Produkty chemických reakcií. Druhy chemických reakcií
7.1. Základné typy chemických reakcií
Premeny látok sprevádzané zmenami v ich zložení a vlastnostiach sa nazývajú chemické reakcie alebo chemické interakcie. Počas chemických reakcií nedochádza k zmene zloženia atómových jadier.
Javy, pri ktorých sa mení tvar alebo fyzikálny stav látok alebo sa mení zloženie jadier atómov, sa nazývajú fyzikálne. Príkladom fyzikálnych javov je tepelné spracovanie kovov, pri ktorom sa mení ich tvar (kovanie), tavenie kovu, sublimácia jódu, premena vody na ľad alebo paru a pod., ale aj jadrové reakcie, v dôsledku čoho vznikajú atómy z atómov niektorých prvkov iné prvky.
Chemické javy môžu byť sprevádzané fyzikálnymi premenami. Napríklad v dôsledku chemických reakcií prebiehajúcich v galvanickom článku vzniká elektrický prúd.
Chemické reakcie sú klasifikované podľa rôznych kritérií.
1. Podľa znamienka tepelného účinku sa všetky reakcie delia na endotermický(pokračovanie s absorpciou tepla) a exotermický(tečie s uvoľňovaním tepla) (pozri § 6.1).
2. Na základe stavu agregácie východiskových látok a reakčných produktov sa rozlišujú:
homogénne reakcie, v ktorom sú všetky látky v rovnakej fáze:
2 KOH (p-p) + H2S04 (p-p) = K2SO (p-p) + 2 H20 (1),
CO (g) + Cl2 (g) = COCl2 (g),
Si02(k) + 2 Mg (k) = Si (k) + 2 MgO (k).
heterogénne reakcie, látky, v ktorých sú v rôznych fázach:
CaO (k) + C02 (g) = CaC03 (k),
CuS04 (roztok) + 2 NaOH (roztok) = Cu(OH)2 (k) + Na2S04 (roztok),
Na2S03 (roztok) + 2HCl (roztok) = 2 NaCl (roztok) + S02 (g) + H20 (1).
3. Podľa schopnosti prúdenia len v smere dopredu, ako aj v smere dopredu a dozadu rozlišujú nezvratné A reverzibilné chemické reakcie (pozri § 6.5).
4. Na základe prítomnosti alebo neprítomnosti katalyzátorov rozlišujú katalytický A nekatalytické reakcie (pozri § 6.5).
5. Podľa mechanizmu ich vzniku sa chemické reakcie delia na iónový, radikálny atď. (mechanizmus chemických reakcií prebiehajúcich za účasti organických zlúčenín je diskutovaný v organickej chémii).
6. Podľa stavu oxidačných stavov atómov zahrnutých v zložení reagujúcich látok prebiehajú reakcie bez zmeny oxidačného stavu atómov a so zmenou oxidačného stavu atómov ( redoxné reakcie) (pozri § 7.2) .
7. Reakcie sa vyznačujú zmenami v zložení východiskových látok a reakčných produktov spojenie, rozklad, substitúcia a výmena. Tieto reakcie môžu prebiehať so zmenami oxidačných stavov prvkov aj bez nich, tab . 7.1.
Tabuľka 7.1
Druhy chemických reakcií
Všeobecná schéma |
Príklady reakcií, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačného stavu prvkov |
Príklady redoxných reakcií |
|
Spojenia (jedna nová látka vzniká z dvoch alebo viacerých látok) |
HCl + NH3 = NH4CI; S03 + H20 = H2S04 |
H2 + Cl2 = 2 HCl; 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 |
|
Rozkladov (z jednej látky vzniká niekoľko nových látok) |
A = B + C + D |
MgC03 MgO + C02; H2Si03Si02 + H20 |
2AgN03 2Ag + 2NO2 + O2 |
Substitúcie (keď látky interagujú, atómy jednej látky nahradia atómy inej látky v molekule) |
A + BC = AB + C |
CaC03 + Si02 CaSi03 + CO2 |
Pb(N03)2 + Zn = Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 |
|
(dve látky si vymenia svoje zložky a vytvoria dve nové látky) |
AB + CD = AD + CB |
AICI3 + 3NaOH = Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20 |
7.2. Redoxné reakcie
Ako je uvedené vyššie, všetky chemické reakcie sú rozdelené do dvoch skupín:
Chemické reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene oxidačného stavu atómov, ktoré tvoria reaktanty, sa nazývajú redoxné reakcie.
Oxidácia je proces odovzdávania elektrónov atómom, molekulou alebo iónom:
Nao-le = Na+;
Fe 2+ – e = Fe 3+;
H20-2e = 2H+;
2 Br – – 2e = Br 2 o.
zotavenie je proces pridávania elektrónov k atómu, molekule alebo iónu:
So + 2e = S2–;
Cr3+ + e = Cr2+;
Cl2o + 2e = 2Cl –;
Mn7+ + 5e = Mn2+.
Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré prijímajú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá. Reštaurátori sú atómy, molekuly alebo ióny, ktoré darujú elektróny.
Prijatím elektrónov sa oxidačné činidlo počas reakcie redukuje a redukčné činidlo sa oxiduje. Oxidáciu vždy sprevádza redukcia a naopak. teda počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom sa vždy rovná počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom.
7.2.1. Oxidačný stav
Oxidačný stav je podmienený (formálny) náboj atómu v zlúčenine, vypočítaný za predpokladu, že pozostáva iba z iónov. Oxidačný stav sa zvyčajne označuje arabskou číslicou nad symbolom prvku so znamienkom „+“ alebo „–“. Napríklad Al 3+, S 2–.
Na zistenie oxidačných stavov sa používajú nasledujúce pravidlá:
oxidačný stav atómov v jednoduchých látkach je nulový;
algebraický súčet oxidačných stavov atómov v molekule sa rovná nule, v komplexnom ióne - náboj iónu;
oxidačný stav atómov alkalických kovov je vždy +1;
atóm vodíka v zlúčeninách s nekovmi (CH 4, NH 3 atď.) vykazuje oxidačný stav +1 a pri aktívnych kovoch je jeho oxidačný stav –1 (NaH, CaH 2 a pod.);
Atóm fluóru v zlúčeninách vždy vykazuje oxidačný stav –1;
Oxidačný stav atómu kyslíka v zlúčeninách je zvyčajne –2, okrem peroxidov (H 2 O 2, Na 2 O 2), v ktorých je oxidačný stav kyslíka –1, a niektorých ďalších látok (superoxidy, ozonidy, kyslík fluoridy).
Maximálny kladný oxidačný stav prvkov v skupine sa zvyčajne rovná číslu skupiny. Výnimkou sú fluór a kyslík, pretože ich najvyšší oxidačný stav je nižší ako číslo skupiny, v ktorej sa nachádzajú. Prvky podskupiny medi tvoria zlúčeniny, v ktorých ich oxidačný stav presahuje číslo skupiny (CuO, AgF 5, AuCl 3).
Maximálny negatívny oxidačný stav prvkov nachádzajúcich sa v hlavných podskupinách periodickej tabuľky možno určiť odčítaním čísla skupiny od osem. Pre uhlík je to 8 – 4 = 4, pre fosfor – 8 – 5 = 3.
V hlavných podskupinách pri prechode od prvkov zhora nadol klesá stabilita najvyššieho kladného oxidačného stavu, v sekundárnych podskupinách naopak zhora nadol stabilita vyšších oxidačných stavov stúpa.
Konvenčnosť konceptu oxidačného stavu možno demonštrovať na príklade niektorých anorganických a organických zlúčenín. Najmä v kyselinách fosfónových (fosforových) H3PO2, fosfónových (fosforových) H3PO3 a fosforečných H3PO4 sú oxidačné stavy fosforu +1, +3 a +5, zatiaľ čo vo všetkých týchto zlúčeninách fosfor je päťmocný. Pre uhlík v metáne CH 4, metanole CH 3 OH, formaldehyde CH 2 O, kyseline mravčej HCOOH a oxide uhoľnatém (IV) CO 2 sú oxidačné stavy uhlíka –4, –2, 0, +2 a +4, v tomto poradí , pričom ako valencia atómu uhlíka vo všetkých týchto zlúčeninách je štyri.
Napriek skutočnosti, že oxidačný stav je konvenčný koncept, je široko používaný pri vytváraní redoxných reakcií.
7.2.2. Najdôležitejšie oxidačné a redukčné činidlá
Typické oxidačné činidlá sú:
1. Jednoduché látky, ktorých atómy majú vysokú elektronegativitu. Sú to predovšetkým prvky hlavných podskupín VI a VII skupín periodickej tabuľky: kyslík, halogény. Z jednoduchých látok je najsilnejším oxidačným činidlom fluór.
2. Zlúčeniny obsahujúce niektoré katióny kovov vo vysokých oxidačných stavoch: Pb 4+, Fe 3+, Au 3+ atď.
3. Zlúčeniny obsahujúce niektoré komplexné anióny, prvky v ktorých sú vo vysokom kladnom oxidačnom stave: 2–, – atď.
Medzi redukčné činidlá patria:
1. Jednoduché látky, ktorých atómy majú nízku elektronegativitu, sú aktívne kovy. Nekovy, ako je vodík a uhlík, môžu tiež vykazovať redukčné vlastnosti.
