Химические реакции

Примеры реакций  замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО₃+ SiO₂ = СаSiO₃ + СО₂,

Са₃(РО₄)₂ + ЗSiO₂ = ЗСаSiO₃ + Р₂О₅,

Иногда эти  реакции рассматривают как реакции обмена:

СН₄ + Сl₂ = СН₃Сl + НСl.

 

2.2 По  изменению степени окисления  атомов элементов

 

2.2.1 Окислительно-восстановительные и неокислительно-восстановительные

Деление всех химических реакций на реакции соединения, разложения, замещения и обмена - не единственное. Рассмотрим способ классификации по признаку изменения (или отсутствия изменения) степеней окисления у реагентов и продуктов. По этому признаку все реакции делятся на окислительно-восстановительные реакции и все прочие (т.е. не окислительно-восстановительные).

Так, реакция между Zn и HCl является не только реакцией замещения, но и окислительно-восстановительной реакцией, потому что в ней изменяются степени окисления реагирующих веществ

Zn⁰ + 2H⁺ Cl = H₂⁰ + Zn⁺²Cl2

это реакция  замещения и одновременно окислительно-восстановительная реакция.

К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество.

В более обобщенном варианте (уже с учетом и органической химии): все реакции с участием простых веществ, и наоборот, к реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.

 

Классификация окислительно-восстановительных реакций

• Межмолекулярные (окислитель и восстановитель - разные вещества):
• Внутримолекулярные (окислитель и восстановитель входят в состав одного и того же вещества):
• Диспропорционирование [дисмутация] (степень окисления одного и того же элемента и повышается и понижается):
• Контрпропорционирование [конмутация] (взаимодействие окислителя и восстановителя, в состав которых входит один и тот же элемент в разных степенях окисления):

Окислительно-восстановительные реакции. В ходе окислительно-восстановительной реакции меняется заряд элементов (их степень окисления), что и учитывается при написании уравнения. Потеря электрона называется окислением, а приобретение – восстановлением. Число отданных и приобретенных в ходе реакции электронов должно быть одинаковым, и исходя из этого устанавливаются соотношения между всеми участниками реакции. Рассмотрим реакцию

Приведем  более сложный пример – окислительно-восстановительную реакцию между медью и концентрированной азотной кислотой:

В ходе этой реакции Сu⁰ теряет 2 электрона, превращаясь в ион Сu²⁺, а N⁵⁺ принимает 1 электрон, превращаясь в N⁴⁺. Чтобы уравнять число отданных электронов с числом приобретенных, вводим коэффициент 2 перед NO₂ в правой части, а чтобы число атомов азота при этом осталось прежним, умножаем HNO₃ в левой части на 2. Cu(NO₃)₂ в правой части содержит два иона степень окисления N в которых равна +5. Чтобы сохранить число ионов в левой части с той же степенью окисления, добавляем в левой части 2 молекулы HNO₃. Далее, чтобы уравнять 4H⁺, содержащихся в молекулах HNO₃, записываем в правой части 2H₂O. В левой части имеем 3×4 = 12 ионов кислорода, содержащихся в кислоте. Эти 12 ионов кислорода присутствуют и в правой части: 2 в воде, 4 в NO₂ и 6 в нитрате меди Cu(NO₃)₂. Аналогичным образом можно записывать любые, более сложные уравнения.

 

 

Глава III. Скорость химических реакций.

 

Скорость  химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.

Например для реакции:

выражение для  скорости будет выглядеть так:

 .

В 1865 году Н. Н. Бекетовым и в 1867 году Гульдбергом и Вааге был сформулирован закон действующих масс:

Скорость  химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям  реагентов, возведенным степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.

Для элементарных реакций показатель степени при значении концентрации каждого вещества часто равен его стехиометрическому коэффициенту, для сложных реакций это правило не соблюдается. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы:

• природа реагирующих веществ,
• наличие катализатора,
• температура (правило Вант-Гоффа),
• давление,
• площадь поверхности реагирующих веществ.

Если мы рассмотрим самую простую химическую реакцию A + B → C, то мы заметим, что мгновенная скорость химической реакции величина непостоянная.

Заключение

 

Завершая  работу, кратко отметим следующее.

Вещества, взаимодействуя друг с другом, подвергаются различным  изменениям и превращениям.

Химическая реакция – это превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции).

Химические  уравнения используются химиками-технологами  при расчете характеристик производственных процессов. Так, с их помощью определяется количество реагентов (сырья), необходимое для получения данного количества продукта.

Продуктом является вещество с элементом в  промежуточной степени окисления.

Таким образом, мы узнали, что такое химическая реакция, выявили признаки химических реакций, сформировали представления  о причинах и условия протекания химических реакций и систематизировали  и обобщили представление о классификации  химических реакций.

 

СПИСОК  ЛИТЕРАТУРЫ

 

1. Кондратьев, В. Н. Определение констант скорости газофазных реакций. - М.: Наука - 1971 - 96 с.;
2. Колдин, Е. Быстрые реакции в растворе пер. с англ.- М.: Мир - 1966 - 360 с.;
3. Корнейчук Г. П., в кн.: Проблемы теории и практики исследований в области катализа - под ред. В.А. Ройтера -1973 – 203 с.;
4. Уэйт, Н. Химическая кинетика Элементарный курс: пер. с англ. – М.: Мир – 1974 – 80 с.
5. Некрасов, Б.В. Основы общей химии. 1 том - М.: Химия – 1973 – 566 с.
6. http://www.chem.msu.su/rus/school/zhukov1/09.html
7. http://ru.wikipedia.org/wiki/ Реакции_разложения