cero, en un ion complejo, la carga del ion;
el estado de oxidación de los átomos de metales alcalinos es siempre +1;
el átomo de hidrógeno en compuestos con no metales (CH 4, NH 3, etc.) presenta un estado de oxidación de +1, y con metales activos su estado de oxidación es –1 (NaH, CaH 2, etc.);
El átomo de flúor en los compuestos siempre presenta un estado de oxidación de –1;
El estado de oxidación del átomo de oxígeno en los compuestos suele ser –2, a excepción de los peróxidos (H 2 O 2, Na 2 O 2), en los que el estado de oxidación del oxígeno es –1, y algunas otras sustancias (superóxidos, ozónidos, oxígeno fluoruros).
El estado de oxidación positivo máximo de los elementos de un grupo suele ser igual al número del grupo. Las excepciones son el flúor y el oxígeno, ya que su estado de oxidación más alto es inferior al número del grupo en el que se encuentran. Los elementos del subgrupo cobre forman compuestos en los que su estado de oxidación excede el número del grupo (CuO, AgF 5, AuCl 3).
El estado de oxidación negativo máximo de los elementos ubicados en los subgrupos principales de la tabla periódica se puede determinar restando el número del grupo de ocho. Para el carbono es 8 – 4 = 4, para el fósforo – 8 – 5 = 3.
En los subgrupos principales, al pasar de elementos de arriba a abajo, la estabilidad del estado de oxidación positivo más alto disminuye, en los subgrupos secundarios, por el contrario, de arriba a abajo aumenta la estabilidad de los estados de oxidación más altos;
La convencionalidad del concepto de estado de oxidación se puede demostrar utilizando el ejemplo de algunos compuestos orgánicos e inorgánicos. En particular, en los ácidos fosfínico (fósforo) H 3 PO 2, fosfónico (fósforo) H 3 PO 3 y fosfórico H 3 PO 4, los estados de oxidación del fósforo son respectivamente +1, +3 y +5, mientras que en todos estos compuestos el fósforo es pentavalente. Para el carbono en metano CH 4, metanol CH 3 OH, formaldehído CH 2 O, ácido fórmico HCOOH y monóxido de carbono (IV) CO 2, los estados de oxidación del carbono son –4, –2, 0, +2 y +4, respectivamente. , mientras que la valencia del átomo de carbono en todos estos compuestos es cuatro.
A pesar de que el estado de oxidación es un concepto convencional, se utiliza ampliamente en la composición de reacciones redox.
7.2.2. Los agentes oxidantes y reductores más importantes.
Los agentes oxidantes típicos son:
1. Sustancias simples cuyos átomos tienen alta electronegatividad. Se trata, en primer lugar, de elementos de los principales subgrupos VI y VII de los grupos de la tabla periódica: oxígeno, halógenos. De las sustancias simples, el agente oxidante más potente es el flúor.
2. Compuestos que contienen algunos cationes metálicos en altos estados de oxidación: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+, etc.
3. Compuestos que contienen algunos aniones complejos, cuyos elementos se encuentran en estados de oxidación positivos elevados: 2–, –, etc.
Los agentes reductores incluyen:
1. Las sustancias simples cuyos átomos tienen baja electronegatividad son metales activos. Los no metales, como el hidrógeno y el carbono, también pueden presentar propiedades reductoras.
2. Algunos compuestos metálicos que contienen cationes (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+) que, al donar electrones, pueden aumentar su estado de oxidación.
3. Algunos compuestos que contienen iones simples como I – , S 2– .
4. Compuestos que contienen iones complejos (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, en los que los elementos pueden, al donar electrones, aumentar su estado de oxidación positivo.
En la práctica de laboratorio, los siguientes agentes oxidantes se utilizan con mayor frecuencia:
permanganato de potasio (KMnO 4);
dicromato de potasio (K 2 Cr 2 O 7);
ácido nítrico (HNO 3);
ácido sulfúrico concentrado (H 2 SO 4);
peróxido de hidrógeno (H 2 O 2);
óxidos de manganeso (IV) y plomo (IV) (MnO 2, PbO 2);
nitrato de potasio fundido (KNO 3) y fundidos de algunos otros nitratos.
Los agentes reductores utilizados en la práctica de laboratorio incluyen:
- magnesio (Mg), aluminio (Al) y otros metales activos;
- hidrógeno (H 2) y carbono (C);
- yoduro de potasio (KI);
- sulfuro de sodio (Na 2 S) y sulfuro de hidrógeno (H 2 S);
- sulfito de sodio (Na 2 SO 3);
- cloruro de estaño (SnCl 2).
7.2.3. Clasificación de reacciones redox.
Las reacciones redox suelen dividirse en tres tipos: reacciones intermoleculares, intramoleculares y de desproporción (autooxidación-autoreducción).
Reacciones intermoleculares ocurren con un cambio en el estado de oxidación de los átomos que se encuentran en diferentes moléculas. Por ejemplo:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C + 4 HNO 3 (conc) = CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.
A reacciones intramoleculares Son reacciones en las que el agente oxidante y el agente reductor forman parte de la misma molécula, por ejemplo:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O,
2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .
EN reacciones de desproporción(autooxidación-autoreducción) un átomo (ion) de un mismo elemento es a la vez un agente oxidante y un agente reductor:
Cl 2 + 2 KOH KCl + KClO + H 2 O,
2 NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O.
7.2.4. Reglas básicas para componer reacciones redox.
La composición de las reacciones redox se realiza según los pasos presentados en la tabla. 7.2.
Tabla 7.2
Etapas de compilación de ecuaciones para reacciones redox.
Acción |
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Determine el agente oxidante y el agente reductor. |
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Identificar los productos de la reacción redox. |
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Cree un equilibrio electrónico y utilícelo para asignar coeficientes a sustancias que cambian sus estados de oxidación. |
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Ordene los coeficientes de otras sustancias que participan y se forman en la reacción redox. |
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Verifique la exactitud de los coeficientes contando la cantidad de sustancia de los átomos (generalmente hidrógeno y oxígeno) ubicados en los lados izquierdo y derecho de la ecuación de reacción. |
Consideremos las reglas para componer reacciones redox usando el ejemplo de la interacción del sulfito de potasio con permanganato de potasio en un ambiente ácido:
1. Determinación de agente oxidante y agente reductor.
El manganeso, que se encuentra en el estado de oxidación más alto, no puede ceder electrones. Mn 7+ aceptará electrones, es decir es un agente oxidante.
El ion S 4+ puede donar dos electrones y pasar a S 6+, es decir. es un agente reductor. Por tanto, en la reacción considerada, K 2 SO 3 es un agente reductor y KMnO 4 es un agente oxidante.
2. Establecimiento de productos de reacción.
¿K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Al ceder dos electrones, S 4+ se convierte en S 6+. El sulfito de potasio (K 2 SO 3) se convierte así en sulfato (K 2 SO 4). En un ambiente ácido, Mn 7+ acepta 5 electrones y en una solución de ácido sulfúrico (medio) forma sulfato de manganeso (MnSO 4). Como resultado de esta reacción, también se forman moléculas adicionales de sulfato de potasio (debido a los iones de potasio incluidos en el permanganato), así como moléculas de agua. Por tanto, la reacción considerada se escribirá como:
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O.
3. Compilación del balance electrónico.
Para elaborar un balance electrónico, es necesario indicar aquellos estados de oxidación que cambian en la reacción considerada:
K 2 S 4+ O 3 + KMn 7+ O 4 + H 2 SO 4 = K 2 S 6+ O 4 + Mn 2+ SO 4 + H 2 O.
Mn7+ + 5e = Mn2+;
S 4+ – 2 mi = S 6+.
El número de electrones cedidos por el agente reductor debe ser igual al número de electrones aceptados por el agente oxidante. Por tanto, en la reacción deben participar dos Mn 7+ y cinco S 4+:
Mn 7+ + 5 mi = Mn 2+ 2,
S 4+ – 2 mi = S 6+ 5.