2. Niektoré zlúčeniny kovov obsahujúce katióny (Sn 2+, Fe 2+, Cr 2+), ktoré darovaním elektrónov môžu zvýšiť svoj oxidačný stav.
3. Niektoré zlúčeniny obsahujúce jednoduché ióny ako I – , S 2– .
4. Zlúčeniny obsahujúce komplexné ióny (S 4+ O 3) 2–, (НР 3+ O 3) 2–, v ktorých prvky môžu darovaním elektrónov zvýšiť svoj kladný oxidačný stav.
V laboratórnej praxi sa najčastejšie používajú tieto oxidačné činidlá:
manganistan draselný (KMn04);
dvojchróman draselný (K2Cr207);
kyselina dusičná (HN03);
koncentrovaná kyselina sírová (H2S04);
peroxid vodíka (H202);
oxidy mangánu (IV) a olova (IV) (MnO 2, PbO 2);
roztavený dusičnan draselný (KNO 3) a taveniny niektorých ďalších dusičnanov.
Medzi redukčné činidlá používané v laboratórnej praxi patria:
- horčík (Mg), hliník (Al) a iné aktívne kovy;
- vodík (H2) a uhlík (C);
- jodid draselný (KI);
- sulfid sodný (Na2S) a sírovodík (H2S);
- siričitan sodný (Na2S03);
- chlorid cínatý (SnCl2).
7.2.3. Klasifikácia redoxných reakcií
Redoxné reakcie sa zvyčajne delia na tri typy: intermolekulárne, intramolekulárne a disproporcionačné reakcie (samooxidácia-samo-redukcia).
Medzimolekulové reakcie sa vyskytujú so zmenou oxidačného stavu atómov, ktoré sa nachádzajú v rôznych molekulách. Napríklad:
2 Al + Fe 2 O 3 Al 2 O 3 + 2 Fe,
C+4HN03(konc) = C02+4N02 + 2H20.
TO intramolekulárne reakcie Ide o reakcie, pri ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo súčasťou tej istej molekuly, napríklad:
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4 H20,
2 KNO 3 2 KNO 2 + O 2 .
IN disproporčné reakcie(samooxidácia-samoredukcia) atóm (ión) toho istého prvku je oxidačným činidlom aj redukčným činidlom:
Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H20,
2 N02 + 2 NaOH = NaN02 + NaN03 + H20.
7.2.4. Základné pravidlá pre zostavovanie redoxných reakcií
Zloženie redoxných reakcií sa uskutočňuje podľa krokov uvedených v tabuľke. 7.2.
Tabuľka 7.2
Etapy zostavovania rovníc pre redoxné reakcie
Akcia |
|
Stanovte oxidačné činidlo a redukčné činidlo. |
|
Identifikujte produkty redoxnej reakcie. |
|
Vytvorte elektrónovú rovnováhu a použite ju na priradenie koeficientov pre látky, ktoré menia svoje oxidačné stavy. |
|
Usporiadajte koeficienty pre ďalšie látky, ktoré sa zúčastňujú a vznikajú v redoxnej reakcii. |
|
Správnosť koeficientov skontrolujte spočítaním látkového množstva atómov (zvyčajne vodíka a kyslíka), ktoré sa nachádzajú na ľavej a pravej strane reakčnej rovnice. |
Uvažujme o pravidlách skladania redoxných reakcií na príklade interakcie siričitanu draselného s manganistanom draselným v kyslom prostredí:
1. Stanovenie oxidačného činidla a redukčného činidla
Mangán, ktorý je v najvyššom oxidačnom stave, sa nemôže vzdať elektrónov. Mn 7+ bude prijímať elektróny, t.j. je oxidačné činidlo.
Ión S 4+ môže darovať dva elektróny a prejsť do S 6+, t.j. je redukčné činidlo. V uvažovanej reakcii je teda K2S03 redukčné činidlo a KMn04 je oxidačné činidlo.
2. Vytvorenie reakčných produktov
K2SO3 + KMnO4 + H2SO4?
Darovaním dvoch elektrónov elektrónu sa S 4+ stáva S 6+. Siričitan draselný (K 2 SO 3) sa tak mení na síran (K 2 SO 4). V kyslom prostredí Mn 7+ prijíma 5 elektrónov a v roztoku kyseliny sírovej (médium) tvorí síran manganatý (MnSO 4). V dôsledku tejto reakcie sa tiež vytvárajú ďalšie molekuly síranu draselného (v dôsledku iónov draslíka obsiahnutých v manganistanu), ako aj molekuly vody. Uvažovaná reakcia bude teda napísaná takto:
K2S03 + KMn04 + H2S04 = K2S04 + MnS04 + H20.
3. Zostavenie elektrónovej bilancie
Na zostavenie elektrónovej rovnováhy je potrebné uviesť tie oxidačné stavy, ktoré sa menia v uvažovanej reakcii:
K2S4+03 + KMn7+04 + H2S04 = K2S6+04 + Mn2+ SO4 + H20.
Mn7+ + 5e = Mn2+;
S4+ – 2e = S6+.
Počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom sa musí rovnať počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom. Preto sa na reakcii musia zúčastniť dva Mn 7+ a päť S 4+:
Mn 7+ + 5 e = Mn 2+ 2,
S4+ – 2e = S6+ 5.
Počet elektrónov odovzdaných redukčným činidlom (10) sa teda bude rovnať počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom (10).
4. Usporiadanie koeficientov v reakčnej rovnici
V súlade s rovnováhou elektrónov je potrebné umiestniť koeficient 5 pred K 2 SO 3 a 2 pred KMnO 4. Na pravej strane pred síran draselný nastavíme koeficient 6, keďže jedna molekula sa pridáva k piatim molekulám K 2 SO 4 vytvoreným počas oxidácie siričitanu draselného K 2 SO 4 v dôsledku väzby draselných iónov obsiahnutých v manganistanu. Keďže reakcia zahŕňa dva vznikajú aj molekuly manganistanu na pravej strane dva molekuly síranu mangánu. Na viazanie reakčných produktov (draselné a mangánové ióny obsiahnuté v manganistanu) je potrebné tri molekuly kyseliny sírovej, preto v dôsledku reakcie, tri molekuly vody. Nakoniec dostaneme:
5 K2S03 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 6 K2S04 + 2 MnS04 + 3 H20.
5. Kontrola správnosti koeficientov v reakčnej rovnici
Počet atómov kyslíka na ľavej strane reakčnej rovnice je:
5 3 + 2 4 + 3 4 = 35.
Na pravej strane bude toto číslo:
6 4 + 2 4 + 3 1 = 35.
Počet atómov vodíka na ľavej strane reakčnej rovnice je šesť a zodpovedá počtu týchto atómov na pravej strane reakčnej rovnice.
7.2.5. Príklady redoxných reakcií zahŕňajúcich typické oxidačné a redukčné činidlá
7.2.5.1. Medzimolekulové oxidačno-redukčné reakcie
Nižšie ako príklady uvažujeme redoxné reakcie zahŕňajúce manganistan draselný, dvojchróman draselný, peroxid vodíka, dusitan draselný, jodid draselný a sulfid draselný. Redoxné reakcie zahŕňajúce iné typické oxidačné a redukčné činidlá sú diskutované v druhej časti príručky („Anorganická chémia“).
Redoxné reakcie zahŕňajúce manganistan draselný
V závislosti od prostredia (kyslé, neutrálne, zásadité) poskytuje manganistan draselný, pôsobiaci ako oxidačné činidlo, rôzne redukčné produkty, Obr. 7.1.
Ryža. 7.1. Tvorba produktov redukcie manganistanu draselného v rôznych médiách
Nižšie sú uvedené reakcie KMnO 4 so sulfidom draselným ako redukčným činidlom v rôznych prostrediach, znázorňujúce schému, obr. 7.1. Pri týchto reakciách je produktom oxidácie sulfidových iónov voľná síra. V alkalickom prostredí sa molekuly KOH nezúčastňujú reakcie, ale len určujú produkt redukcie manganistanu draselného.
5 K2S + 2 KMnO4 + 8 H2S04 = 5 S + 2 MnS04 + 6 K2S04 + 8 H20,
3 K2S + 2 KMnO4 + 4 H202 MnO2 + 3 S + 8 KOH,
K2S + 2 KMnO4 – (KOH)2K2Mn04 + S.
