Chemische Reaktionen. Klassifizierung chemischer Reaktionen
1. Nach Charakteristik Änderungen der Oxidationsstufen von Elementen in Moleküle reagierender Stoffe, alle Reaktionen sind unterteilt in:
A) Redoxreaktionen (Elektronentransferreaktionen);
B) keine Redoxreaktionen (Reaktionen ohne Elektronentransfer).
2. Nach dem Vorzeichen des thermischen Effekts Alle Reaktionen sind unterteilt in:
A) exotherm (mit der Freisetzung von Wärme einhergehend);
B) endothermisch (mit Wärmeabsorption).
3. Nach Charakteristik Homogenität des Reaktionssystems Reaktionen werden unterteilt in:
A) homogen (fließend in einem homogenen System);
B) heterogen (fließend in einem heterogenen System)
4. Je nachdem Anwesenheit oder Abwesenheit eines Katalysators Reaktionen werden unterteilt in:
A) katalytisch (unter Beteiligung eines Katalysators);
B) nicht katalytisch (läuft ohne Katalysator).
5. Nach Charakteristik Reversibilität Alle chemischen Reaktionen sind unterteilt in:
A) irreversibel (fließt nur in eine Richtung);
B) reversibel (gleichzeitig in Vorwärts- und Rückwärtsrichtung fließend).
Schauen wir uns eine weitere häufig verwendete Klassifizierung an.
Je nach Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangsstoffe (Reagenzien) und Reaktionsprodukte Dabei lassen sich die folgenden wichtigsten Typen unterscheiden chemische Reaktionen:
A) Verbindungsreaktionen; B) Zersetzungsreaktionen;
V) Substitutionsreaktionen; G) Austauschreaktionen.
Zusammengesetzte Reaktionen- Dies sind Reaktionen, bei denen zwei oder mehr Stoffe einen Stoff komplexerer Zusammensetzung bilden:
A + B + ... = B.
Existiert große Nummer Reaktionen der Verbindung einfacher Stoffe (Metalle mit Nichtmetallen, Nichtmetalle mit Nichtmetallen), zum Beispiel:
Fe + S = FeS 2Na + H 2 = 2NaH
S + O 2 = SO 2 H 2 + Cl 2 = 2HCl
Reaktionen der Verbindung einfacher Stoffe sind immer Redoxreaktionen. In der Regel sind diese Reaktionen exotherm.
Auch komplexe Stoffe können an zusammengesetzten Reaktionen beteiligt sein, zum Beispiel:
CaO + SO 3 = CaSO 4 K 2 O + H 2 O = 2KOH
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2
In den angegebenen Beispielen ändern sich die Oxidationsstufen der Elemente während der Reaktionen nicht.
Es gibt auch Reaktionen der Kombination einfacher und komplexer Stoffe, die zu Redoxreaktionen gehören, zum Beispiel:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 · 2SO 2 + O 2 = 2SO 3
· Zersetzungsreaktionen- das sind Reaktionen, bei denen aus einem komplexen Stoff zwei oder mehr einfachere Stoffe entstehen: A = B + C + ...
Die Zersetzungsprodukte des Ausgangsstoffes können sowohl einfache als auch komplexe Stoffe sein, zum Beispiel:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O BaCO 3 = BaO + CO 2
2ÀgNO3 = 2Àg + 2NO2 + О2
Zersetzungsreaktionen treten meist beim Erhitzen von Stoffen auf und sind endotherme Reaktionen. Wie Verbindungsreaktionen können Zersetzungsreaktionen mit oder ohne Änderung der Oxidationsstufen von Elementen ablaufen.