Así, el número de electrones cedidos por el agente reductor (10) será igual al número de electrones aceptados por el agente oxidante (10).
4. Disposición de los coeficientes en la ecuación de reacción.
De acuerdo con el equilibrio de electrones, es necesario ante K 2 SO 3 poner un coeficiente 5 y delante de KMnO 4 2. En el lado derecho, delante del sulfato de potasio, ponemos un coeficiente 6, ya que se agrega una molécula a las cinco moléculas de K 2 SO 4 formadas durante la oxidación del sulfito de potasio K 2 SO 4 como resultado de la unión de los iones de potasio incluidos en el permanganato. Dado que la reacción implica dos También se forman moléculas de permanganato, en el lado derecho. dos Moléculas de sulfato de manganeso. Para unir los productos de reacción (iones de potasio y manganeso incluidos en el permanganato), es necesario tres moléculas de ácido sulfúrico, por lo tanto, como resultado de la reacción, tres moléculas de agua. Finalmente obtenemos:
5 K 2 SO 3 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 6 K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 3 H 2 O.
5. Comprobación de la exactitud de los coeficientes en la ecuación de reacción.
El número de átomos de oxígeno en el lado izquierdo de la ecuación de reacción es:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
En el lado derecho este número será:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
El número de átomos de hidrógeno en el lado izquierdo de la ecuación de reacción es seis y corresponde al número de estos átomos en el lado derecho de la ecuación de reacción.
7.2.5. Ejemplos de reacciones redox que involucran agentes oxidantes y reductores típicos.
7.2.5.1. Reacciones intermoleculares de oxidación-reducción.
A continuación, como ejemplos, consideramos reacciones redox que involucran permanganato de potasio, dicromato de potasio, peróxido de hidrógeno, nitrito de potasio, yoduro de potasio y sulfuro de potasio. Las reacciones redox que involucran otros agentes oxidantes y reductores típicos se analizan en la segunda parte del manual (“Química inorgánica”).
Reacciones redox que involucran permanganato de potasio.
Dependiendo del entorno (ácido, neutro, alcalino), el permanganato de potasio, actuando como agente oxidante, produce varios productos de reducción, Fig. 7.1.
Arroz. 7.1. Formación de productos de reducción de permanganato de potasio en diversos medios.
A continuación se muestran las reacciones del KMnO 4 con sulfuro de potasio como agente reductor en diversos ambientes, ilustrando el esquema, Fig. 7.1. En estas reacciones, el producto de la oxidación del ion sulfuro es azufre libre. En un ambiente alcalino, las moléculas de KOH no participan en la reacción, solo determinan el producto de la reducción del permanganato de potasio.
5 K 2 S + 2 KMnO 4 + 8 H 2 SO 4 = 5 S + 2 MnSO 4 + 6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
3 K 2 S + 2 KMnO 4 + 4 H 2 O 2 MnO 2 + 3 S + 8 KOH,
K 2 S + 2 KMnO 4 – (KOH) 2 K 2 MnO 4 + S.
Reacciones redox que involucran dicromato de potasio.
En un ambiente ácido, el dicromato de potasio es un agente oxidante fuerte. Una mezcla de K 2 Cr 2 O 7 y H 2 SO 4 concentrado (crópico) se utiliza ampliamente en la práctica de laboratorio como agente oxidante. Al interactuar con un agente reductor, una molécula de dicromato de potasio acepta seis electrones, formando compuestos de cromo trivalente:
6 FeSO 4 +K 2 Cr 2 O 7 +7 H 2 SO 4 = 3 Fe 2 (SO 4) 3 +Cr 2 (SO 4) 3 +K 2 SO 4 +7 H 2 O;
6 KI + K 2 Cr 2 O 7 + 7 H 2 SO 4 = 3 I 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4 K 2 SO 4 + 7 H 2 O.
Reacciones redox que involucran peróxido de hidrógeno y nitrito de potasio.
El peróxido de hidrógeno y el nitrito de potasio presentan propiedades predominantemente oxidantes:
H 2 S + H 2 O 2 = S + 2 H 2 O,
2 KI + 2 KNO 2 + 2 H 2 SO 4 = I 2 + 2 K 2 SO 4 + H 2 O,
Sin embargo, al interactuar con agentes oxidantes fuertes (como, por ejemplo, KMnO 4), el peróxido de hidrógeno y el nitrito de potasio actúan como agentes reductores:
5 H 2 O 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 O 2 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8 H 2 O,
5 KNO 2 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 = 5 KNO 3 + 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3 H 2 O.
Cabe señalar que el peróxido de hidrógeno, dependiendo del entorno, se reduce según el esquema de la Fig. 7.2.
Arroz. 7.2. Posibles productos de reducción de peróxido de hidrógeno.
En este caso, como resultado de las reacciones, se forman agua o iones de hidróxido:
2 FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2 H 2 O,
2 KI + H 2 O 2 = Yo 2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Reacciones de oxidación-reducción intramoleculares.
Las reacciones redox intramoleculares suelen ocurrir cuando se calientan sustancias cuyas moléculas contienen un agente reductor y un agente oxidante. Ejemplos de reacciones de oxidación-reducción intramoleculares son los procesos de descomposición térmica de nitratos y permanganato de potasio:
2 NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2,
2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2,
Hg(NO 3) 2 Hg + NO 2 + O 2,
2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
7.2.5.3. Reacciones de desproporción
Como se señaló anteriormente, en las reacciones de desproporción el mismo átomo (ion) es a la vez un agente oxidante y un agente reductor. Consideremos el proceso de composición de este tipo de reacción usando el ejemplo de la interacción del azufre con el álcali.
Estados de oxidación característicos del azufre: – 2, 0, +4 y +6. Actuando como agente reductor, el azufre elemental dona 4 electrones:
Entonces – 4e = S 4+.
Azufre – El agente oxidante acepta dos electrones:
entonces o + 2е = S 2– .
Así, como resultado de la reacción de desproporción del azufre, se forman compuestos cuyos estados de oxidación del elemento son – 2 y derecha +4:
3 S + 6 KOH = 2 K 2 S + K 2 SO 3 + 3 H 2 O.
Cuando el óxido de nitrógeno (IV) se desproporciona en álcali, se obtienen nitrito y nitrato, compuestos en los que los estados de oxidación del nitrógeno son +3 y +5, respectivamente:
2 N 4+ O 2 + 2 KOH = KN 3+ O 2 + KN 5+ O 3 + H 2 O,
La desproporción de cloro en una solución alcalina fría conduce a la formación de hipoclorito y en una solución alcalina caliente, clorato:
Cl 0 2 + 2 KOH = KCl – + KCl + O + H 2 O,
Cl 0 2 + 6 KOH 5 KCl – + KCl 5+ O 3 + 3H 2 O.
7.3. Electrólisis
El proceso redox que se produce en soluciones o fusiones cuando se hace pasar una corriente eléctrica directa a través de ellas se llama electrólisis. En este caso, la oxidación de los aniones se produce en el electrodo positivo (ánodo). Los cationes se reducen en el electrodo negativo (cátodo).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2CO 2 .
Durante la electrólisis de soluciones acuosas de electrolitos, junto con las transformaciones de la sustancia disuelta, pueden ocurrir procesos electroquímicos con la participación de iones de hidrógeno e iones de hidróxido de agua:
cátodo (–): 2 Н + + 2е = Н 2,
ánodo (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
En este caso, el proceso de reducción en el cátodo ocurre de la siguiente manera:
1. Los cationes de metales activos (hasta Al 3+ inclusive) no se reducen en el cátodo; en cambio, el hidrógeno se reduce.
2. Los cationes metálicos ubicados en la serie de potenciales de electrodos estándar (en la serie de voltaje) a la derecha del hidrógeno se reducen a metales libres en el cátodo durante la electrólisis.