Redoxné reakcie zahŕňajúce dvojchróman draselný
V kyslom prostredí je dvojchróman draselný silným oxidačným činidlom. Zmes K 2 Cr 2 O 7 a koncentrovanej H 2 SO 4 (chróm) má široké využitie v laboratórnej praxi ako oxidačné činidlo. Jedna molekula dvojchrómanu draselného pri interakcii s redukčným činidlom prijíma šesť elektrónov a vytvára zlúčeniny trojmocného chrómu:
6 FeS04 +K2Cr207 +7 H2S04 = 3 Fe2 (S04) 3 + Cr2 (S04) 3 + K2S04 + 7 H20;
6 KI + K2Cr207 + 7 H2S04 = 3 I2 + Cr2(SO4)3 + 4 K2S04 + 7 H20.
Redoxné reakcie zahŕňajúce peroxid vodíka a dusitan draselný
Peroxid vodíka a dusitan draselný majú prevažne oxidačné vlastnosti:
H2S + H202 = S + 2 H20,
2 KI + 2 KNO2 + 2 H2SO4 = I2 + 2 K2S04 + H20,
Pri interakcii so silnými oxidačnými činidlami (ako je napríklad KMnO 4) však peroxid vodíka a dusitan draselný pôsobia ako redukčné činidlá:
5 H202 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 502 + 2 MnS04 + K2S04 + 8 H20,
5 KN02 + 2 KMnO4 + 3 H2S04 = 5 KN03 + 2 MnSO4 + K2S04 + 3 H20.
Treba poznamenať, že peroxid vodíka sa v závislosti od prostredia redukuje podľa schémy, obr. 7.2.
Ryža. 7.2. Možné produkty redukcie peroxidu vodíka
V tomto prípade sa v dôsledku reakcií tvoria vodné alebo hydroxidové ióny:
2 FeSO4 + H202 + H2S04 = Fe2 (S04)3 + 2 H20,
2 KI + H202 = I2 + 2 KOH.
7.2.5.2. Intramolekulárne oxidačno-redukčné reakcie
Intramolekulárne redoxné reakcie sa zvyčajne vyskytujú pri zahrievaní látok, ktorých molekuly obsahujú redukčné činidlo a oxidačné činidlo. Príklady intramolekulárnych redukčno-oxidačných reakcií sú procesy tepelného rozkladu dusičnanov a manganistanu draselného:
2 NaNO 3 2 NaN02 + 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. Disproporčné reakcie
Ako je uvedené vyššie, v disproporcionačných reakciách je ten istý atóm (ión) oxidačným činidlom aj redukčným činidlom. Uvažujme o procese skladania tohto typu reakcie na príklade interakcie síry s alkáliou.
Charakteristické oxidačné stavy síry: – 2, 0, +4 a +6. Elementárna síra, ktorá pôsobí ako redukčné činidlo, daruje 4 elektróny:
S o – 4e = S4+.
Síra – Oxidačné činidlo prijíma dva elektróny:
S o + 2е = S 2–.
V dôsledku reakcie disproporcionácie síry teda vznikajú zlúčeniny, ktorých oxidačné stavy prvku sú – 2 a vpravo +4:
3S + 6 KOH = 2 K2S + K2S03 + 3 H20.
Keď je oxid dusíka (IV) disproporčný v alkálii, získajú sa dusitany a dusičnany - zlúčeniny, v ktorých sú oxidačné stavy dusíka +3 a +5:
2N4+02 + 2 KOH = KN3+02 + KN5+ O3 + H20,
Disproporcionácia chlóru v studenom alkalickom roztoku vedie k tvorbe chlórnanu a v horúcom alkalickom roztoku - chlorečnanu:
Cl 02 + 2 KOH = KCl – + KCl + O + H20,
Cl 02 + 6 KOH 5 KCl – + KCl 5+ O3 + 3H20.
7.3. Elektrolýza
Redoxný proces, ktorý sa vyskytuje v roztokoch alebo taveninách, keď nimi prechádza jednosmerný elektrický prúd, sa nazýva elektrolýza. V tomto prípade dochádza k oxidácii aniónov na kladnej elektróde (anóde). Katióny sa redukujú na zápornej elektróde (katóde).
2 Na 2 CO 3 4 Na + O 2 + 2C02.
Pri elektrolýze vodných roztokov elektrolytov spolu s premenami rozpustenej látky môžu prebiehať elektrochemické procesy za účasti vodíkových iónov a hydroxidových iónov vody:
katóda (–): 2 Н + + 2е = Н 2,
anóda (+): 4 OH – – 4e = O 2 + 2 H 2 O.
V tomto prípade prebieha proces redukcie na katóde takto:
1. Katióny aktívnych kovov (do Al 3+ vrátane) sa na katóde neredukujú, ale redukuje sa vodík.
2. Kovové katióny nachádzajúce sa v sérii štandardných elektródových potenciálov (v napäťovej sérii) napravo od vodíka sa redukujú na voľné kovy na katóde počas elektrolýzy.
3. Kovové katióny nachádzajúce sa medzi Al 3+ a H + sa redukujú na katóde súčasne s vodíkovým katiónom.
Procesy prebiehajúce vo vodných roztokoch na anóde závisia od látky, z ktorej je anóda vyrobená. Existujú nerozpustné anódy ( inertný) a rozpustné ( aktívny). Ako materiál inertných anód sa používa grafit alebo platina. Rozpustné anódy sú vyrobené z medi, zinku a iných kovov.
Počas elektrolýzy roztokov s inertnou anódou môžu vzniknúť tieto produkty:
1. Pri oxidácii halogenidových iónov sa uvoľňujú voľné halogény.
2. Pri elektrolýze roztokov obsahujúcich anióny SO 2 2–, NO 3 –, PO 4 3– sa uvoľňuje kyslík, t.j. Na anóde nie sú oxidované tieto ióny, ale molekuly vody.
Berúc do úvahy vyššie uvedené pravidlá, uvažujme ako príklad elektrolýzu vodných roztokov NaCl, CuSO 4 a KOH s inertnými elektródami.
1). V roztoku sa chlorid sodný disociuje na ióny.
Chemické reakcie (chemické javy)- sú to procesy, v dôsledku ktorých z niektorých látok vznikajú iné, ktoré sa od pôvodných líšia zložením alebo štruktúrou. Keď dôjde k chemickým reakciám, nedochádza k žiadnej zmene počtu atómov konkrétneho prvku ani k vzájomnej premene izotopov.
Klasifikácia chemických reakcií je mnohostranná, môže byť založená na rôznych charakteristikách: počet a zloženie činidiel a reakčných produktov, tepelný účinok, reverzibilita atď.
I. Klasifikácia reakcií podľa počtu a zloženia reaktantov
A. Reakcie, ku ktorým dochádza bez zmeny kvalitatívneho zloženia látky . Ide o početné alotropné premeny jednoduchých látok (napríklad kyslík ↔ ozón (3O 2 ↔2O 3), biely cín ↔ sivý cín); prechod, keď sa teplota niektorých pevných látok zmení z jedného kryštalického stavu do druhého - polymorfné transformácie(napríklad červené kryštály jodidu ortuťnatého (II) sa po zahriatí zmenia na žltú látku rovnakého zloženia, po ochladení nastáva opačný proces); izomerizačné reakcie (napríklad NH 4 OCN ↔ (NH 2) 2 CO) atď.
B. Reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene zloženia reagujúcich látok.
Reakcie zlúčenín- Sú to reakcie, pri ktorých z dvoch alebo viacerých východiskových látok vzniká jedna nová komplexná látka. Východiskové látky môžu byť jednoduché alebo zložité, napríklad:
4P + 502 = 2P205; 4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03; CaO+ H20 = Ca(OH) 2.
Reakcie rozkladu sú reakcie, pri ktorých z jednej východiskovej komplexnej látky vznikajú dve alebo viac nových látok. Látky vznikajúce pri reakciách tohto typu môžu byť jednoduché alebo zložité, napríklad:
2HI = H2 + I2; CaC03=CaO+C02; (CuOH)2C03 = CuO + H20 + C02.
Substitučné reakcie- sú to procesy, pri ktorých atómy jednoduchej látky nahrádzajú atómy niektorého prvku v zložitej látke. Pretože substitučné reakcie nevyhnutne zahŕňajú jednoduchú látku ako jeden z reaktantov, takmer všetky transformácie tohto typu sú redoxné, napríklad:
Zn + H2S04 = H2 + ZnS04; 2Al + Fe203 = 2Fe + Al203; H2S + Br2 = 2HBr + S.
Výmenné reakcie sú reakcie, pri ktorých si dve zložité látky vymieňajú svoje zložky. Výmenné reakcie môžu prebiehať priamo medzi dvoma činidlami bez účasti rozpúšťadla, napríklad: H2S04 + 2KOH = K2S04 + 2H20; SiO2 (tuhá látka) + 4HF (g) = SiF4 + 2H2 O.
Výmenné reakcie vyskytujúce sa v roztokoch elektrolytov sa nazývajú iónomeničové reakcie. Takéto reakcie sú možné len vtedy, ak je jednou z výsledných látok slabý elektrolyt a uvoľňuje sa z reakčnej sféry vo forme plynu alebo ťažko rozpustnej látky (Bertholletovo pravidlo):
AgN03+HCl=AgCl↓ +HN03 alebo Ag++Cl - =AgCl↓;
NH4CI+ KOH = KCI+NH3+H20 alebo NH4+ +OH- =H20+NH3;
NaOH+HCI=NaCl+H20 alebo H++OH- =H20.