Substitutionsreaktionen- Dies sind Reaktionen zwischen einfachen und komplexen Stoffen, bei denen die Atome eines einfachen Stoffes die Atome eines der Elemente im Molekül eines komplexen Stoffes ersetzen. Durch die Substitutionsreaktion entstehen ein neuer einfacher und ein neuer komplexer Stoff:
A + BC = AC + B
Bei diesen Reaktionen handelt es sich fast immer um Redoxreaktionen. Zum Beispiel:
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3
2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2
Es gibt eine kleine Anzahl von Substitutionsreaktionen, an denen komplexe Stoffe beteiligt sind und die ohne Änderung der Oxidationsstufen der Elemente ablaufen, zum Beispiel:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5
Austauschreaktionen- das sind Reaktionen zwischen zwei komplexen Stoffen, deren Moleküle ihre Bestandteile austauschen:
AB + SV = AB + SV
Austauschreaktionen laufen immer ohne Elektronenübertragung ab, es handelt sich also nicht um Redoxreaktionen. Zum Beispiel:
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
Durch Austauschreaktionen entsteht meist ein Niederschlag (↓), ein gasförmiger Stoff () oder ein schwacher Elektrolyt (z. B. Wasser).
Einteilung chemischer Reaktionen in anorganische und organische Chemie erfolgt auf Basis verschiedener Klassifizierungsmerkmale, die in der folgenden Tabelle aufgeführt sind.
Durch Änderung des Oxidationszustands von Elementen
Das erste Anzeichen einer Klassifizierung basiert auf der Änderung des Oxidationszustands der Elemente, die die Reaktanten und Produkte bilden.
a) Redox
b) ohne Änderung der Oxidationsstufe
Redox werden Reaktionen genannt, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen einhergehen chemische Elemente, in den Reagenzien enthalten. Zu den Redoxreaktionen in der anorganischen Chemie zählen alle Substitutionsreaktionen sowie solche Zersetzungs- und Kombinationsreaktionen, an denen mindestens ein einfacher Stoff beteiligt ist. Zu den Reaktionen, die ohne Änderung der Oxidationsstufen der Elemente, die die Reaktanten und Reaktionsprodukte bilden, gehören alle Austauschreaktionen.
Je nach Anzahl und Zusammensetzung der Reagenzien und Produkte
Chemische Reaktionen werden nach der Art des Prozesses klassifiziert, d. h. nach der Anzahl und Zusammensetzung der Reagenzien und Produkte.
Zusammengesetzte Reaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen aus mehreren einfacheren komplexe Moleküle entstehen, zum Beispiel:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Zersetzungsreaktionen nennt man chemische Reaktionen, bei denen aus komplexeren einfache Moleküle entstehen, zum Beispiel:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Zersetzungsreaktionen können als umgekehrte Kombinationsprozesse betrachtet werden.
Substitutionsreaktionen sind chemische Reaktionen, bei denen ein Atom oder eine Atomgruppe in einem Molekül eines Stoffes durch ein anderes Atom oder eine andere Atomgruppe ersetzt wird, zum Beispiel:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Ihre Kennzeichen- Wechselwirkung einer einfachen Substanz mit einer komplexen. Solche Reaktionen gibt es auch in der organischen Chemie.
Allerdings ist der Begriff „Substitution“ in der organischen Chemie weiter gefasst als in der anorganischen Chemie. Wenn im Molekül der Ausgangssubstanz ein Atom oder eine funktionelle Gruppe durch ein anderes Atom oder eine andere Gruppe ersetzt wird, handelt es sich ebenfalls um Substitutionsreaktionen, obwohl der Vorgang aus Sicht der anorganischen Chemie wie eine Austauschreaktion aussieht.
- Austausch (einschließlich Neutralisierung).
Austauschreaktionen sind chemische Reaktionen, die ohne Veränderung der Oxidationsstufen von Elementen ablaufen und zum Austausch führen Komponenten Reagenzien, zum Beispiel:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
Wenn möglich, strömen Sie in die entgegengesetzte Richtung
Wenn möglich, fließen Sie in die entgegengesetzte Richtung – reversibel und irreversibel.