3. Los cationes metálicos ubicados entre Al 3+ y H + se reducen en el cátodo simultáneamente con el catión de hidrógeno.
Los procesos que ocurren en soluciones acuosas en el ánodo dependen de la sustancia de la que está hecho el ánodo. Hay ánodos insolubles ( inerte) y soluble ( activo). Se utiliza grafito o platino como material de ánodos inertes. Los ánodos solubles están hechos de cobre, zinc y otros metales.
Durante la electrólisis de soluciones con ánodo inerte, se pueden formar los siguientes productos:
1. Cuando los iones haluro se oxidan, se liberan halógenos libres.
2. Durante la electrólisis de soluciones que contienen los aniones SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3–, se libera oxígeno, es decir No son estos iones los que se oxidan en el ánodo, sino las moléculas de agua.
Teniendo en cuenta las reglas anteriores, consideremos, como ejemplo, la electrólisis de soluciones acuosas de NaCl, CuSO 4 y KOH con electrodos inertes.
1). En solución, el cloruro de sodio se disocia en iones.
Reacciones químicas (fenómenos químicos)- Son procesos por los que a partir de unas sustancias se forman otras que difieren de las originales en composición o estructura. Cuando ocurren reacciones químicas, no hay cambios en el número de átomos de un elemento en particular ni interconversión de isótopos.
La clasificación de las reacciones químicas es multifacética; puede basarse en varias características: número y composición de reactivos y productos de reacción, efecto térmico, reversibilidad, etc.
I. Clasificación de reacciones según el número y composición de los reactivos.
A. Reacciones que ocurren sin cambiar la composición cualitativa de la sustancia. . Se trata de numerosas transformaciones alotrópicas de sustancias simples (por ejemplo, oxígeno ↔ ozono (3O 2 ↔2O 3), estaño blanco ↔ estaño gris); Transición cuando la temperatura de algunos sólidos cambia de un estado cristalino a otro. transformaciones polimorfas(por ejemplo, los cristales rojos de yoduro de mercurio (II), cuando se calientan, se convierten en una sustancia amarilla de la misma composición; cuando se enfrían, ocurre el proceso inverso); reacciones de isomerización (por ejemplo, NH 4 OCN ↔ (NH 2) 2 CO), etc.
B. Reacciones que ocurren con un cambio en la composición de las sustancias que reaccionan.
Reacciones compuestas- Son reacciones en las que se forma una nueva sustancia compleja a partir de dos o más sustancias de partida. Las sustancias de partida pueden ser simples o complejas, por ejemplo:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5; 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3; CaO+ H2O =Ca(OH)2.
Reacciones de descomposición- Son reacciones en las que se forman dos o más sustancias nuevas a partir de una sustancia compleja inicial. Las sustancias que se forman en reacciones de este tipo pueden ser simples o complejas, por ejemplo:
2HI = H2 + I2; CaCO3 =CaO+ CO2; (CuOH) 2 CO 3 = CuO + H 2 O + CO 2.
Reacciones de sustitución- Son procesos en los que los átomos de una sustancia simple reemplazan a los átomos de algún elemento en una sustancia compleja. Dado que las reacciones de sustitución involucran necesariamente una sustancia simple como uno de los reactivos, casi todas las transformaciones de este tipo son redox, por ejemplo:
Zn + H2SO4 = H2 + ZnSO4; 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3; H2S + Br2 = 2HBr + S.
Reacciones de intercambio Son reacciones en las que dos sustancias complejas intercambian sus partes constituyentes. Las reacciones de intercambio pueden ocurrir directamente entre dos reactivos sin la participación de un solvente, por ejemplo: H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 SiO 2 (sólido) + 4HF (g) = SiF 4 + 2H 2; o.
Las reacciones de intercambio que ocurren en soluciones de electrolitos se llaman reacciones de intercambio iónico. Tales reacciones sólo son posibles si una de las sustancias resultantes es un electrolito débil y se libera de la esfera de reacción en forma de gas o de una sustancia poco soluble (regla de Berthollet):
AgNO3 +HCl=AgCl↓ +HNO3, o Ag+ +Cl- =AgCl↓;
NH4Cl+ KOH =KCl+NH3 +H2O, o NH4+ +OH - =H2O+NH3;
NaOH+HCl=NaCl+H 2 O, o H + +OH - =H 2 O.
II. Clasificación de reacciones por efecto térmico.
A. Reacciones que ocurren con la liberación de energía térmica. –reacciones exotérmicas (+ Q).
B. Reacciones que se producen con la absorción de calor. –reacciones endotérmicas (– Q).
Efecto térmico La reacción se refiere a la cantidad de calor que se libera o absorbe como resultado de una reacción química. La ecuación de una reacción que especifica su efecto térmico se llama termoquímico. Es conveniente dar el valor del efecto térmico de una reacción por 1 mol de uno de los participantes de la reacción, por lo que en las ecuaciones termoquímicas a menudo se pueden encontrar coeficientes fraccionarios:
1/2N2 (g) + 3/2H2 (g) = NH3 (g) + 46,2 kJ/mol.
Todas las reacciones de combustión y la gran mayoría de las reacciones compuestas y de oxidación son exotérmicas. Las reacciones de descomposición suelen requerir energía.
Las reacciones químicas deben distinguirse de las reacciones nucleares. Como resultado de reacciones químicas, el número total de átomos de cada elemento químico y su composición isotópica no cambian. Otra cosa son las reacciones nucleares: procesos de transformación de los núcleos atómicos como resultado de su interacción con otros núcleos o partículas elementales, por ejemplo, la transformación del aluminio en magnesio:
27 13 Al + 1 1 H = 24 12 Mg + 4 2 Él
La clasificación de las reacciones químicas es multifacética, es decir, puede basarse en diversas características. Pero cualquiera de estas características puede incluir reacciones entre sustancias tanto inorgánicas como orgánicas.
Consideremos la clasificación de reacciones químicas según varios criterios.
I. Según el número y composición de las sustancias reaccionantes.
Reacciones que ocurren sin cambiar la composición de las sustancias.
En química inorgánica, tales reacciones incluyen los procesos de obtención de modificaciones alotrópicas de un elemento químico, por ejemplo:
C (grafito) ↔ C (diamante)
S (orrómbico) ↔ S (monoclínico)
P (blanco) ↔ P (rojo)
Sn (estaño blanco) ↔ Sn (estaño gris)
3O 2 (oxígeno) ↔ 2O 3 (ozono)
En química orgánica, este tipo de reacción puede incluir reacciones de isomerización, que ocurren sin cambiar no solo la composición cualitativa, sino también cuantitativa de las moléculas de sustancias, por ejemplo:
1. Isomerización de alcanos.
La reacción de isomerización de alcanos es de gran importancia práctica, ya que los hidrocarburos de isoestructura tienen una menor capacidad de detonar.
2. Isomerización de alquenos.
3. Isomerización de alquinos (reacción de A.E. Favorsky).
CH3 - CH2 - C= - CH ↔ CH3 - C= - C- CH3
etil acetileno dimetil acetileno
4. Isomerización de haloalcanos (A. E. Favorsky, 1907).
5. Isomerización de cianita de amonio cuando se calienta.
La urea fue sintetizada por primera vez por F. Wöhler en 1828 isomerizando cianato de amonio cuando se calentaba.
Reacciones que ocurren con un cambio en la composición de una sustancia.
Se pueden distinguir cuatro tipos de reacciones de este tipo: combinación, descomposición, sustitución e intercambio.
1. Las reacciones compuestas son reacciones en las que una sustancia compleja se forma a partir de dos o más sustancias.
En química inorgánica, se puede considerar toda la variedad de reacciones compuestas, por ejemplo, utilizando el ejemplo de reacciones para la producción de ácido sulfúrico a partir de azufre:
1. Preparación de óxido de azufre (IV):
S + O 2 = SO - a partir de dos sustancias simples se forma una sustancia compleja.
2. Preparación de óxido de azufre (VI):
SO 2 + 0 2 → 2SO 3: una sustancia compleja se forma a partir de sustancias simples y complejas.
3. Preparación de ácido sulfúrico:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4: una sustancia compleja se forma a partir de dos sustancias complejas.