II. Klasifikácia reakcií podľa tepelného účinku
A. Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri uvoľňovaní tepelnej energie –exotermické reakcie (+ Q).
B. Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri absorpcii tepla –endotermické reakcie (– Q).
Tepelný efekt reakcie označujú množstvo tepla, ktoré sa uvoľní alebo absorbuje v dôsledku chemickej reakcie. Reakčná rovnica, ktorá udáva jeho tepelný účinok, sa nazýva termochemické. Je vhodné uviesť hodnotu tepelného účinku reakcie na 1 mól jedného z účastníkov reakcie, preto v termochemických rovniciach často nájdete zlomkové koeficienty:
1/2N2 (g) + 3/2H2 (g) = NH3 (g) + 46,2 kJ/mol.
Všetky spaľovacie reakcie a prevažná väčšina oxidačných a zmesových reakcií sú exotermické. Rozkladné reakcie zvyčajne vyžadujú energiu.
Chemické reakcie treba odlíšiť od jadrových reakcií. V dôsledku chemických reakcií sa celkový počet atómov každého chemického prvku a jeho izotopové zloženie nemení. Jadrové reakcie sú iná záležitosť - procesy premeny atómových jadier v dôsledku ich interakcie s inými jadrami alebo elementárnymi časticami, napríklad premena hliníka na horčík:
27 13 Al + 1 1 H = 24 12 Mg + 4 2 He
Klasifikácia chemických reakcií je mnohostranná, to znamená, že môže byť založená na rôznych charakteristikách. Ale ktorákoľvek z týchto charakteristík môže zahŕňať reakcie medzi anorganickými aj organickými látkami.
Uvažujme o klasifikácii chemických reakcií podľa rôznych kritérií.
I. Podľa počtu a zloženia reagujúcich látok
Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny zloženia látok.
V anorganickej chémii takéto reakcie zahŕňajú procesy získavania alotropných modifikácií jedného chemického prvku, napríklad:
C (grafit) ↔ C (diamant)
S (orhombický) ↔ S (monoklinický)
P (biela) ↔ P (červená)
Sn (biely cín) ↔ Sn (sivý cín)
3O 2 (kyslík) ↔ 2O 3 (ozón)
V organickej chémii môže tento typ reakcie zahŕňať izomerizačné reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny nielen kvalitatívneho, ale aj kvantitatívneho zloženia molekúl látok, napríklad:
1. Izomerizácia alkánov.
Izomerizačná reakcia alkánov má veľký praktický význam, pretože uhľovodíky izoštruktúry majú nižšiu schopnosť detonácie.
2. Izomerizácia alkénov.
3. Izomerizácia alkínov (reakcia A.E. Favorského).
CH 3 - CH 2 - C= - CH ↔ CH 3 - C= - C- CH 3
etylacetylén dimetylacetylén
4. Izomerizácia halogénalkánov (A. E. Favorsky, 1907).
5. Izomerizácia kyanitu amónneho pri zahrievaní.
Močovinu prvýkrát syntetizoval F. Wöhler v roku 1828 izomerizáciou kyanátu amónneho pri zahrievaní.
Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene zloženia látky
Rozlišujú sa štyri typy takýchto reakcií: kombinácia, rozklad, substitúcia a výmena.
1. Zložené reakcie sú reakcie, pri ktorých z dvoch alebo viacerých látok vzniká jedna komplexná látka
V anorganickej chémii možno uvažovať o celej škále reakcií zlúčenín, napríklad na príklade reakcií na výrobu kyseliny sírovej zo síry:
1. Príprava oxidu sírového (IV):
S + O 2 = SO - z dvoch jednoduchých látok vzniká jedna zložená látka.
2. Príprava oxidu sírového (VI):
SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - z jednoduchých a zložitých látok vzniká jedna zložitá látka.
3. Príprava kyseliny sírovej:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - z dvoch zložitých látok vzniká jedna komplexná látka.
Príkladom zloženej reakcie, pri ktorej sa z viac ako dvoch východiskových látok vytvorí jedna komplexná látka, je konečná fáza výroby kyseliny dusičnej:
4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03
V organickej chémii sa zložené reakcie bežne nazývajú „adičné reakcie“. Celú škálu takýchto reakcií možno zvážiť na príklade bloku reakcií charakterizujúcich vlastnosti nenasýtených látok, napríklad etylénu:
1. Hydrogenačná reakcia - pridanie vodíka:
CH2=CH2 + H2 -> H3-CH3
etén → etán
2. Hydratačná reakcia - pridanie vody.
3. Polymerizačná reakcia.
2. Rozkladné reakcie sú reakcie, pri ktorých z jednej komplexnej látky vzniká niekoľko nových látok.
V anorganickej chémii možno v bloku reakcií na výrobu kyslíka laboratórnymi metódami zvážiť celú škálu takýchto reakcií:
1. Rozklad oxidu ortutnatého - z jednej komplexnej látky vznikajú dva jednoduché.
2. Rozklad dusičnanu draselného - z jednej komplexnej látky vzniká jedna jednoduchá a jedna komplexná.
3. Rozklad manganistanu draselného - z jednej komplexnej látky vznikajú dve zložité a jedna jednoduchá látka, čiže tri nové látky.
V organickej chémii možno v bloku reakcií na výrobu etylénu v laboratóriu a priemysle uvažovať o rozkladných reakciách:
1. Reakcia dehydratácie (odstránenie vody) etanolu:
C2H5OH -> CH2=CH2 + H20
2. Dehydrogenačná reakcia (eliminácia vodíka) etánu:
CH3-CH3 -> CH2=CH2 + H2
alebo CH3-CH3 -> 2C + ZN2
3. Reakcia krakovania (štiepenia) propánu:
CH3-CH2-CH3 -> CH2=CH2+CH4
3. Substitučné reakcie sú reakcie, pri ktorých atómy jednoduchej látky nahradia atómy niektorého prvku v zložitej látke.
V anorganickej chémii je príkladom takýchto procesov blok reakcií charakterizujúcich vlastnosti, napríklad kovov:
1. Interakcia alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín s vodou:
2Na + 2H20 = 2NaOH + H2
2. Interakcia kovov s kyselinami v roztoku:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
3. Interakcia kovov so soľami v roztoku:
Fe + CuSO4 = FeS04 + Cu
4. Metalotermia:
2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Сr
Predmetom štúdia organickej chémie nie sú jednoduché látky, ale iba zlúčeniny. Preto ako príklad substitučnej reakcie uvádzame najcharakteristickejšiu vlastnosť nasýtených zlúčenín, najmä metánu, - schopnosť ich vodíkových atómov nahradiť atómami halogénu. Ďalším príkladom je bromácia aromatickej zlúčeniny (benzén, toluén, anilín).
C6H6 + Br2 -> C6H5Br + HBr
benzén → brómbenzén
Venujme pozornosť zvláštnosti substitučnej reakcie v organických látkach: v dôsledku takýchto reakcií nevzniká jednoduchá a zložitá látka, ako v anorganickej chémii, ale dve zložité látky.
V organickej chémii substitučné reakcie zahŕňajú aj niektoré reakcie medzi dvoma komplexnými látkami, napríklad nitráciu benzénu. Je to formálne výmenná reakcia. Skutočnosť, že ide o substitučnú reakciu, je zrejmá až pri zvážení jej mechanizmu.
4. Výmenné reakcie sú reakcie, pri ktorých si dve zložité látky vymieňajú svoje zložky
Tieto reakcie charakterizujú vlastnosti elektrolytov a v roztokoch prebiehajú podľa Bertholletovho pravidla, teda len vtedy, ak výsledkom je tvorba zrazeniny, plynu alebo mierne disociujúcej látky (napríklad H2O).
V anorganickej chémii to môže byť blok reakcií, ktoré charakterizujú napríklad vlastnosti alkálií:
1. Neutralizačná reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe soli a vody.
2. Reakcia medzi zásadou a soľou, ku ktorej dochádza pri tvorbe plynu.
3. Reakcia medzi alkáliou a soľou, ktorá vedie k tvorbe zrazeniny:
CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2S04
alebo v iónovej forme:
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2
V organickej chémii môžeme uvažovať o bloku reakcií, ktoré charakterizujú napríklad vlastnosti kyseliny octovej:
1. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe slabého elektrolytu - H 2 O:
CH3COOH + NaOH → Na(CH3COO) + H20
2. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe plynu:
2CH 3 COOH + CaCO 3 → 2CH 3 COO + Ca 2+ + CO 2 + H 2 O
3. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe zrazeniny:
2CH 3 COOH + K 2 SO 3 → 2 K (CH 3 COO) + H 2 SO 3
2CH3COOH + SiO → 2CH3COO + H2SiO3
II. Zmenou oxidačných stavov chemických prvkov tvoriacich látky
Na základe tejto funkcie sa rozlišujú nasledujúce reakcie:
1. Reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačných stavov prvkov, alebo redoxné reakcie.
Patria sem mnohé reakcie vrátane všetkých substitučných reakcií, ako aj reakcie kombinácie a rozkladu, na ktorých sa podieľa aspoň jedna jednoduchá látka, napríklad:
1. Mg0 + H + 2S04 = Mg +2 S04 + H2
2. 2Mg0+002 = Mg+20-2
Komplexné redoxné reakcie sa skladajú pomocou metódy elektrónovej rovnováhy.