Reversibel sind chemische Reaktionen, die bei einer bestimmten Temperatur gleichzeitig in zwei entgegengesetzten Richtungen mit vergleichbarer Geschwindigkeit ablaufen. Beim Schreiben von Gleichungen für solche Reaktionen wird das Gleichheitszeichen durch entgegengesetzt gerichtete Pfeile ersetzt. Das einfachste Beispiel einer reversiblen Reaktion ist die Synthese von Ammoniak durch die Wechselwirkung von Stickstoff und Wasserstoff:
N 2 +3H 2 ↔2NH 3
Irreversibel sind Reaktionen, die nur in Vorwärtsrichtung ablaufen und zur Bildung von Produkten führen, die nicht miteinander interagieren. Zu den irreversiblen Reaktionen zählen chemische Reaktionen, die zur Bildung leicht dissoziierter Verbindungen und zur Freisetzung großer Energiemengen führen, sowie solche, bei denen die Endprodukte beispielsweise in gasförmiger Form oder in Form eines Niederschlags die Reaktionssphäre verlassen :
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O2 = 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
Durch thermische Wirkung
Exotherm nennt man chemische Reaktionen, die unter Freisetzung von Wärme ablaufen. SymbolÄnderung der Enthalpie (Wärmeinhalt) ΔH und der thermische Effekt der Reaktion Q. Für exotherme Reaktionen gilt Q > 0 und ΔH< 0.
Endothermisch sind chemische Reaktionen, bei denen Wärme absorbiert wird. Für endotherme Reaktionen Q< 0, а ΔH > 0.
Verbindungsreaktionen sind im Allgemeinen exotherme Reaktionen und Zersetzungsreaktionen sind endotherm. Eine seltene Ausnahme ist die Reaktion von Stickstoff mit Sauerstoff – endotherm:
N2 + O2 → 2NO – Q
Nach Phase
Homogen nennt man Reaktionen, die in einem homogenen Medium ablaufen (homogene Stoffe in einer Phase, zum Beispiel g-g, Reaktionen in Lösungen).
Heterogen sind Reaktionen, die in einem heterogenen Medium an der Kontaktfläche reagierender Substanzen stattfinden verschiedene Phasen, zum Beispiel fest und gasförmig, flüssig und gasförmig, in zwei nicht mischbaren Flüssigkeiten.
Je nach Katalysatoreinsatz
Ein Katalysator ist eine Substanz, die eine chemische Reaktion beschleunigt.
Katalytische Reaktionen treten nur in Gegenwart eines Katalysators (einschließlich enzymatischer) auf.
Nichtkatalytische Reaktionen gehen in Abwesenheit eines Katalysators.
Nach Art der Abfindung
Homolytische und heterolytische Reaktionen werden anhand der Art der chemischen Bindungsspaltung im Ausgangsmolekül unterschieden.
Homolytisch nennt man Reaktionen, bei denen durch das Aufbrechen von Bindungen Teilchen entstehen, die ein ungepaartes Elektron besitzen – freie Radikale.
Heterolytisch sind Reaktionen, die durch die Bildung ionischer Teilchen – Kationen und Anionen – ablaufen.
- homolytisch (gleiche Lücke, jedes Atom erhält 1 Elektron)
- heterolytisch (ungleiche Lücke – man erhält ein Elektronenpaar)
Radikale(Kette) sind chemische Reaktionen, an denen Radikale beteiligt sind, zum Beispiel:
CH 4 + Cl 2 hv →CH 3 Cl + HCl
Ionisch sind chemische Reaktionen, die unter Beteiligung von Ionen ablaufen, zum Beispiel:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Heterolytische Reaktionen werden als elektrophil bezeichnet. organische Verbindungen mit Elektrophilen – Teilchen, die eine ganze oder teilweise positive Ladung tragen. Sie werden in elektrophile Substitutions- und elektrophile Additionsreaktionen unterteilt, zum Beispiel:
C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl
H 2 C =CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br
Nukleophile Reaktionen sind heterolytische Reaktionen organischer Verbindungen mit Nukleophilen – Partikeln, die eine ganze oder teilweise negative Ladung tragen. Sie werden in nukleophile Substitutions- und nukleophile Additionsreaktionen unterteilt, zum Beispiel:
CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr
CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Klassifizierung organischer Reaktionen
Die Klassifizierung organischer Reaktionen ist in der Tabelle angegeben:
Alle Stoffe können unterteilt werden in einfach (bestehend aus Atomen eines chemischen Elements) und Komplex (bestehend aus Atomen verschiedener chemischer Elemente). Einfache Stoffe werden unterteilt in Metalle Und Nichtmetalle.