Un ejemplo de una reacción compuesta en la que se forma una sustancia compleja a partir de más de dos sustancias iniciales es la etapa final de producción de ácido nítrico:
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
En química orgánica, las reacciones de unión se denominan comúnmente "reacciones de adición". Toda la variedad de tales reacciones se puede considerar usando el ejemplo de un bloque de reacciones que caracterizan las propiedades de sustancias insaturadas, por ejemplo el etileno:
1. Reacción de hidrogenación - adición de hidrógeno:
CH2 =CH2 + H2 → H3-CH3
eteno → etano
2. Reacción de hidratación: adición de agua.
3. Reacción de polimerización.
2. Las reacciones de descomposición son reacciones en las que se forman varias sustancias nuevas a partir de una sustancia compleja.
En química inorgánica, toda la variedad de tales reacciones se puede considerar en el bloque de reacciones para producir oxígeno mediante métodos de laboratorio:
1. Descomposición del óxido de mercurio (II): se forman dos simples a partir de una sustancia compleja.
2. Descomposición del nitrato de potasio: a partir de una sustancia compleja se forman una simple y otra compleja.
3. Descomposición del permanganato de potasio: a partir de una sustancia compleja se forman dos sustancias complejas y una simple, es decir, tres sustancias nuevas.
En química orgánica, las reacciones de descomposición se pueden considerar en el bloque de reacciones para la producción de etileno en el laboratorio y en la industria:
1. Reacción de deshidratación (eliminación de agua) del etanol:
C2H5OH → CH2 =CH2 + H2O
2. Reacción de deshidrogenación (eliminación de hidrógeno) del etano:
CH3-CH3 → CH2 =CH2 + H2
o CH 3 -CH 3 → 2C + ZN 2
3. Reacción de craqueo (división) del propano:
CH3-CH2-CH3 → CH2 =CH2 + CH4
3. Las reacciones de sustitución son reacciones en las que los átomos de una sustancia simple reemplazan a los átomos de algún elemento en una sustancia compleja.
En química inorgánica, un ejemplo de tales procesos es un bloque de reacciones que caracterizan las propiedades, por ejemplo, de los metales:
1. Interacción de metales alcalinos o alcalinotérreos con agua:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2
2. Interacción de metales con ácidos en solución:
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2
3. Interacción de metales con sales en solución:
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
4. Metalotermia:
2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Сr
El tema de estudio de la química orgánica no son las sustancias simples, sino únicamente los compuestos. Por lo tanto, como ejemplo de reacción de sustitución, presentamos la propiedad más característica de los compuestos saturados, en particular el metano: la capacidad de sus átomos de hidrógeno para ser reemplazados por átomos de halógeno. Otro ejemplo es la bromación de un compuesto aromático (benceno, tolueno, anilina).
C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr
benceno → bromobenceno
Prestemos atención a la peculiaridad de la reacción de sustitución en sustancias orgánicas: como resultado de tales reacciones, no se forma una sustancia simple y una compleja, como en la química inorgánica, sino dos sustancias complejas.
En química orgánica, las reacciones de sustitución también incluyen algunas reacciones entre dos sustancias complejas, por ejemplo, la nitración del benceno. Es formalmente una reacción de intercambio. El hecho de que se trata de una reacción de sustitución queda claro sólo cuando se considera su mecanismo.
4. Las reacciones de intercambio son reacciones en las que dos sustancias complejas intercambian sus componentes.
Estas reacciones caracterizan las propiedades de los electrolitos y en soluciones proceden de acuerdo con la regla de Berthollet, es decir, solo si el resultado es la formación de un precipitado, gas o una sustancia ligeramente disociada (por ejemplo, H 2 O).
En química inorgánica, puede ser un bloque de reacciones que caracterizan, por ejemplo, las propiedades de los álcalis:
1. Reacción de neutralización que se produce con la formación de sal y agua.
2. La reacción entre álcali y sal, que se produce con la formación de gas.
3. La reacción entre álcali y sal, que da como resultado la formación de un precipitado:
CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4
o en forma iónica:
Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2
En química orgánica, podemos considerar un bloque de reacciones que caracterizan, por ejemplo, las propiedades del ácido acético:
1. La reacción que ocurre con la formación de un electrolito débil - H 2 O:
CH3COOH + NaOH → Na(CH3COO) + H2O
2. Reacción que se produce con la formación de gas:
2CH 3 COOH + CaCO 3 → 2CH 3 COO + Ca 2+ + CO 2 + H 2 O
3. La reacción que se produce con la formación de un precipitado:
2CH 3 COOH + K 2 SO 3 → 2K (CH 3 COO) + H 2 SO 3
2CH3COOH + SiO → 2CH3COO + H2SiO3
II. Cambiando los estados de oxidación de los elementos químicos formando sustancias.
En base a esta característica, se distinguen las siguientes reacciones:
1. Reacciones que ocurren con un cambio en los estados de oxidación de los elementos, o reacciones redox.
Estos incluyen muchas reacciones, incluidas todas las reacciones de sustitución, así como aquellas reacciones de combinación y descomposición en las que interviene al menos una sustancia simple, por ejemplo:
1. Mg 0 + H + 2 SO 4 = Mg +2 SO 4 + H 2
2. 2Mg 0 + O 0 2 = Mg +2 O -2
Las reacciones redox complejas se componen mediante el método del balance electrónico.
2KMn +7 O 4 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O
En química orgánica, un ejemplo sorprendente de reacciones redox son las propiedades de los aldehídos.
1. Se reducen a los correspondientes alcoholes:
Los aldequidos se oxidan a los ácidos correspondientes:
2. Reacciones que ocurren sin cambiar los estados de oxidación de los elementos químicos.
Estos incluyen, por ejemplo, todas las reacciones de intercambio iónico, así como muchas reacciones compuestas, muchas reacciones de descomposición y reacciones de esterificación:
HCOOH + CHgOH = HCOOCH3 + H2O
III. Por efecto térmico
Según el efecto térmico, las reacciones se dividen en exotérmicas y endotérmicas.
1. Las reacciones exotérmicas ocurren con la liberación de energía.
Estos incluyen casi todas las reacciones compuestas. Una rara excepción es la reacción endotérmica de la síntesis de óxido nítrico (II) a partir de nitrógeno y oxígeno y la reacción del gas hidrógeno con yodo sólido.
Las reacciones exotérmicas que ocurren con la liberación de luz se clasifican como reacciones de combustión. La hidrogenación de etileno es un ejemplo de reacción exotérmica. Funciona a temperatura ambiente.
2. Las reacciones endotérmicas ocurren con la absorción de energía.
Obviamente, estas incluirán casi todas las reacciones de descomposición, por ejemplo:
1. Cocción de piedra caliza
2. Cracking de butano
La cantidad de energía liberada o absorbida como resultado de una reacción se llama efecto térmico de la reacción, y la ecuación de una reacción química que indica este efecto se llama ecuación termoquímica:
H 2 (g) + C 12 (g) = 2HC 1 (g) + 92,3 kJ
N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g) - 90,4 kJ
IV. Según el estado de agregación de las sustancias reaccionantes (composición de fases)
Según el estado de agregación de las sustancias reaccionantes, se distinguen:
1. Reacciones heterogéneas: reacciones en las que los reactivos y los productos de reacción se encuentran en diferentes estados de agregación (en diferentes fases).
2. Reacciones homogéneas: reacciones en las que los reactivos y los productos de reacción se encuentran en el mismo estado de agregación (en la misma fase).
V. Por participación catalizadora
Según la participación del catalizador, se distinguen:
1. Reacciones no catalíticas que ocurren sin la participación de un catalizador.
2. Reacciones catalíticas que ocurren con la participación de un catalizador. Dado que todas las reacciones bioquímicas que ocurren en las células de los organismos vivos ocurren con la participación de catalizadores biológicos especiales de naturaleza proteica: las enzimas, todas son catalíticas o, más precisamente, enzimáticas. Cabe señalar que más del 70% de las industrias químicas utilizan catalizadores.