2KMn+704 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2Cl -2 + 5Cl02 + 8H20
V organickej chémii sú pozoruhodným príkladom redoxných reakcií vlastnosti aldehydov.
1. Redukujú sa na zodpovedajúce alkoholy:
Aldekydy sa oxidujú na zodpovedajúce kyseliny:
2. Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov chemických prvkov.
Patria sem napríklad všetky iónomeničové reakcie, ako aj mnohé zložené reakcie, mnohé rozkladné reakcie, esterifikačné reakcie:
HCOOH + CHgOH = HCOOCH3 + H20
III. Tepelným efektom
Na základe tepelného účinku sa reakcie delia na exotermické a endotermické.
1. Pri uvoľnení energie dochádza k exotermickým reakciám.
Patria sem takmer všetky zložené reakcie. Vzácnou výnimkou je endotermická reakcia syntézy oxidu dusnatého (II) z dusíka a kyslíka a reakcia plynného vodíka s tuhým jódom.
Exotermické reakcie, ku ktorým dochádza pri uvoľňovaní svetla, sú klasifikované ako spaľovacie reakcie. Hydrogenácia etylénu je príkladom exotermickej reakcie. Beží pri izbovej teplote.
2. Pri absorpcii energie dochádza k endotermickým reakciám.
Je zrejmé, že tieto budú zahŕňať takmer všetky rozkladné reakcie, napríklad:
1. Pálenie vápenca
2. Butánové krakovanie
Množstvo energie uvoľnenej alebo absorbovanej v dôsledku reakcie sa nazýva tepelný účinok reakcie a rovnica chemickej reakcie označujúca tento účinok sa nazýva termochemická rovnica:
H2(g) + C12(g) = 2HC1(g) + 92,3 kJ
N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g) - 90,4 kJ
IV. Podľa stavu agregácie reagujúcich látok (fázové zloženie)
Podľa stavu agregácie reagujúcich látok sa rozlišujú:
1. Heterogénne reakcie - reakcie, pri ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rôznom stave agregácie (v rôznych fázach).
2. Homogénne reakcie - reakcie, pri ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rovnakom stave agregácie (v rovnakej fáze).
V. Účasťou katalyzátora
Na základe účasti katalyzátora sa rozlišujú:
1. Nekatalytické reakcie prebiehajúce bez účasti katalyzátora.
2. Katalytické reakcie prebiehajúce za účasti katalyzátora. Pretože všetky biochemické reakcie prebiehajúce v bunkách živých organizmov prebiehajú za účasti špeciálnych biologických katalyzátorov proteínovej povahy - enzýmov, sú všetky katalytické alebo presnejšie enzymatické. Treba poznamenať, že viac ako 70 % chemického priemyslu používa katalyzátory.
VI. Smerom k
Podľa smeru sa rozlišujú:
1. Nezvratné reakcie prebiehajú za daných podmienok iba jedným smerom. Patria sem všetky výmenné reakcie sprevádzané tvorbou zrazeniny, plynu alebo mierne disociujúcej látky (vody) a všetky spaľovacie reakcie.
2. Reverzibilné reakcie za týchto podmienok prebiehajú súčasne v dvoch opačných smeroch. Takýchto reakcií je v drvivej väčšine.
V organickej chémii sa znak reverzibility odráža v názvoch - antonymách procesov:
Hydrogenácia - dehydrogenácia,
Hydratácia - dehydratácia,
Polymerizácia - depolymerizácia.
Všetky reakcie esterifikácie (opačný proces, ako viete, sa nazýva hydrolýza) a hydrolýzy proteínov, esterov, sacharidov a polynukleotidov sú reverzibilné. Reverzibilita týchto procesov je základom najdôležitejšej vlastnosti živého organizmu - metabolizmu.
VII. Podľa mechanizmu prúdenia sa rozlišujú:
1. Medzi radikálmi a molekulami vznikajúcimi počas reakcie dochádza k radikálovým reakciám.
Ako už viete, pri všetkých reakciách sa staré chemické väzby prerušujú a vytvárajú sa nové chemické väzby. Spôsob prerušenia väzby v molekulách východiskovej látky určuje mechanizmus (cestu) reakcie. Ak je látka tvorená kovalentnou väzbou, potom môžu existovať dva spôsoby prerušenia tejto väzby: hemolytická a heterolytická. Napríklad pre molekuly Cl 2, CH 4 atď. sa realizuje hemolytické štiepenie väzieb, čo povedie k tvorbe častíc s nespárovanými elektrónmi, teda voľnými radikálmi.
Radikály sa najčastejšie tvoria pri prerušení väzieb, v ktorých sú zdieľané elektrónové páry zdieľané medzi atómami približne rovnako (nepolárna kovalentná väzba), ale mnoho polárnych väzieb sa môže rozbiť aj podobným spôsobom, najmä ak reakcia prebieha v v plynnej fáze a pod vplyvom svetla, ako napríklad v prípade vyššie diskutovaných procesov - interakcia C12 a CH4-. Radikály sú veľmi reaktívne, pretože majú tendenciu dokončiť svoju elektrónovú vrstvu odoberaním elektrónu z iného atómu alebo molekuly. Napríklad, keď sa radikál chlóru zrazí s molekulou vodíka, spôsobí prerušenie zdieľaného elektrónového páru viažuceho atómy vodíka a vytvorí kovalentnú väzbu s jedným z atómov vodíka. Druhý atóm vodíka, ktorý sa stal radikálom, tvorí spoločný elektrónový pár s nepárovým elektrónom atómu chlóru z kolabujúcej molekuly Cl2, čo vedie k vytvoreniu radikálu chlóru, ktorý napáda novú molekulu vodíka atď.
Reakcie, ktoré predstavujú reťazec po sebe nasledujúcich transformácií, sa nazývajú reťazové reakcie. Za rozvoj teórie reťazových reakcií dostali Nobelovu cenu dvaja vynikajúci chemici - náš krajan N. N. Semenov a Angličan S. A. Hinshelwood.
Substitučná reakcia medzi chlórom a metánom prebieha podobne:
Väčšina spaľovacích reakcií organických a anorganických látok, syntéza vody, amoniaku, polymerizácia etylénu, vinylchloridu atď., prebieha radikálovým mechanizmom.
2. Iónové reakcie prebiehajú medzi iónmi, ktoré sú už prítomné alebo vznikajú počas reakcie.
Typické iónové reakcie sú interakcie medzi elektrolytmi v roztoku. Ióny sa tvoria nielen pri disociácii elektrolytov v roztokoch, ale aj pri pôsobení elektrických výbojov, zahrievania alebo žiarenia. Napríklad γ-lúče premieňajú molekuly vody a metánu na molekulárne ióny.
Podľa iného iónového mechanizmu dochádza k reakciám adície halogenovodíkov, vodíka, halogénov na alkény, oxidácii a dehydratácii alkoholov, nahradeniu hydroxylu alkoholu halogénom; reakcie charakterizujúce vlastnosti aldehydov a kyselín. V tomto prípade ióny vznikajú heterolytickým štiepením polárnych kovalentných väzieb.
VIII. Podľa druhu energie
na spustenie reakcie sa rozlišujú:
1. Fotochemické reakcie. Sú iniciované svetelnou energiou. Okrem vyššie diskutovaných fotochemických procesov syntézy HCl alebo reakcie metánu s chlórom medzi ne patrí aj produkcia ozónu v troposfére ako sekundárnej látky znečisťujúcej atmosféru. Primárnu úlohu v tomto prípade zohráva oxid dusnatý (IV), ktorý vplyvom svetla vytvára kyslíkové radikály. Tieto radikály interagujú s molekulami kyslíka, čo vedie k vzniku ozónu.
K tvorbe ozónu dochádza, pokiaľ je dostatok svetla, pretože NO môže interagovať s molekulami kyslíka za vzniku rovnakého NO2. Hromadenie ozónu a iných sekundárnych látok znečisťujúcich ovzdušie môže viesť k fotochemickému smogu.
Tento typ reakcie zahŕňa aj najdôležitejší proces vyskytujúci sa v rastlinných bunkách - fotosyntézu, ktorej názov hovorí sám za seba.
2. Radiačné reakcie. Iniciuje ich vysokoenergetické žiarenie – röntgenové žiarenie, jadrové žiarenie (γ-lúče, a-častice – He 2+ a pod.). Pomocou radiačných reakcií sa uskutočňuje veľmi rýchla rádiopolymerizácia, rádiolýza (radiačný rozklad) atď.
Napríklad namiesto dvojstupňovej výroby fenolu z benzénu ho možno získať reakciou benzénu s vodou pod vplyvom žiarenia. V tomto prípade sa z molekúl vody tvoria radikály [OH] a [H], s ktorými benzén reaguje za vzniku fenolu:
C6H6 + 2[OH] -> C6H5OH + H20
Vulkanizáciu kaučuku je možné vykonávať bez síry pomocou rádioovulkanizácie a výsledná guma nebude o nič horšia ako tradičná guma.
