Типы химических реакций в неорганической химии

Что такое химическая реакция?

Химическая реакция — процесс, в ходе которого одни вещества образуют другие.

Какие химические реакции бывают?

Химические реакции можно классифицировать по различным факторам.

• По числу и составу реагентов и продуктов

1. Реакция разложения — в ходе такой реакции из одного сложного соединения образуются два и более простых простых вещества.

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ +O₂

СaCO₃ (t)→ CaO + CO₂

H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O

2. Реакция соединения — в процессе такой реакции из двух и более веществ образуется одно более сложное. 

 4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃

C + O₂ → CO₂

H₂O + Li₂O → 2LiOH

3. Реакции замещения — атомы простого вещества замещаются на атомы одного из элементов сложного вещества.

Zn + CuSO₄  → Cu + ZnSO₄

2Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2Fe

Cu + 2AgNO₃ → 2Ag + Cu(NO₃)₂

4. Реакция обмена — вещества меняются своими составными частями.

 NaOH + HCl  → NaCl + H₂O

BaCl₂ + ZnSO₄ → BaSO₄↓+ ZnCl₂

CaCO₃ + H₂SO₄ → CaSO₄ + CO₂↑ + H₂O

• По тепловому эффекту:

Теплота, которая поглощается или выделяется в ходе реакции, называется тепловым эффектом реакции. А такие реакции называются термохимическими.

1. Экзотермические реакции — это реакции, в ходе которых происходит выделение тепла.

Fe₂O₃ + 2Al  → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂  + Q

4P + 5O₂ → 2P₂O₅ + Q

H₂ + Cl₂ → 2HCl + Q

2. Эндотермические реакции — это реакции, в ходе которых тепло поглощается. Чаще всего как правило это реакции разложения

4Al(NO₃)₃  → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂ — Q

N₂ + O₂ → 2NO — Q

СaCO₃ (t)→ CaO + CO₂ — Q

Выделение или поглощение тепла в реакции обозначается символом +Q  или -Q соответственно. Знак + означает, что тепло выделяется во внешнюю среду, в то время как по отношению к системе, из которой это тепло уходит, будет использоваться знак -. Знак — означает, что тепло в ходе реакции поглощается из внешней среды, в то время как по отношению к системе, в которую это тепло приходит, будет использоваться знак +.

• По обратимости:

1. Обратимые реакции — реакции, которые обладают свойством протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃

Ca(OH)₂ ⇄ CaO + H₂O

N₂ + O₂ ⇄ 2NO

2. Необратимые реакции — это реакции, которые могут протекать только в одном направлении. 

 Na₂CO₃ + 2HCl  → 2NaCl + CO₂ + H₂O

Zn + CuSO₄  → Cu + ZnSO₄

CaCO₃ + H₂SO₄ → CaSO₄ + CO₂↑ + H₂O

Как распознать необратимую реакцию?

Всё просто! В ходе таких реакций выделяется газ, осадок или вода.

• По фазе:

1. Гомогенные реакции — реакции, протекающие в одной фазе, когда исходные вещества и продукты реакции имеют одно агрегатное состояние.

NaOH_(р-р) + HCl_(р-р)  → NaCl_(р-р) + H₂O

H_2(г) + Cl_2(г) → 2HCl_(г)

N_2(г) + O_2(г) → 2NO_(г)

2. Гетерогенные реакции — реакции, протекающие на поверхности раздела фаз, т.е. реагенты и продукты имеют разные агрегатные состояния.

CO_2(г.) + Ca(OH)_2(р-р) → CaCO_3(тв.) + H₂O

Zn_(тв.) + CuSO_4(р-р)  → Cu_(тв.) + ZnSO_4(р-р)

CaC_2(тв.) + 2H₂O → C₂H_2(г) + Ca(OH)_2(р-р)

• По использованию катализатора:

1. Каталитические реакции — протекает в присутствии катализатора:

 2H₂O₂  → 2H₂0 + O₂ (кат. MnO₂)

 2Al + 3I₂  → 2AlI₃ (кат. H₂O)

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂ (кат. MnO₂)

2. Некаталитические реакции — реакции, протекающие без катализатора:

BaCl₂ + K₂SO₄  → BaSO₄↓ + 2KCl

2HgO(t) → 2Hg + O₂

CaCO₃ + H₂SO₄ → CaSO₄ + CO₂↑ + H₂O

• Реакции, идущие без изменения без изменения состава вещества.