VI. Hacia
Según la dirección se distinguen:
1. Las reacciones irreversibles ocurren en determinadas condiciones en una sola dirección. Estos incluyen todas las reacciones de intercambio acompañadas de la formación de un precipitado, gas o sustancia ligeramente disociada (agua) y todas las reacciones de combustión.
2. Las reacciones reversibles en estas condiciones ocurren simultáneamente en dos direcciones opuestas. La gran mayoría de estas reacciones lo son.
En química orgánica, el signo de reversibilidad se refleja en los nombres, antónimos de los procesos:
Hidrogenación - deshidrogenación,
Hidratación - deshidratación,
Polimerización - despolimerización.
Todas las reacciones de esterificación (el proceso opuesto, como saben, se llama hidrólisis) e hidrólisis de proteínas, ésteres, carbohidratos y polinucleótidos son reversibles. La reversibilidad de estos procesos subyace a la propiedad más importante de un organismo vivo: el metabolismo.
VII. Según el mecanismo de flujo se distinguen:
1. Las reacciones radicales ocurren entre los radicales y las moléculas formadas durante la reacción.
Como ya sabes, en todas las reacciones se rompen viejos enlaces químicos y se forman nuevos enlaces químicos. El método de ruptura del enlace en las moléculas de la sustancia de partida determina el mecanismo (ruta) de la reacción. Si una sustancia está formada por un enlace covalente, entonces puede haber dos formas de romper este enlace: hemolítica y heterolítica. Por ejemplo, para las moléculas Cl 2, CH 4, etc., se produce una ruptura hemolítica de los enlaces que conducirá a la formación de partículas con electrones desapareados, es decir, radicales libres;
Los radicales se forman con mayor frecuencia cuando se rompen enlaces en los que los pares de electrones compartidos se comparten aproximadamente por igual entre los átomos (enlace covalente no polar), pero muchos enlaces polares también se pueden romper de manera similar, particularmente cuando la reacción tiene lugar en en fase gaseosa y bajo la influencia de la luz, como, por ejemplo, en el caso de los procesos comentados anteriormente -la interacción de C 12 y CH 4 -. Los radicales son muy reactivos porque tienden a completar su capa de electrones tomando un electrón de otro átomo o molécula. Por ejemplo, cuando un radical de cloro choca con una molécula de hidrógeno, hace que el par de electrones compartido que une los átomos de hidrógeno se rompa y forme un enlace covalente con uno de los átomos de hidrógeno. El segundo átomo de hidrógeno, convertido en radical, forma un par de electrones común con el electrón desapareado del átomo de cloro de la molécula de Cl 2 que colapsa, como resultado de lo cual se forma un radical de cloro que ataca a una nueva molécula de hidrógeno, etc.
Las reacciones que representan una cadena de transformaciones sucesivas se denominan reacciones en cadena. Por el desarrollo de la teoría de las reacciones en cadena, dos destacados químicos recibieron el Premio Nobel: nuestro compatriota N. N. Semenov y el inglés S. A. Hinshelwood.
La reacción de sustitución entre cloro y metano se produce de manera similar:
La mayoría de las reacciones de combustión de sustancias orgánicas e inorgánicas, la síntesis de agua, amoníaco, la polimerización de etileno, cloruro de vinilo, etc., se desarrollan mediante el mecanismo radicalario.
2. Las reacciones iónicas ocurren entre iones que ya existen o se forman durante la reacción.
Las reacciones iónicas típicas son interacciones entre electrolitos en solución. Los iones se forman no solo durante la disociación de electrolitos en soluciones, sino también bajo la acción de descargas eléctricas, calentamiento o radiación. Los rayos γ, por ejemplo, convierten las moléculas de agua y metano en iones moleculares.
Según otro mecanismo iónico, se producen reacciones de adición de haluros de hidrógeno, hidrógeno, halógenos a alquenos, oxidación y deshidratación de alcoholes, sustitución del alcohol hidroxilo por halógeno; reacciones que caracterizan las propiedades de aldehídos y ácidos. En este caso, los iones se forman mediante la escisión heterolítica de enlaces covalentes polares.
VIII. Según el tipo de energía
iniciando la reacción se distinguen:
1. Reacciones fotoquímicas. Son iniciados por la energía luminosa. Además de los procesos fotoquímicos de síntesis de HCl o la reacción del metano con cloro discutidos anteriormente, estos incluyen la producción de ozono en la troposfera como contaminante atmosférico secundario. El papel principal en este caso lo desempeña el óxido nítrico (IV), que bajo la influencia de la luz forma radicales de oxígeno. Estos radicales interactúan con las moléculas de oxígeno, dando como resultado el ozono.
La formación de ozono se produce siempre que haya suficiente luz, ya que el NO puede interactuar con las moléculas de oxígeno para formar el mismo NO 2. La acumulación de ozono y otros contaminantes secundarios del aire puede provocar smog fotoquímico.
Este tipo de reacción también incluye el proceso más importante que ocurre en las células vegetales: la fotosíntesis, cuyo nombre habla por sí solo.
2. Reacciones a la radiación. Se inician mediante radiación de alta energía: rayos X, radiación nuclear (rayos γ, partículas a, He 2+, etc.). Con la ayuda de reacciones de radiación, se llevan a cabo una radiopolimerización muy rápida, radiólisis (descomposición por radiación), etc.
Por ejemplo, en lugar de producir fenol en dos etapas a partir de benceno, se puede obtener haciendo reaccionar benceno con agua bajo la influencia de radiación. En este caso, los radicales [OH] y [H] se forman a partir de moléculas de agua, con las que el benceno reacciona para formar fenol:
C6H6 + 2[OH] → C6H5OH + H2O
La vulcanización del caucho se puede realizar sin azufre mediante radiovulcanización y el caucho resultante no será peor que el caucho tradicional.
3. Reacciones electroquímicas. Son iniciados por una corriente eléctrica. Además de las conocidas reacciones de electrólisis, también indicaremos reacciones de electrosíntesis, por ejemplo, reacciones para la producción industrial de oxidantes inorgánicos.
4. Reacciones termoquímicas. Son iniciados por energía térmica. Estos incluyen todas las reacciones endotérmicas y muchas reacciones exotérmicas, cuyo inicio requiere un suministro inicial de calor, es decir, el inicio del proceso.
La clasificación de reacciones químicas discutidas anteriormente se refleja en el diagrama.
La clasificación de reacciones químicas, como todas las demás clasificaciones, es condicional. Los científicos acordaron dividir las reacciones en ciertos tipos según las características que identificaron. Pero la mayoría de las transformaciones químicas se pueden clasificar en diferentes tipos. Por ejemplo, caractericemos el proceso de síntesis de amoníaco.
Se trata de una reacción compuesta, redox, exotérmica, reversible, catalítica, heterogénea (más precisamente, heterogénea-catalítica), que se produce con una disminución de la presión en el sistema. Para gestionar con éxito el proceso es necesario tener en cuenta toda la información proporcionada. Una reacción química específica es siempre de múltiples calidades y se caracteriza por diferentes características.
9.1. ¿Cuáles son las reacciones químicas?
Recordemos que a cualquier fenómeno químico de la naturaleza lo llamamos reacciones químicas. Durante una reacción química, algunos enlaces químicos se rompen y se forman otros. Como resultado de la reacción, a partir de algunas sustancias químicas se obtienen otras sustancias (ver Capítulo 1).
Mientras hacía su tarea para el § 2.5, se familiarizó con la selección tradicional de cuatro tipos principales de reacciones de todo el conjunto de transformaciones químicas, y luego también propuso sus nombres: reacciones de combinación, descomposición, sustitución e intercambio.
Ejemplos de reacciones compuestas:
C + O2 = CO2; (1)
Na2O + CO2 = Na2CO3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Ejemplos de reacciones de descomposición:
2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Ejemplos de reacciones de sustitución:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reacciones de intercambio- reacciones químicas en las que las sustancias de partida parecen intercambiar sus partes constituyentes. |
Ejemplos de reacciones de intercambio:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (once)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
La clasificación tradicional de reacciones químicas no cubre toda su diversidad; además de los cuatro tipos principales de reacciones, también existen muchas más reacciones complejas.