3. Elektrochemické reakcie. Sú iniciované elektrickým prúdom. Okrem známych elektrolýznych reakcií uvedieme aj elektrosyntetické reakcie, napríklad reakcie na priemyselnú výrobu anorganických oxidačných činidiel.
4. Termochemické reakcie. Sú iniciované tepelnou energiou. Patria sem všetky endotermické reakcie a mnohé exotermické reakcie, ktorých iniciácia si vyžaduje počiatočný prísun tepla, teda iniciáciu procesu.
Vyššie diskutovaná klasifikácia chemických reakcií je znázornená v diagrame.
Klasifikácia chemických reakcií, rovnako ako všetky ostatné klasifikácie, je podmienená. Vedci sa dohodli na rozdelení reakcií do určitých typov podľa charakteristík, ktoré identifikovali. Ale väčšina chemických transformácií môže byť klasifikovaná do rôznych typov. Napríklad charakterizujme proces syntézy amoniaku.
Ide o zloženú reakciu, redoxnú, exotermickú, reverzibilnú, katalytickú, heterogénnu (presnejšie heterogénno-katalytickú), ktorá sa vyskytuje pri znížení tlaku v systéme. Pre úspešné zvládnutie procesu je potrebné vziať do úvahy všetky poskytnuté informácie. Konkrétna chemická reakcia je vždy multikvalitatívna a vyznačuje sa rôznymi charakteristikami.
9.1. Aké sú chemické reakcie?
Pamätajme, že akékoľvek chemické javy v prírode nazývame chemickými reakciami. Počas chemickej reakcie sa niektoré chemické väzby prerušia a iné sa vytvoria. V dôsledku reakcie sa z niektorých chemických látok získavajú ďalšie látky (pozri kapitolu 1).
Pri domácej úlohe k § 2.5 ste sa zoznámili s tradičným výberom štyroch hlavných typov reakcií z celého súboru chemických premien a následne ste navrhli aj ich názvy: reakcie kombinácie, rozkladu, substitúcie a výmeny.
Príklady reakcií zlúčenín:
C + 02 = C02; (1)
Na20 + C02 = Na2C03; (2)
NH3 + C02 + H20 = NH4HC03. (3)
Príklady rozkladných reakcií:
2Ag20 4Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)
Príklady substitučných reakcií:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02. (9)
| Výmenné reakcie- chemické reakcie, pri ktorých si východiskové látky zdanlivo vymieňajú svoje zložky. |
Príklady výmenných reakcií:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KN02 = KCI + HN02; (jedenásť)
AgN03 + NaCl = AgCl + NaN03. (12)
Tradičná klasifikácia chemických reakcií nepokrýva celú ich rozmanitosť – okrem štyroch hlavných typov reakcií existuje aj mnoho zložitejších reakcií.
Identifikácia dvoch ďalších typov chemických reakcií je založená na účasti dvoch dôležitých nechemických častíc: elektrónu a protónu.
Počas niektorých reakcií dochádza k úplnému alebo čiastočnému prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. V tomto prípade sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria východiskové látky; z uvedených príkladov sú to reakcie 1, 4, 6, 7 a 8. Tieto reakcie sa nazývajú redox.
V inej skupine reakcií prechádza vodíkový ión (H +), teda protón, z jednej reagujúcej častice na druhú. Takéto reakcie sú tzv acidobázické reakcie alebo reakcie prenosu protónov.
Medzi uvedenými príkladmi sú takými reakciami reakcie 3, 10 a 11. Analogicky s týmito reakciami sa redoxné reakcie niekedy nazývajú reakcie prenosu elektrónov. S OVR sa zoznámite v § 2 a s KOR v nasledujúcich kapitolách.
ZLOŽENÉ REAKCIE, ROZKLADNÉ REAKCIE, SUBSTITUČNÉ REAKCIE, VÝMENNÉ REAKCIE, REDOXNÉ REAKCIE, KYSELO-BÁZICKÉ REAKCIE.
Napíšte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + S02Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H20 ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3(P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO3 + PP205 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2(S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + 02N2 + H20 ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H20.
Označte tradičný typ reakcie. Označte redoxné a acidobázické reakcie. Pri redoxných reakciách uveďte, ktoré atómy prvkov menia svoje oxidačné stavy.
9.2. Redoxné reakcie
Zoberme si redoxnú reakciu, ktorá sa vyskytuje vo vysokých peciach pri priemyselnej výrobe železa (presnejšie liatiny) zo železnej rudy:
Fe203 + 3CO = 2Fe + 3C02.
Stanovme oxidačné stavy atómov, ktoré tvoria východiskové látky aj reakčné produkty
| Fe203 | + | = | 2 Fe | + |
Ako vidíte, oxidačný stav atómov uhlíka sa v dôsledku reakcie zvýšil, oxidačný stav atómov železa sa znížil a oxidačný stav atómov kyslíka zostal nezmenený. V dôsledku toho atómy uhlíka v tejto reakcii prešli oxidáciou, to znamená, že stratili elektróny ( oxidované), a atómy železa – redukcia, to znamená, že pridali elektróny ( zotavil) (pozri § 7.16). Na charakterizáciu OVR sa používajú pojmy okysličovadlo A redukčné činidlo.
V našej reakcii sú teda oxidačné atómy atómy železa a redukujúce atómy sú atómy uhlíka.
V našej reakcii je oxidačným činidlom oxid železitý a redukčným činidlom je oxid uhoľnatý.
V prípadoch, keď sú oxidujúce atómy a redukujúce atómy súčasťou tej istej látky (príklad: reakcia 6 z predchádzajúceho odseku), pojmy „oxidačná látka“ a „redukujúca látka“ sa nepoužívajú.
Typické oxidačné činidlá sú teda látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu získavať elektróny (úplne alebo čiastočne), čím sa znižuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to predovšetkým halogény a kyslík, v menšej miere síra a dusík. Z komplexných látok - látky, ktoré obsahujú atómy vo vyšších oxidačných stupňoch, ktoré nemajú sklon tvoriť jednoduché ióny v týchto oxidačných stupňoch: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl + V), KCl04 (Cl + VII) atď.
Typické redukčné činidlá sú látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu úplne alebo čiastočne darovať elektróny, čím sa zvyšuje ich oxidačný stav. Jednoduché látky zahŕňajú vodík, alkalické kovy a kovy alkalických zemín a hliník. Z komplexných látok - H 2 S a sulfidy (S –II), SO 2 a siričitany (S +IV), jodidy (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) atď.
Vo všeobecnosti takmer všetky zložité a mnohé jednoduché látky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Napríklad:
S02 + Cl2 = S + Cl202 (S02 je silné redukčné činidlo);
S02 + C = S + C02 (t) (S02 je slabé oxidačné činidlo);
C + 02 = C02 (t) (C je redukčné činidlo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oxidačné činidlo).
Vráťme sa k reakcii, o ktorej sme hovorili na začiatku tejto časti.
| Fe203 | + | = | 2 Fe | + |
Upozorňujeme, že v dôsledku reakcie sa oxidujúce atómy (Fe + III) zmenili na redukujúce atómy (Fe 0) a redukujúce atómy (C + II) sa zmenili na oxidujúce atómy (C + IV). Ale CO2 je veľmi slabé oxidačné činidlo za akýchkoľvek podmienok a železo, hoci je redukčným činidlom, je za týchto podmienok oveľa slabšie ako CO. Preto produkty reakcie navzájom nereagujú a nedochádza k spätnej reakcii. Uvedený príklad je ilustráciou všeobecného princípu, ktorý určuje smer toku OVR:
Redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla.
Redoxné vlastnosti látok možno porovnávať len za rovnakých podmienok. V niektorých prípadoch je možné toto porovnanie vykonať kvantitatívne.
Počas domácej úlohy pre prvý odsek tejto kapitoly ste sa presvedčili, že je dosť ťažké vybrať koeficienty v niektorých reakčných rovniciach (najmä ORR). Na zjednodušenie tejto úlohy v prípade redoxných reakcií sa používajú tieto dve metódy:
A) metóda elektronickej váhy A
b) metóda elektrón-iónovej rovnováhy.
Teraz sa naučíte metódu elektrónovej rovnováhy a metóda elektrónovej rovnováhy sa zvyčajne študuje na vysokých školách.
Obe tieto metódy sú založené na skutočnosti, že elektróny pri chemických reakciách ani nezmiznú, ani sa nikde neobjavia, to znamená, že počet elektrónov prijatých atómami sa rovná počtu elektrónov odovzdaných inými atómami.
Počet daných a prijatých elektrónov v metóde elektrónovej rovnováhy je určený zmenou oxidačného stavu atómov. Pri použití tejto metódy je potrebné poznať zloženie východiskových látok aj reakčných produktov.
Pozrime sa na aplikáciu metódy elektronickej váhy na príkladoch.