К таким реакциям можно отнести получение аллотропных модификаций одного химического элемента, например : 

   S_{ромбическая}  → S_{моноклинная}

3O₂ (hν)→ 2O₃

C_графит(t,p)→ C_алмаз

• По изменению степени окисления:

1. Не ОВР — реакции без изменения степени окисления : 

KOH + H₂SO₄  → K₂SO₄ + H₂O

H₂O + Li₂O → 2LiOH

2Fe(OH)₃ (t)→ Fe₂O₃ + 3H₂O

2. ОВР — в процессе реакции происходит изменение степени окисления атомов в составе реагентов.

2KI + Br₂  → 2KBr + I₂

2Mg + O₂ → 2MgO

2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Окислительно-восстановительные реакции

ОВР — в процессе реакции происходит изменение степени окисления атомов в составе реагентов.

В ходе окислительно-восстановительной реакции идут два взаимопротивоположных процесса: окисление и восстановление.

Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомами, молекулами или ионами. При этом атомы, которые отдают электроны, называются восстановителями.

Cu⁺² +2ē  → Cu⁰

Fe⁺³ +1ē  → Fe⁺²

Окислением называют процесс отдачи электронов атомами, молекулами     или ионами. При этом атомы, принимающие электроны, называются окислителями.

Cl^-1 -1ē  → Cl⁰

Cu⁺¹ -1ē  → Cu⁺²

Правило:     Число отдаваемых электронов восстановителем равно числу принимаемых электронов окислителем. Это равенство называется электронным балансом

На принципе электронного баланса основано множество методик уравнивания ОВР. Различные методики отличаются только способом нахождения числа электронов, участвующих в полуреакциях. Чаще всего используют 2 методики:

• Метод электронных схем
• Метод ионно-электронных схем

Метод электронных схем

Основные положения:

1. Число электронов, участвующих в полуреакции определяется на основании разности степеней окисления элемента.
2. На основании схемы электронного баланса ставятся коэффициенты перед окислителем, восстановителем и продуктами их превращения. Перед остальными веществами коэффициенты подбираются.

Ограничения:

1. Не всегда просто выявить продукты реакции
2. В некоторых случаях трудно пользоваться понятием степени окисления. Если в качестве окислителя и восстановителя используются органические соединения.
   

5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4  → 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

 N⁺³ +2ē  → N⁺⁵

 Mn⁺⁷ -5ē  → Mn⁺²

Метод можно применять для уравнивания в любых средах: в растворах, в твердофазных реакциях, расплавах, в газовых средах.

Метод ионно-электронной схемы

Основные положения:

1. Число электронов, участвующих в полуреакции, определяется на основании разности общего заряда ионов: исходных и образующихся.
2. Вещества полуреакции записываются в таком виде в каком они находятся в водном растворе. Таким образом, сильные электролиты записываются в виде ионов, слабые электролиты — в виде молекул. 
3. Число атомов O и H уравниваются с помощью частиц среды, т.е. в кислой среде — H₂O и  H⁺ , а в щелочной — H₂O и OH^—.

Метод ионно-электронных схем можно использовать исключительно в случае растворов. 

Типы ОВР

1. Межмолекулярные

Окислитель и восстановитель — разные вещества.

2KI + Br₂  → 2KBr + I₂

2. Внутримолекулярные

Окислитель и восстановитель входят в состав одного соединения.

(N^-3H₄)₂Cr₂⁺⁶O₇ → N₂⁰ + Cr₂⁺³O₃ + H₂0

3. Диспропорционирования

Окислитель и восстановитель — один и тот же атом. Элемент должен иметь промежуточную степень окисления, и поэтому он может выступать в роли как окислителя, так и восстановителя.

Cl₂⁰ + H₂O → HCl^-1 + HCl⁺¹O