La identificación de otros dos tipos de reacciones químicas se basa en la participación en ellas de dos importantes partículas no químicas: el electrón y el protón.
Durante algunas reacciones se produce una transferencia total o parcial de electrones de un átomo a otro. En este caso, cambian los estados de oxidación de los átomos de los elementos que componen las sustancias de partida; de los ejemplos dados, estas son las reacciones 1, 4, 6, 7 y 8. Estas reacciones se llaman redox.
En otro grupo de reacciones, un ion hidrógeno (H+), es decir, un protón, pasa de una partícula reaccionante a otra. Este tipo de reacciones se denominan reacciones ácido-base o reacciones de transferencia de protones.
Entre los ejemplos dados, tales reacciones son las reacciones 3, 10 y 11. Por analogía con estas reacciones, las reacciones redox a veces se denominan reacciones de transferencia de electrones. Se familiarizará con OVR en el § 2 y con KOR en los siguientes capítulos.
REACCIONES COMPUESTAS, REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN, REACCIONES DE SUSTITUCIÓN, REACCIONES DE INTERCAMBIO, REACCIONES REDOX, REACCIONES ÁCIDO-BASE.
Escriba las ecuaciones de reacción correspondientes a los siguientes esquemas:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH)2 CuO + H2O ( t);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl2 + FeFeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3(PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); metro) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( t); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Indique el tipo tradicional de reacción. Etiquete las reacciones redox y ácido-base. En reacciones redox, indique qué átomos de elementos cambian sus estados de oxidación.
9.2. Reacciones redox
Consideremos la reacción redox que ocurre en los altos hornos durante la producción industrial de hierro (más precisamente, hierro fundido) a partir de mineral de hierro:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Determinemos los estados de oxidación de los átomos que forman tanto las sustancias de partida como los productos de reacción.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Como puede ver, el grado de oxidación de los átomos de carbono aumentó como resultado de la reacción, el grado de oxidación de los átomos de hierro disminuyó y el grado de oxidación de los átomos de oxígeno se mantuvo sin cambios. En consecuencia, los átomos de carbono en esta reacción sufrieron oxidación, es decir, perdieron electrones ( oxidado), y los átomos de hierro – reducción, es decir, agregaron electrones ( recuperado) (ver § 7.16). Para caracterizar OVR, se utilizan los conceptos. oxidante Y agente reductor.
Así, en nuestra reacción los átomos oxidantes son átomos de hierro y los átomos reductores son átomos de carbono.
En nuestra reacción, el agente oxidante es óxido de hierro (III) y el agente reductor es monóxido de carbono (II).
En los casos en que los átomos oxidantes y los átomos reductores formen parte de una misma sustancia (ejemplo: reacción 6 del párrafo anterior), no se utilizan los conceptos de “sustancia oxidante” y “sustancia reductora”.
Así, los agentes oxidantes típicos son sustancias que contienen átomos que tienden a ganar electrones (total o parcialmente), bajando su estado de oxidación. De las sustancias simples, se trata principalmente de halógenos y oxígeno y, en menor medida, de azufre y nitrógeno. De sustancias complejas: sustancias que contienen átomos en estados de oxidación superiores que no tienden a formar iones simples en estos estados de oxidación: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl+V), KClO 4 (Cl+VII), etc.
Los agentes reductores típicos son sustancias que contienen átomos que tienden a donar total o parcialmente electrones, aumentando su estado de oxidación. Las sustancias simples incluyen hidrógeno, metales alcalinos y alcalinotérreos y aluminio. De las sustancias complejas: H 2 S y sulfuros (S –II), SO 2 y sulfitos (S +IV), yoduros (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), etc.
En general, casi todas las sustancias complejas y muchas simples pueden presentar propiedades tanto oxidantes como reductoras. Por ejemplo:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 es un agente reductor fuerte);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 es un agente oxidante débil);
C + O 2 = CO 2 (t) (C es un agente reductor);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C es un agente oxidante).
Volvamos a la reacción que comentamos al principio de esta sección.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Tenga en cuenta que como resultado de la reacción, los átomos oxidantes (Fe + III) se convirtieron en átomos reductores (Fe 0) y los átomos reductores (C + II) se convirtieron en átomos oxidantes (C + IV). Pero el CO 2 es un agente oxidante muy débil en cualquier condición, y el hierro, aunque es un agente reductor, en estas condiciones es mucho más débil que el CO. Por lo tanto, los productos de reacción no reaccionan entre sí y no se produce la reacción inversa. El ejemplo dado es una ilustración del principio general que determina la dirección del flujo del OVR:
Las reacciones redox proceden en la dirección de la formación de un agente oxidante más débil y un agente reductor más débil.
Las propiedades redox de sustancias sólo pueden compararse en condiciones idénticas. En algunos casos, esta comparación se puede hacer de forma cuantitativa.
Mientras hacía su tarea para el primer párrafo de este capítulo, se convenció de que es bastante difícil seleccionar coeficientes en algunas ecuaciones de reacción (especialmente ORR). Para simplificar esta tarea en el caso de reacciones redox, se utilizan los dos métodos siguientes:
A) método de equilibrio electrónico Y
b) método de equilibrio de iones de electrones.
Ahora aprenderá el método del balance electrónico, y el método del balance electrónico-ion generalmente se estudia en instituciones de educación superior.
Ambos métodos se basan en el hecho de que los electrones en las reacciones químicas no desaparecen ni aparecen por ningún lado, es decir, el número de electrones aceptados por los átomos es igual al número de electrones cedido por otros átomos.
El número de electrones dados y aceptados en el método del equilibrio electrónico está determinado por el cambio en el estado de oxidación de los átomos. Al utilizar este método, es necesario conocer la composición tanto de las sustancias de partida como de los productos de reacción.
Veamos la aplicación del método del saldo electrónico mediante ejemplos.
Ejemplo 1. Creemos una ecuación para la reacción del hierro con el cloro. Se sabe que el producto de esta reacción es cloruro de hierro (III). Anotamos el esquema de reacción:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Determinemos los estados de oxidación de los átomos de todos los elementos que componen las sustancias que participan en la reacción:
Los átomos de hierro ceden electrones y las moléculas de cloro los aceptan. Expresemos estos procesos. ecuaciones electronicas:
Fe – 3 mi– = Fe+III,
Cl2+2 mi –= 2Cl –I.
Para que el número de electrones dados sea igual al número de electrones recibidos, la primera ecuación electrónica debe multiplicarse por dos y la segunda por tres:
| Fe – 3 mi– = Fe+III, Cl2+2 mi– = 2Cl –yo |
2Fe – 6 mi– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 mi– = 6Cl –I. |
Al introducir los coeficientes 2 y 3 en el esquema de reacción, obtenemos la ecuación de reacción:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Ejemplo 2. Creemos una ecuación para la reacción de combustión del fósforo blanco en exceso de cloro. Se sabe que el cloruro de fósforo (V) se forma en estas condiciones:
| +V –yo | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Las moléculas de fósforo blanco ceden electrones (se oxidan) y las moléculas de cloro los aceptan (reducen):
| P 4 – 20 mi– = 4P+V Cl2+2 mi– = 2Cl –yo |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 mi– = 4P+V Cl2+2 mi– = 2Cl –yo |
P 4 – 20 mi– = 4P+V 10Cl 2 + 20 mi– = 20Cl –I |
Los factores obtenidos inicialmente (2 y 20) tenían un divisor común, por el cual (como los futuros coeficientes en la ecuación de reacción) se dividían. Ecuación de reacción:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Ejemplo 3. Creemos una ecuación para la reacción que ocurre cuando el sulfuro de hierro (II) se tuesta en oxígeno.