Príklad 1 Vytvorme rovnicu pre reakciu železa s chlórom. Je známe, že produktom tejto reakcie je chlorid železitý. Zapíšme si reakčnú schému:
Fe + Cl2 FeCl3.
Stanovme oxidačné stavy atómov všetkých prvkov, ktoré tvoria látky zúčastňujúce sa reakcie:
Atómy železa sa vzdávajú elektrónov a molekuly chlóru ich prijímajú. Vyjadrime tieto procesy elektronické rovnice:
Fe – 3 e– = Fe + III,
Cl2+2 e –= 2Cl-I.
Aby sa počet poskytnutých elektrónov rovnal počtu prijatých elektrónov, prvá elektronická rovnica sa musí vynásobiť dvoma a druhá tromi:
| Fe – 3 e– = Fe + III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2 Fe – 6 e– = 2Fe + III, 3C12 + 6 e– = 6Cl –I. |
Zavedením koeficientov 2 a 3 do reakčnej schémy získame reakčnú rovnicu:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
Príklad 2 Vytvorme rovnicu pre spaľovaciu reakciu bieleho fosforu v prebytku chlóru. Je známe, že chlorid fosforečný vzniká za týchto podmienok:
| +V – I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Molekuly bieleho fosforu sa vzdávajú elektrónov (oxidujú) a molekuly chlóru ich prijímajú (redukujú):
| P 4 – 20 e– = 4P + V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P + V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P + V 10C12 + 20 e– = 20Cl –I |
Pôvodne získané faktory (2 a 20) mali spoločného deliteľa, ktorým sa (podobne ako budúce koeficienty v reakčnej rovnici) delili. Reakčná rovnica:
P4 + 10C12 = 4PCI5.
Príklad 3 Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa sulfid železnatý praží v kyslíku.
Schéma reakcie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
V tomto prípade sa oxidujú atómy železa (II) aj síry (–II). Zloženie sulfidu železnatého obsahuje atómy týchto prvkov v pomere 1:1 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci).
Elektronická váha:
| 4 | Fe+II – e– = Fe + III S–II–6 e– = S + IV |
Celkovo dávajú 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Reakčná rovnica: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.
Príklad 4. Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa disulfid železnatý (pyrit) praží v kyslíku.
Schéma reakcie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Rovnako ako v predchádzajúcom príklade sú tu oxidované aj atómy železa (II) a atómy síry, ale s oxidačným stavom I. Atómy týchto prvkov sú zahrnuté v zložení pyritu v pomere 1:2 (viď. indexy v najjednoduchšom vzorci). V tomto ohľade reagujú atómy železa a síry, čo sa berie do úvahy pri zostavovaní elektronickej váhy:
| Fe+III – e– = Fe + III 2S – I – 10 e– = 2S +IV |
Celkovo dali 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Reakčná rovnica: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.
Existujú aj zložitejšie prípady ODD, s niektorými sa zoznámite pri robení domácich úloh.
OXIDUJÚCI ATÓM, REDUKČNÝ ATÓM, OXIDUJÚCA LÁTKA, REDUKČNÁ LÁTKA, METÓDA ELEKTRONICKEJ ROVNOVÁHY, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Zostavte elektronické váhy pre každú rovnicu OVR uvedenú v texte § 1 tejto kapitoly.
2. Vytvorte rovnice pre ORR, ktoré ste objavili pri plnení úlohy k § 1 tejto kapitoly. Tentoraz použite na nastavenie kurzov metódu elektronického vyvažovania. 3.Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+02Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe304 + H2FeO + H20 ( 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) CrO3 + NH3Cr203 + H20 + N2 ( t);
1) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) Mn02 + H2Mn + H20 ( t);
n) MnS + 02 Mn02 + S02 ( 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) Pb304 + H2Pb + H20 ( t).
9.3. Exotermické reakcie. Entalpia
Prečo dochádza k chemickým reakciám?
Aby sme odpovedali na túto otázku, spomeňme si, prečo sa jednotlivé atómy spájajú do molekúl, prečo z izolovaných iónov vzniká iónový kryštál a prečo platí zásada najmenšej energie, keď sa tvorí elektrónový obal atómu. Odpoveď na všetky tieto otázky je rovnaká: pretože je to energeticky prospešné. To znamená, že pri takýchto procesoch sa uvoľňuje energia. Zdá sa, že chemické reakcie by mali prebiehať z rovnakého dôvodu. V skutočnosti je možné uskutočniť mnoho reakcií, počas ktorých sa uvoľňuje energia. Energia sa uvoľňuje, zvyčajne vo forme tepla.
Ak počas exotermickej reakcie teplo nemá čas na odstránenie, potom sa reakčný systém zahreje.
Napríklad pri reakcii spaľovania metánu
CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)
sa uvoľňuje toľko tepla, že sa metán používa ako palivo.
Skutočnosť, že táto reakcia uvoľňuje teplo, sa môže prejaviť v reakčnej rovnici:
CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g) + Q.
Toto je tzv termochemická rovnica. Tu je symbol „+ Q“ znamená, že pri spaľovaní metánu sa uvoľňuje teplo. Toto teplo sa nazýva tepelný efekt reakcie.
Odkiaľ pochádza uvoľnené teplo?
Viete, že počas chemických reakcií dochádza k rozpadu a vzniku chemických väzieb. V tomto prípade sú prerušené väzby medzi atómami uhlíka a vodíka v molekulách CH 4, ako aj medzi atómami kyslíka v molekulách O 2 . V tomto prípade vznikajú nové väzby: medzi atómami uhlíka a kyslíka v molekulách CO 2 a medzi atómami kyslíka a vodíka v molekulách H 2 O. Na prerušenie väzieb je potrebné vynaložiť energiu (pozri „energia väzby“, „energia atomizácie“ ), a pri vytváraní väzieb sa uvoľňuje energia. Je zrejmé, že ak sú „nové“ väzby silnejšie ako tie „staré“, viac energie sa uvoľní, ako absorbuje. Rozdiel medzi uvoľnenou a absorbovanou energiou je tepelný účinok reakcie.
Tepelný efekt (množstvo tepla) sa meria v kilojouloch, napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Tento zápis znamená, že sa uvoľní 484 kilojoulov tepla, ak dva móly vodíka zreagujú s jedným mólom kyslíka za vzniku dvoch mólov plynnej vody (vodnej pary).
teda v termochemických rovniciach sa koeficienty numericky rovnajú látkovým množstvám reaktantov a reakčných produktov.
Čo určuje tepelný účinok každej konkrétnej reakcie?
Tepelný účinok reakcie závisí
a) o agregatívnom stave východiskových látok a reakčných produktov,
b) na teplote a
c) o tom, či k chemickej premene dochádza pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku.
Závislosť tepelného účinku reakcie od stavu agregácie látok je spôsobená skutočnosťou, že procesy prechodu z jedného stavu agregácie do druhého (ako niektoré iné fyzikálne procesy) sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou tepla. Dá sa to vyjadriť aj termochemickou rovnicou. Príklad – termochemická rovnica pre kondenzáciu vodnej pary:
H20 (g) = H20 (1)+ Q.
V termochemických rovniciach, a ak je to potrebné, v bežných chemických rovniciach, sú agregačné stavy látok označené pomocou písmenových indexov:
d) – plyn,
g) – kvapalina,
(t) alebo (cr) – tuhá alebo kryštalická látka.
Závislosť tepelného účinku na teplote je spojená s rozdielmi v tepelných kapacitách
východiskové látky a reakčné produkty.
Keďže objem systému sa vždy zväčšuje v dôsledku exotermickej reakcie pri konštantnom tlaku, časť energie sa vynakladá na prácu na zväčšenie objemu a uvoľnené teplo bude menšie, ako keby k rovnakej reakcii došlo pri konštantnom objeme. .
Tepelné účinky reakcií sa zvyčajne počítajú pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom objeme pri 25 °C a sú označené symbolom Q o.
Ak sa energia uvoľňuje iba vo forme tepla a chemická reakcia prebieha pri konštantnom objeme, potom tepelný účinok reakcie ( Q V) sa rovná zmene vnútornej energie(D U) látky zúčastňujúce sa reakcie, ale s opačným znamienkom:
Q V = – U.
Vnútornou energiou telesa sa rozumie celková energia medzimolekulových interakcií, chemických väzieb, ionizačná energia všetkých elektrónov, väzbová energia nukleónov v jadrách a všetky ostatné známe i neznáme druhy energie „uložené“ týmto telesom. Znak „–“ je spôsobený skutočnosťou, že pri uvoľňovaní tepla sa vnútorná energia znižuje. Teda
U= – Q V .
Ak k reakcii dôjde pri konštantnom tlaku, potom sa objem systému môže zmeniť. Práca na zväčšení objemu tiež vyžaduje časť vnútornej energie. V tomto prípade
U = –(QP+A) = –(QP + PV),
Kde Qp– tepelný účinok reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku. Odtiaľ
Q P = – U–PV .
Hodnota rovná U+PV dostal meno zmena entalpie a označené D H.
H=U+PV.
Preto
Q P = – H.