Metalle haben einen charakteristischen „metallischen“ Glanz, sind formbar und duktil, können zu Blechen gerollt oder zu Drähten gezogen werden und verfügen über eine gute thermische und elektrische Leitfähigkeit. Bei Zimmertemperatur Alle Metalle außer Quecksilber liegen in festem Zustand vor.
Nichtmetalle haben keinen Glanz, sind spröde und leiten Wärme und Strom nicht gut. Bei Raumtemperatur liegen einige Nichtmetalle im gasförmigen Zustand vor.
Komplexe Stoffe werden in organische und anorganische Stoffe unterteilt.
Bio Verbindungen werden üblicherweise Kohlenstoffverbindungen genannt. Organische Verbindungen sind Teil biologischer Gewebe und die Grundlage des Lebens auf der Erde.
Alle anderen Verbindungen werden aufgerufen anorganisch (seltener mineralisch). Einfache Kohlenstoffverbindungen (CO, CO 2 und eine Reihe anderer) werden üblicherweise als anorganische Verbindungen klassifiziert und in der Regel in einem Kurs in anorganischer Chemie behandelt.
Einstufung Anorganische Verbindungen
Anorganische Stoffe werden entweder nach ihrer Zusammensetzung (binär und mehrelementig; sauerstoffhaltig, stickstoffhaltig usw.) oder nach funktionellen Eigenschaften in Klassen eingeteilt.
Zu den wichtigsten Klassen anorganischer Verbindungen, die sich durch funktionelle Eigenschaften auszeichnen, gehören Salze, Säuren, Basen und Oxide.
Salze- Dies sind Verbindungen, die in Lösung in Metallkationen und saure Rückstände zerfallen. Beispiele für Salze sind beispielsweise Bariumsulfat BaSO 4 und Zinkchlorid ZnCl 2 .
Säuren– Stoffe, die in Lösungen unter Bildung von Wasserstoffionen dissoziieren. Beispiele für anorganische Säuren sind Salzsäure (HCl), Schwefelsäure (H 2 SO 4), Salpetersäure (HNO 3) und Phosphorsäure (H 3 PO 4). Am charakteristischsten chemische Eigenschaft Säuren – ihre Fähigkeit, mit Basen unter Bildung von Salzen zu reagieren. Je nach Dissoziationsgrad in verdünnten Lösungen werden Säuren in starke Säuren, mittelstarke Säuren und schwache Säuren eingeteilt. Aufgrund ihrer Redoxfähigkeit unterscheiden sie zwischen oxidierenden Säuren (HNO 3) und reduzierenden Säuren (HI, H 2 S). Säuren reagieren mit Basen, amphoteren Oxiden und Hydroxiden unter Bildung von Salzen.
Gründe dafür– Substanzen, die in Lösungen dissoziieren und ausschließlich Hydroxidanionen (OH 1-) bilden. In Wasser lösliche Basen werden Alkalien (KOH, NaOH) genannt. Charakteristische Eigenschaft Basen – Wechselwirkung mit Säuren unter Bildung von Salz und Wasser.
Oxide- Dies sind Verbindungen zweier Elemente, von denen eines Sauerstoff ist. Es gibt basische, saure und amphotere Oxide. Basische Oxide Sie werden nur von Metallen (CaO, K 2 O) gebildet und entsprechen Basen (Ca(OH) 2, KOH). Saure Oxide werden durch Nichtmetalle (SO 3, P 2 O 5) und austretende Metalle gebildet hochgradig Oxidation (Mn 2 O 7), sie entsprechen Säuren (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HMnO 4). Amphotere Oxide weisen je nach Bedingungen saure und basische Eigenschaften auf und interagieren mit Säuren und Basen. Dazu gehören Al 2 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 und eine Reihe anderer. Es gibt Oxide, die weder basische noch basische Eigenschaften aufweisen saure Eigenschaften. Solche Oxide werden als indifferent bezeichnet (N 2 O, CO usw.)