Esquema de reacción:
| +III-II | +IV-II | |||||
| + | O2 | + |
En este caso, se oxidan tanto los átomos de hierro (II) como los de azufre (–II). La composición del sulfuro de hierro (II) contiene átomos de estos elementos en una proporción de 1:1 (consulte los índices en la fórmula más simple).
Balance electrónico:
| 4 | Fe+II – mi– = Fe+III S-II-6 mi– = S+IV |
En total dan 7 mi – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Ecuación de reacción: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Ejemplo 4. Creemos una ecuación para la reacción que ocurre cuando el disulfuro de hierro (II) (pirita) se tuesta en oxígeno.
Esquema de reacción:
| +III-II | +IV-II | |||||
| + | O2 | + |
Como en el ejemplo anterior, aquí también se oxidan los átomos de hierro (II) y los átomos de azufre, pero con el estado de oxidación I. Los átomos de estos elementos están incluidos en la composición de la pirita en una proporción de 1:2 (ver la índices en la fórmula más simple). Es en este sentido que reaccionan los átomos de hierro y azufre, lo que se tiene en cuenta a la hora de elaborar una balanza electrónica:
| Fe+III – mi– = Fe+III 2S–I – 10 mi– = 2S + IV |
En total dan 11 mi – | |
| O2+4 mi– = 2O –II |
Ecuación de reacción: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
También hay casos más complejos de ODD, algunos de los cuales te familiarizarás mientras haces tu tarea.
ÁTOMO OXIDANTE, ÁTOMO REDUCTOR, SUSTANCIA OXIDANTE, SUSTANCIA REDUCTORA, MÉTODO DE BALANCE ELECTRÓNICO, ECUACIONES ELECTRÓNICAS.
1. Confeccionar una balanza electrónica para cada ecuación OVR indicada en el texto del § 1 de este capítulo.
2. Invente ecuaciones para las ORR que descubrió al completar la tarea del § 1 de este capítulo. Esta vez, utilice el método de saldo electrónico para establecer las probabilidades. 3.Utilizando el método del balance electrónico, cree ecuaciones de reacción correspondientes a los siguientes esquemas: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na2O2 + NaNa2O;
d) Al + Br2 AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
m) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( t);
norte) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).
9.3. Reacciones exotérmicas. entalpía
¿Por qué ocurren las reacciones químicas?
Para responder a esta pregunta, recordemos por qué los átomos individuales se combinan en moléculas, por qué se forma un cristal iónico a partir de iones aislados y por qué se aplica el principio de mínima energía cuando se forma la capa electrónica de un átomo. La respuesta a todas estas preguntas es la misma: porque es energéticamente beneficioso. Esto significa que durante tales procesos se libera energía. Parecería que las reacciones químicas deberían ocurrir por la misma razón. De hecho, se pueden llevar a cabo muchas reacciones durante las cuales se libera energía. Se libera energía, normalmente en forma de calor.
Si durante una reacción exotérmica el calor no tiene tiempo de eliminarse, entonces el sistema de reacción se calienta.
Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano.
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g)
Se libera tanto calor que el metano se utiliza como combustible.
El hecho de que esta reacción libere calor se puede reflejar en la ecuación de reacción:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + P.
Este es el llamado ecuación termoquímica. Aquí el símbolo "+ q" significa que cuando se quema metano, se libera calor. Este calor se llama efecto térmico de la reacción.
¿De dónde viene el calor liberado?
Sabes que durante las reacciones químicas se rompen y se forman enlaces químicos. En este caso, se rompen los enlaces entre los átomos de carbono e hidrógeno en las moléculas de CH 4, así como entre los átomos de oxígeno en las moléculas de O 2. En este caso, se forman nuevos enlaces: entre los átomos de carbono y oxígeno en las moléculas de CO 2 y entre los átomos de oxígeno y de hidrógeno en las moléculas de H 2 O. Para romper los enlaces es necesario gastar energía (ver “energía de enlace”, “energía de atomización”). ), y al formar enlaces se libera energía. Obviamente, si los “nuevos” enlaces son más fuertes que los “viejos”, entonces se liberará más energía de la que se absorberá. La diferencia entre la energía liberada y absorbida es el efecto térmico de la reacción.
El efecto térmico (cantidad de calor) se mide en kilojulios, por ejemplo:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ.
Esta notación significa que se liberarán 484 kilojulios de calor si dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno para producir dos moles de agua gaseosa (vapor de agua).
De este modo, en ecuaciones termoquímicas, los coeficientes son numéricamente iguales a las cantidades de sustancia de los reactivos y productos de reacción..
¿Qué determina el efecto térmico de cada reacción específica?
El efecto térmico de la reacción depende.
a) sobre los estados agregativos de las sustancias de partida y de los productos de reacción,
b) sobre la temperatura y
c) de si la transformación química se produce a volumen constante o a presión constante.
La dependencia del efecto térmico de una reacción del estado de agregación de las sustancias se debe al hecho de que los procesos de transición de un estado de agregación a otro (como algunos otros procesos físicos) van acompañados de la liberación o absorción de calor. Esto también se puede expresar mediante una ecuación termoquímica. Ejemplo – ecuación termoquímica para la condensación de vapor de agua:
H2O (g) = H2O (l) + P.
En las ecuaciones termoquímicas y, si es necesario, en las ecuaciones químicas ordinarias, los estados agregativos de las sustancias se indican mediante índices de letras:
(d) – gas,
(g) – líquido,
(t) o (cr) – sustancia sólida o cristalina.
La dependencia del efecto térmico de la temperatura está asociada con diferencias en las capacidades caloríficas.
Materiales de partida y productos de reacción.
Dado que el volumen del sistema siempre aumenta como resultado de una reacción exotérmica a presión constante, parte de la energía se gasta en realizar trabajo para aumentar el volumen y el calor liberado será menor que si la misma reacción ocurre a un volumen constante. .
Los efectos térmicos de las reacciones generalmente se calculan para reacciones que ocurren a volumen constante a 25 °C y se indican con el símbolo q o.
Si la energía se libera solo en forma de calor y una reacción química se desarrolla a un volumen constante, entonces el efecto térmico de la reacción ( QV) es igual al cambio energía interna(D Ud.) sustancias que participan en la reacción, pero con el signo opuesto:
Q V = – Ud..
Se entiende por energía interna de un cuerpo la energía total de las interacciones intermoleculares, los enlaces químicos, la energía de ionización de todos los electrones, la energía de enlace de los nucleones en los núcleos y todos los demás tipos de energía conocidos y desconocidos "almacenados" por este cuerpo. El signo “-” se debe a que cuando se libera calor, la energía interna disminuye. Eso es
Ud.= – QV .
Si la reacción ocurre a presión constante, entonces el volumen del sistema puede cambiar. Parte de la energía interna también se gasta en realizar el trabajo para aumentar el volumen. En este caso
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Dónde qp– el efecto térmico de una reacción que ocurre a presión constante. De aquí
Q P = – ARRIBAV .
Un valor igual a U+PV tengo el nombre Cambio de entalpia y denotado por D h.
H=U+PV.
Por eso
Q P = – h.
Por tanto, a medida que se libera calor, la entalpía del sistema disminuye. De ahí el antiguo nombre de esta magnitud: “contenido calorífico”.
A diferencia del efecto térmico, un cambio de entalpía caracteriza una reacción independientemente de si ocurre a volumen o presión constante. Las ecuaciones termoquímicas escritas usando el cambio de entalpía se llaman ecuaciones termoquímicas en forma termodinámica. En este caso, se da el valor del cambio de entalpía en condiciones estándar (25 °C, 101,3 kPa), denotado Ho. Por ejemplo:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) Ho= – 484kJ;
CaO (cr) + H2O (l) = Ca(OH)2 (cr) Ho= – 65 kJ.
Dependencia de la cantidad de calor liberado en la reacción ( q) del efecto térmico de la reacción ( q o) y la cantidad de sustancia ( norte B) uno de los participantes en la reacción (sustancia B - sustancia de partida o producto de reacción) se expresa mediante la ecuación:
Aquí B es la cantidad de sustancia B, especificada por el coeficiente delante de la fórmula de la sustancia B en la ecuación termoquímica.