S uvoľňovaním tepla sa teda entalpia systému znižuje. Odtiaľ pochádza starý názov pre túto veličinu: „tepelný obsah“.
Na rozdiel od tepelného efektu, zmena entalpie charakterizuje reakciu bez ohľadu na to, či k nej dochádza pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Termochemické rovnice napísané pomocou zmeny entalpie sa nazývajú termochemické rovnice v termodynamickej forme. V tomto prípade je uvedená hodnota zmeny entalpie za štandardných podmienok (25 °C, 101,3 kPa) označovaná H o. Napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65 kJ.
Závislosť množstva tepla uvoľneného pri reakcii ( Q) z tepelného účinku reakcie ( Q o) a množstvo látky ( n B) jeden z účastníkov reakcie (látka B - východisková látka alebo produkt reakcie) je vyjadrený rovnicou:
Tu B je množstvo látky B určené koeficientom pred vzorcom látky B v termochemickej rovnici.
Úloha
Určte množstvo vodíkovej látky spálenej v kyslíku, ak by sa uvoľnilo 1694 kJ tepla.
Riešenie
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Tepelný účinok reakcie medzi kryštalickým hliníkom a plynným chlórom je 1408 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu a určte hmotnosť hliníka potrebnú na vytvorenie 2816 kJ tepla pomocou tejto reakcie. 9.4. Endotermické reakcie. Entropia Okrem exotermických reakcií sú možné reakcie, pri ktorých sa teplo absorbuje a ak nie je dodávané, reakčný systém sa ochladí. Takéto reakcie sú tzv endotermický. Tepelný účinok takýchto reakcií je negatívny. Napríklad: Energia uvoľnená pri tvorbe väzieb v produktoch týchto a podobných reakcií je teda menšia ako energia potrebná na rozbitie väzieb vo východiskových látkach.
Vezmime si dve banky a jednu naplníme dusíkom (bezfarebný plyn) a druhú oxidom dusičitým (hnedý plyn) tak, aby tlak aj teplota v bankách boli rovnaké. Je známe, že tieto látky medzi sebou chemicky nereagujú. Banky pevne spojíme hrdlami a postavíme zvislo tak, aby banka s ťažším oxidom dusičitým bola na dne (obr. 9.1). Po určitom čase uvidíme, že hnedý oxid dusičitý sa postupne šíri do hornej banky a bezfarebný dusík preniká do spodnej banky. V dôsledku toho sa plyny zmiešajú a farba obsahu baniek sa zmení. teda
Rovnice spojenia medzi entropiou ( S) a ďalšie veličiny sa študujú v kurzoch fyziky a fyzikálnej chémie. jednotka entropie [ S] = 1 J/K. G= H-T S Podmienka spontánnej reakcie: G< 0. Pri nízkych teplotách je faktorom určujúcim možnosť reakcie z veľkej časti faktor energie a pri vysokých teplotách faktor entropie. Najmä z vyššie uvedenej rovnice je zrejmé, prečo pri zvýšených teplotách začínajú prebiehať rozkladné reakcie, ktoré sa nevyskytujú pri izbovej teplote (zvyšuje sa entropia). ENDOTERMICKÁ REAKCIA, ENTROPIA, ENERGETICKÝ FAKTOR, ENTROPICKÝ FAKTOR, GIBBSOVÁ ENERGIA. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO2 (g) je -46 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu a vypočítajte, koľko energie je potrebné na výrobu 1 kg medi z tejto reakcie. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Vzniklo 24,6 litra oxidu uhličitého. Zistite, koľko tepla bolo zbytočne premrhané. Koľko gramov oxidu vápenatého vzniklo? |
V modernej vede sa rozlišuje medzi chemickými a jadrovými reakciami, ku ktorým dochádza v dôsledku interakcie východiskových látok, ktoré sa zvyčajne nazývajú činidlá. V dôsledku toho vznikajú ďalšie chemikálie, ktoré sa nazývajú produkty. Všetky interakcie prebiehajú za určitých podmienok (teplota, žiarenie, prítomnosť katalyzátorov atď.). Jadrá atómov reaktantov chemických reakcií sa nemenia. Pri jadrových premenách vznikajú nové jadrá a častice. Existuje niekoľko rôznych znakov, podľa ktorých sa určujú typy chemických reakcií.
Klasifikácia môže byť založená na počte východiskových a výsledných látok. V tomto prípade sú všetky typy chemických reakcií rozdelené do piatich skupín:
- Rozkladmi (z jednej látky sa získa niekoľko nových), napríklad rozklad pri zahriatí na chlorid draselný a kyslík: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
- Zlúčeniny (dve alebo viaceré zlúčeniny tvoria jednu novú), pri interakcii s vodou sa oxid vápenatý mení na hydroxid vápenatý: H2O + CaO → Ca(OH)2;
- Substitúcia (počet produktov sa rovná počtu východiskových látok, v ktorých je jedna zložka nahradená inou), železo v sírane meďnatém, ktoré nahrádza meď, vytvára síran železnatý: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
- Dvojitá výmena (molekuly dvoch látok si vymieňajú časti, ktoré ich opúšťajú), kovy si vymieňajú anióny, pričom vznikajú vyzrážaný jodid strieborný a dusičnan kadia: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
- Polymorfná premena (látka prechádza z jednej kryštalickej formy do druhej), po zahriatí sa farebný jodid zmení na žltý jodid ortutnatý: HgI2 (červený) ↔ HgI2 (žltý).
Ak sa chemické transformácie zvažujú na základe zmien v oxidačnom stave prvkov v reagujúcich látkach, typy chemických reakcií možno rozdeliť do skupín:
- So zmenou stupňa oxidácie - redoxné reakcie (ORR). Ako príklad môžeme zvážiť interakciu železa s kyselinou chlorovodíkovou: Fe + HCL → FeCl2 + H2, v dôsledku čoho sa oxidačný stav železa (redukčného činidla, ktoré daruje elektróny) zmenil z 0 na -2 a vodíka (oxidačné činidlo, ktoré prijíma elektróny) od +1 do 0 .
- Bez zmeny oxidačného stavu (t.j. nie ORR). Napríklad acidobázická reakcia bromovodíka s hydroxidom sodným: HBr + NaOH → NaBr + H2O, v dôsledku takýchto reakcií sa tvorí soľ a voda a oxidačné stavy chemických prvkov zahrnutých vo východiskových látkach nie sú zmeniť.
Ak vezmeme do úvahy rýchlosť toku v doprednom a spätnom smere, potom všetky typy chemických reakcií možno rozdeliť do dvoch skupín:
- Reverzibilné - tie, ktoré súčasne prúdia v dvoch smeroch. Väčšina reakcií je reverzibilná. Príkladom je rozpúšťanie oxidu uhličitého vo vode za vzniku nestabilnej kyseliny uhličitej, ktorá sa rozkladá na východiskové látky: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
- Ireverzibilné - prúdenie len v smere dopredu, po úplnom spotrebovaní jednej z východiskových látok sú ukončené, po ktorých sú prítomné už len produkty a východisková látka prijatá v nadbytku. Typicky je jedným z produktov buď vyzrážaná nerozpustná látka alebo uvoľnený plyn. Napríklad počas interakcie kyseliny sírovej a chloridu bárnatého: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, nerozpustná zrazenina
Typy chemických reakcií v organickej chémii možno rozdeliť do štyroch skupín:
- Substitúcia (jeden atóm alebo skupina atómov je nahradená inými), napríklad keď chlóretán reaguje s hydroxidom sodným, vzniká etanol a chlorid sodný: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, to znamená, že atóm chlóru je nahradený vodíkom atóm.
- Adícia (dve molekuly zreagujú a vytvoria jednu), napríklad bróm aduje v mieste prerušenia dvojitej väzby v molekule etylénu: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
- Eliminácia (molekula sa rozloží na dve alebo viac molekúl), napríklad etanol sa za určitých podmienok rozloží na etylén a vodu: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
- Preskupenie (izomerizácia, keď sa jedna molekula zmení na druhú, ale kvalitatívne a kvantitatívne zloženie atómov v nej sa nemení), napríklad 3-chlór-rutén-1 (C4H7CL) sa zmení na 1 chlórbutén-2 (C4H7CL ). Tu prešiel atóm chlóru z tretieho atómu uhlíka v uhľovodíkovom reťazci k prvému a dvojitá väzba spojila prvý a druhý atóm uhlíka a potom začala spájať druhý a tretí atóm.
Sú známe aj iné typy chemických reakcií:
- Vyskytujú sa pri absorpcii (endotermické) alebo uvoľňovaní tepla (exotermické).
- Podľa typu interagujúcich činidiel alebo vytvorených produktov. Interakcia s vodou - hydrolýza, s vodíkom - hydrogenácia, s kyslíkom - oxidácia alebo spaľovanie. Eliminácia vody je dehydratácia, vodíka je dehydrogenácia atď.
- Podľa podmienok interakcie: v prítomnosti pod vplyvom nízkej alebo vysokej teploty, keď dôjde k zmene tlaku, vo svetle atď.
- Podľa mechanizmu reakcie: iónové, radikálové alebo reťazové reakcie.