Klassifizierung organischer Verbindungen
Kohlenstoff in organischen Verbindungen bildet in der Regel stabile Strukturen auf der Grundlage von Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen. In seiner Fähigkeit, solche Strukturen zu bilden, ist Kohlenstoff unter anderen Elementen unübertroffen. Die meisten organischen Moleküle bestehen aus zwei Teilen: einem Fragment, das während der Reaktion unverändert bleibt, und einer Gruppe, die Umwandlungen durchläuft. Dabei wird die Zugehörigkeit organischer Stoffe zu einer bestimmten Klasse und Reihe von Verbindungen bestimmt.
Ein unverändertes Fragment eines Moleküls einer organischen Verbindung wird üblicherweise als Kern des Moleküls betrachtet. Es kann Kohlenwasserstoff- oder heterozyklischer Natur sein. Dabei lassen sich grob vier große Verbindungsreihen unterscheiden: aromatisch, heterozyklisch, alizyklisch und azyklisch.
In der organischen Chemie werden außerdem weitere Reihen unterschieden: Kohlenwasserstoffe, stickstoffhaltige Verbindungen, sauerstoffhaltige Verbindungen, schwefelhaltige Verbindungen, halogenhaltige Verbindungen, metallorganische Verbindungen, siliciumorganische Verbindungen.
Durch die Kombination dieser Grundreihen entstehen zusammengesetzte Reihen, zum Beispiel: „Azyklische Kohlenwasserstoffe“, „Aromatische stickstoffhaltige Verbindungen“.
Das Vorhandensein bestimmter funktioneller Gruppen oder Atome von Elementen bestimmt, ob eine Verbindung zur entsprechenden Klasse gehört. Zu den Hauptklassen organischer Verbindungen zählen Alkane, Benzole, Nitro- und Nitrosoverbindungen, Alkohole, Phenole, Furane, Ether und große Menge Andere.
Arten chemischer Bindungen
Eine chemische Bindung ist eine Wechselwirkung, die zwei oder mehr Atome, Moleküle oder eine beliebige Kombination davon zusammenhält. Eine chemische Bindung ist ihrer Natur nach eine elektrische Anziehungskraft zwischen negativ geladenen und positiv geladenen Elektronen. Atomkerne. Die Größe dieser Anziehungskraft hängt hauptsächlich von der elektronischen Konfiguration der äußeren Hülle der Atome ab.
Die Fähigkeit eines Atoms, chemische Bindungen einzugehen, wird durch seine Wertigkeit charakterisiert. Die an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligten Elektronen werden Valenzelektronen genannt.
Es gibt verschiedene Arten chemischer Bindungen: kovalente, ionische, Wasserstoff- und metallische Bindungen.
Während der Ausbildung kovalente Bindung Es kommt zu einer teilweisen Überlappung der Elektronenwolken wechselwirkender Atome und es bilden sich Elektronenpaare. Die kovalente Bindung ist umso stärker, je stärker sich die wechselwirkenden Elektronenwolken überlappen.
Es gibt polare und unpolare kovalente Bindungen.
Besteht ein zweiatomiges Molekül aus identischen Atomen (H 2, N 2), dann ist die Elektronenwolke symmetrisch zu beiden Atomen im Raum verteilt. Diese kovalente Bindung heißt unpolar (homöopolar). Besteht ein zweiatomiges Molekül aus verschiedenen Atomen, so verschiebt sich die Elektronenwolke zu dem Atom mit der höheren relativen Elektronegativität. Diese kovalente Bindung heißt Polar- (heteropolar). Beispiele für Verbindungen mit einer solchen Bindung sind HCl, HBr, HJ.