Tarea
Determine la cantidad de sustancia de hidrógeno quemada en oxígeno si se liberaran 1694 kJ de calor.
Solución
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. El efecto térmico de la reacción entre el aluminio cristalino y el cloro gaseoso es 1408 kJ. Escribe la ecuación termoquímica para esta reacción y determina la masa de aluminio necesaria para producir 2816 kJ de calor usando esta reacción. 9.4. Reacciones endotérmicas. entropía Además de las reacciones exotérmicas, son posibles reacciones en las que se absorbe calor y, si no se suministra, se enfría el sistema de reacción. Este tipo de reacciones se denominan endotérmico. El efecto térmico de tales reacciones es negativo. Por ejemplo: Por tanto, la energía liberada durante la formación de enlaces en los productos de estas y reacciones similares es menor que la energía necesaria para romper los enlaces en las sustancias de partida.
Tomemos dos matraces y llenemos uno de ellos con nitrógeno (gas incoloro) y el otro con dióxido de nitrógeno (gas marrón) para que tanto la presión como la temperatura en los matraces sean iguales. Se sabe que estas sustancias no reaccionan químicamente entre sí. Conectemos firmemente los matraces con el cuello y los instalemos verticalmente, de modo que el matraz con el dióxido de nitrógeno más pesado quede en el fondo (Fig. 9.1). Después de un tiempo, veremos que el dióxido de nitrógeno marrón se esparce gradualmente hacia el matraz superior y el nitrógeno incoloro penetra hacia el inferior. Como resultado, los gases se mezclan y el color del contenido de los matraces se vuelve el mismo. De este modo,
Ecuaciones de conexión entre entropía ( S) y otras cantidades se estudian en los cursos de física y química física. Unidad de entropía [ S] = 1 J/K. GRAMO= H-T S Condición para una reacción espontánea: GRAMO< 0. A bajas temperaturas, el factor que determina la posibilidad de que se produzca una reacción es en gran medida el factor energético, y a altas temperaturas es el factor de entropía. De la ecuación anterior, en particular, queda claro por qué las reacciones de descomposición que no ocurren a temperatura ambiente (aumentos de entropía) comienzan a ocurrir a temperaturas elevadas. REACCIÓN ENDOTÉRMICA, ENTROPÍA, FACTOR DE ENERGÍA, FACTOR DE ENTROPÍA, ENERGÍA DE GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafito) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) es –46 kJ. Escribe la ecuación termoquímica y calcula cuánta energía se necesita para producir 1 kg de cobre a partir de esta reacción. CaCO3 (cr) = CaO (cr) + CO2 (g) – 179 kJ Se formaron 24,6 litros de dióxido de carbono. Determine cuánto calor se desperdició inútilmente. ¿Cuántos gramos de óxido de calcio se formaron? |
En la ciencia moderna, se hace una distinción entre reacciones químicas y nucleares que surgen como resultado de la interacción de sustancias de partida, que generalmente se denominan reactivos. Como resultado, se forman otras sustancias químicas, que se denominan productos. Todas las interacciones ocurren bajo ciertas condiciones (temperatura, radiación, presencia de catalizadores, etc.). Los núcleos de los átomos de los reactivos de reacciones químicas no cambian. En las transformaciones nucleares se forman nuevos núcleos y partículas. Hay varios signos diferentes por los cuales se determinan los tipos de reacciones químicas.
La clasificación puede basarse en el número de sustancias iniciales y resultantes. Además, todos los tipos de reacciones químicas se dividen en cinco grupos:
- Descomposiciones (se obtienen varias nuevas de una sustancia), por ejemplo, descomposición cuando se calienta en cloruro de potasio y oxígeno: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
- Compuestos (dos o más compuestos forman uno nuevo), al interactuar con el agua, el óxido de calcio se convierte en hidróxido de calcio: H2O + CaO → Ca(OH)2;
- Sustitución (el número de productos es igual al número de sustancias de partida en las que un componente se reemplaza por otro), el hierro en el sulfato de cobre, reemplazando al cobre, forma sulfato ferroso: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
- Doble intercambio (las moléculas de dos sustancias intercambian las partes que las dejan), metales e intercambian aniones, formando yoduro de plata precipitado y nitrato de cadmio: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
- Transformación polimórfica (una sustancia pasa de una forma cristalina a otra), cuando se calienta, el yoduro de color se convierte en yoduro de mercurio amarillo: HgI2 (rojo) ↔ HgI2 (amarillo).
Si se consideran transformaciones químicas basadas en cambios en el estado de oxidación de los elementos en las sustancias que reaccionan, entonces los tipos de reacciones químicas se pueden dividir en grupos:
- Con un cambio en el grado de oxidación: reacciones redox (ORR). Como ejemplo, podemos considerar la interacción del hierro con el ácido clorhídrico: Fe + HCL → FeCl2 + H2, como resultado, el estado de oxidación del hierro (agente reductor que dona electrones) cambió de 0 a -2, y el del hidrógeno. (un agente oxidante que acepta electrones) de +1 a 0.
- Sin cambiar el estado de oxidación (es decir, no ORR). Por ejemplo, la reacción ácido-base del bromuro de hidrógeno con hidróxido de sodio: HBr + NaOH → NaBr + H2O, como resultado de tales reacciones se forman sal y agua, y los estados de oxidación de los elementos químicos incluidos en las sustancias de partida no cambiar.
Si consideramos la velocidad del flujo en dirección directa e inversa, entonces todos los tipos de reacciones químicas también se pueden dividir en dos grupos:
- Reversibles: aquellos que fluyen simultáneamente en dos direcciones. La mayoría de las reacciones son reversibles. Un ejemplo es la disolución de dióxido de carbono en agua con formación de ácido carbónico inestable, que se descompone en las sustancias de partida: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
- Irreversible: fluyen solo en dirección hacia adelante, después del consumo completo de una de las sustancias de partida, se completan, después de lo cual solo están presentes los productos y la sustancia de partida tomados en exceso. Normalmente uno de los productos es una sustancia insoluble precipitada o un gas liberado. Por ejemplo, durante la interacción de ácido sulfúrico y cloruro de bario: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, un precipitado insoluble
Los tipos de reacciones químicas en química orgánica se pueden dividir en cuatro grupos:
- Sustitución (un átomo o grupo de átomos se reemplaza por otros), por ejemplo, cuando el cloroetano reacciona con hidróxido de sodio, se forman etanol y cloruro de sodio: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, es decir, el átomo de cloro se reemplaza por un átomo de hidrógeno. átomo.
- Por adición (dos moléculas reaccionan y forman una), por ejemplo, el bromo se añade en el lugar de la rotura del doble enlace de la molécula de etileno: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
- Eliminación (una molécula se descompone en dos o más moléculas), por ejemplo, bajo ciertas condiciones, el etanol se descompone en etileno y agua: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
- Reordenamiento (isomerización, cuando una molécula se convierte en otra, pero la composición cualitativa y cuantitativa de los átomos que contiene no cambia), por ejemplo, 3-cloro-ruteno-1 (C4H7CL) se convierte en 1 clorobuteno-2 (C4H7CL) ). Aquí el átomo de cloro pasó del tercer átomo de carbono en la cadena de hidrocarburos al primero, y el doble enlace unió el primer y el segundo átomo de carbono, y luego comenzó a conectar el segundo y el tercer átomo.
También se conocen otros tipos de reacciones químicas:
- Ocurren con absorción (endotérmica) o liberación de calor (exotérmica).
- Por tipo de reactivos que interactúan o productos formados. Interacción con agua - hidrólisis, con hidrógeno - hidrogenación, con oxígeno - oxidación o combustión. La eliminación del agua es deshidratación, el hidrógeno es deshidrogenación, etc.
- Según las condiciones de interacción: en presencia de baja o alta temperatura, cuando hay un cambio de presión, a la luz, etc.
- Según el mecanismo de reacción: reacciones iónicas, radicales o en cadena.