In den betrachteten Beispielen hat jedes Atom ein ungepaartes Elektron; Wenn zwei solcher Atome interagieren, entsteht ein gemeinsames Elektronenpaar – es entsteht eine kovalente Bindung. Ein nicht angeregtes Stickstoffatom verfügt über drei ungepaarte Elektronen; aufgrund dieser Elektronen kann Stickstoff an der Bildung von drei kovalenten Bindungen (NH 3) beteiligt sein. Ein Kohlenstoffatom kann 4 kovalente Bindungen eingehen.
Eine Überlappung von Elektronenwolken ist nur möglich, wenn sie eine bestimmte gegenseitige Ausrichtung haben und der Überlappungsbereich in Bezug auf die wechselwirkenden Atome in einer bestimmten Richtung liegt. Mit anderen Worten: Eine kovalente Bindung hat eine Direktionalität.
Die Energie kovalenter Bindungen liegt im Bereich von 150–400 kJ/mol.
Die durch elektrostatische Anziehung zustande gekommene chemische Bindung zwischen Ionen wird genannt Ionenverbindung . Eine Ionenbindung kann man sich als Grenze einer polaren kovalenten Bindung vorstellen. Im Gegensatz zu einer kovalenten Bindung ist eine Ionenbindung weder gerichtet noch sättigbar.
Wichtiger Typ Eine chemische Bindung ist die Bindung von Elektronen in einem Metall. Metalle bestehen aus positiven Ionen, die an den Stellen des Kristallgitters festgehalten werden, und freien Elektronen. Bei der Bildung eines Kristallgitters überlappen sich die Valenzorbitale benachbarter Atome und Elektronen bewegen sich frei von einem Orbital zum anderen. Diese Elektronen gehören nicht mehr zu einem bestimmten Metallatom, sondern befinden sich in durchgehenden Riesenorbitalen Kristallgitter. Die chemische Bindung, die durch die Bindung positiver Ionen des Metallgitters durch freie Elektronen entsteht, wird genannt Metall.
Zwischen Molekülen (Atomen) von Stoffen können schwache Bindungen auftreten. Eins der wichtigsten - Wasserstoffverbindung , die sein kann intermolekular Und intramolekular. Eine Wasserstoffbindung entsteht zwischen einem Wasserstoffatom eines Moleküls (es ist teilweise positiv geladen) und einem stark elektronegativen Element des Moleküls (Fluor, Sauerstoff usw.).
Die Energie einer Wasserstoffbindung ist deutlich geringer als die Energie einer kovalenten Bindung und überschreitet nicht 10 kJ/mol. Diese Energie reicht jedoch aus, um Molekülverbände zu bilden, die es den Molekülen erschweren, sich voneinander zu trennen. Wasserstoffbrückenbindungen spielen eine Rolle wichtige Rolle in biologischen Molekülen (Proteinen und Nukleinsäuren), bestimmen maßgeblich die Eigenschaften von Wasser.
Van-der-Waals-Kräfte beziehen sich auch auf schwache Bindungen. Sie sind auf die Tatsache zurückzuführen, dass zwei beliebige neutrale Moleküle (Atome) in sehr geringem Abstand aufgrund der elektromagnetischen Wechselwirkungen der Elektronen und Kerne eines Moleküls mit Elektronen und Kernen eines anderen Moleküls schwach angezogen werden.
Chemische Reaktionen ( chemische Phänomene) - Dies sind Prozesse, bei denen aus einigen Stoffen andere entstehen, die sich in ihrer Zusammensetzung oder Struktur von den ursprünglichen unterscheiden. Bei chemischen Reaktionen kommt es zu keiner Änderung der Atomzahl eines bestimmten Elements oder zu einer gegenseitigen Umwandlung von Isotopen.
Die Klassifizierung chemischer Reaktionen ist vielfältig und kann auf verschiedenen Merkmalen basieren: Anzahl und Zusammensetzung der Reagenzien und Reaktionsprodukte, thermische Wirkung, Reversibilität usw.
I. Klassifizierung der Reaktionen nach Anzahl und Zusammensetzung der Reaktanten
A. Reaktionen, die ablaufen, ohne die qualitative Zusammensetzung des Stoffes zu verändern . Dabei handelt es sich um zahlreiche allotrope Umwandlungen einfacher Stoffe (z. B. Sauerstoff ↔ Ozon (3O 2 ↔2O 3), weißes Zinn ↔ graues Zinn); Übergang, wenn die Temperatur einiger Feststoffe von einem kristallinen Zustand in einen anderen wechselt – polymorphe Transformationen(zum Beispiel verwandeln sich rote Kristalle von Quecksilber(II)-iodid beim Erhitzen in eine gelbe Substanz der gleichen Zusammensetzung; beim Abkühlen findet der umgekehrte Vorgang statt); Isomerisierungsreaktionen (z. B. NH 4 OCN ↔ (NH 2) 2 CO) usw.
B. Reaktionen, die mit einer Änderung der Zusammensetzung der reagierenden Stoffe ablaufen.
Zusammengesetzte Reaktionen- Hierbei handelt es sich um Reaktionen, bei denen aus zwei oder mehr Ausgangsstoffen ein neuer komplexer Stoff entsteht. Die Ausgangsstoffe können sowohl einfach als auch komplex sein, zum Beispiel:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5; 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3; CaO+ H 2 O =Ca(OH) 2.
Zersetzungsreaktionen sind Reaktionen, bei denen aus einem anfänglichen komplexen Stoff zwei oder mehr neue Stoffe entstehen. Bei Reaktionen dieser Art entstehende Stoffe können entweder einfach oder komplex sein, zum Beispiel:
2HI = H 2 + I 2; CaCO 3 =CaO+ CO 2; (CuOH) 2 CO 3 = CuO + H 2 O + CO 2.
Substitutionsreaktionen- Dies sind Prozesse, bei denen Atome einer einfachen Substanz Atome eines Elements in einer komplexen Substanz ersetzen. Da bei Substitutionsreaktionen zwangsläufig eine einfache Substanz als Reaktant beteiligt ist, handelt es sich bei fast allen Umwandlungen dieser Art um Redoxumwandlungen, zum Beispiel:
Zn + H 2 SO 4 = H 2 + ZnSO 4; 2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3; H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.
Austauschreaktionen sind Reaktionen, bei denen zwei komplexe Stoffe ihre Bestandteile austauschen. Austauschreaktionen können direkt zwischen zwei Reagenzien ohne Beteiligung eines Lösungsmittels ablaufen, zum Beispiel: H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O; SiO 2 (fest) + 4HF (g) = SiF 4 + 2H 2 Ö.
Als Austauschreaktionen werden in Elektrolytlösungen auftretende Reaktionen bezeichnet Ionenaustauschreaktionen. Solche Reaktionen sind nur möglich, wenn einer der entstehenden Stoffe ein schwacher Elektrolyt ist und in Form eines Gases oder eines schwerlöslichen Stoffes aus der Reaktionssphäre freigesetzt wird (Berthollet-Regel):
AgNO 3 +HCl=AgCl↓ +HNO 3 oder Ag + +Cl - =AgCl↓;
NH 4 Cl+ KOH =KCl+NH 3 +H 2 O, oder NH 4 + +OH - =H 2 O+NH 3;
NaOH+HCl=NaCl+H 2 O oder H + +OH - =H 2 O.
II. Klassifizierung von Reaktionen nach thermischem Effekt
A. Reaktionen, die unter Freisetzung thermischer Energie ablaufen –exotherme Reaktionen (+ Q).
B. Reaktionen, die bei der Aufnahme von Wärme ablaufen –endotherme Reaktionen (– Q).
Thermischer Effekt Unter Reaktionen versteht man die Wärmemenge, die infolge einer chemischen Reaktion freigesetzt oder absorbiert wird. Die Reaktionsgleichung, die ihre thermische Wirkung angibt, heißt thermochemisch. Es ist zweckmäßig, den Wert des thermischen Effekts einer Reaktion pro 1 Mol eines der Reaktionsteilnehmer anzugeben. Daher finden sich in thermochemischen Gleichungen häufig Bruchkoeffizienten:
1/2N 2 (g) + 3/2H 2 (g) = NH 3 (g) + 46,2 kJ / mol.
Alle Verbrennungsreaktionen und die überwiegende Mehrheit der Oxidations- und Verbindungsreaktionen sind exotherm. Zersetzungsreaktionen erfordern typischerweise Energie.
♦ Chemische Reaktionen sind je nach Anzahl und Zusammensetzung der Ausgangs- und Folgestoffe:
- Verbindungen- aus zwei oder mehr Stoffen entsteht ein komplexer Stoff:
Fe + S = FeS
(Beim Erhitzen von Eisen- und Schwefelpulvern entsteht Eisensulfid) - Zersetzungen- Aus einem komplexen Stoff entstehen zwei oder mehr Stoffe:
2H 2 O = 2H 2 + O 2
(Wasser zerfällt beim Durchleiten von elektrischem Strom in Wasserstoff und Sauerstoff) - Auswechslungen- Atome einer einfachen Substanz ersetzen eines der Elemente in einer komplexen Substanz:
Fe + CuCl 2 = Cu↓ + FeCl 2
(Eisen verdrängt Kupfer aus einer Lösung von Kupfer(II)-chlorid) - Austausch- 2 komplexe Substanzen tauschen Komponenten aus:
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
(Neutralisierungsreaktion - Salzsäure reagiert mit Natriumhydroxid unter Bildung von Natriumchlorid und Wasser)
♦ Reaktionen, die unter Freisetzung von Energie (Wärme) ablaufen, nennt man exotherm. Dazu gehören Verbrennungsreaktionen, etwa bei Schwefel:
S + O 2 = SO 2 + Q
Es entsteht Schwefel(IV)-oxid, die Energiefreisetzung wird mit +Q bezeichnet
Als Reaktionen werden Reaktionen bezeichnet, die einen Energieaufwand erfordern, also unter Aufnahme von Energie ablaufen endothermisch. Endotherm ist die Reaktion der Wasserzersetzung unter dem Einfluss von elektrischem Strom:
2H 2 O = 2H 2 + O 2 − Q
♦ Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen von Elementen, also der Übertragung von Elektronen, einhergehen, werden genannt Redox:
Fe 0 + S 0 = Fe +2 S −2
Das Gegenteil ist der Fall elektrostatisch Reaktionen, oft einfach genannt Reaktionen, die ohne Änderung der Oxidationsstufe ablaufen. Hierzu zählen alle Stoffwechselreaktionen:
H +1 Cl −1 + Na +1 O −2 H +1 = Na +1 Cl −1 + H 2 +1 O −2
(Denken Sie daran, dass die Oxidationsstufe in Substanzen, die aus zwei Elementen bestehen, numerisch gleich der Wertigkeit ist, das Vorzeichen steht vor der Zahl)
2. Erfahrung. Durchführung von Reaktionen, die die qualitative Zusammensetzung des vorgeschlagenen Salzes bestätigen, beispielsweise Kupfer(II)sulfat
Die qualitative Zusammensetzung von Salz wird durch Reaktionen nachgewiesen, die mit der Bildung eines Niederschlags oder der Freisetzung von Gas mit charakteristischem Geruch oder Farbe einhergehen. Die Bildung eines Niederschlags erfolgt, wenn unlösliche Stoffe erhalten werden (ermittelt anhand der Löslichkeitstabelle). Gase werden freigesetzt, wenn schwache Säuren (viele erfordern Erhitzen) oder Ammoniumhydroxid entstehen.
Das Vorhandensein von Kupferionen kann durch Zugabe von Natriumhydroxid nachgewiesen werden, wobei ein blauer Niederschlag aus Kupfer(II)-hydroxid ausfällt:
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
Darüber hinaus kann Kupfer(II)-hydroxid beim Erhitzen zersetzt werden, um schwarzes Kupfer(II)-oxid zu bilden:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Das Vorhandensein von Sulfationen wird durch die Ausfällung eines weißen kristallinen Niederschlags nachgewiesen, der in konzentrierter Form unlöslich ist Salpetersäure, bei Zugabe von löslichem Bariumsalz:
CuSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + CuCl 2