Химические реакции и закономерности их протекания Классификация химических реакций

№	Основа классификации	Типы реакций
1	Число и состав исходных и полученных веществ	Реакции соединения
		Реакции разложения
		Реакции замещения
		Реакции обмена
		Реакции, идущие без изменения состава вещества
2	Агрегатное состояние исходных и полученных веществ	Гомогенные
		Гетерогенные
3	Направление протекания реакции	Необратимые
		Обратимые
4	Участие катализатора	Каталитические
		Некаталитические
5	Тепловой эффект	Экзотермические
		Эндотермические
6	Изменение степени окисления элементов	Реакции без изменения степени окисления
		Окислительно-восстановительные реакции

Типы окислительно-восстановительных реакций
Межмолекулярные	Внутримолекулярные	Реакции диспропорционирования (самоокисление-самовосстановление)
Н2S + Cl2 → S + 2HCl	2H2O → 2H2 + O2	Cl2 + H2O → HClO + HCl

Методы расстановки коэффициентов в уравнениях овр

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо знать химические формулы исходных веществ и продуктов реакции. Формулы продуктов устанавливаются экспериментально или на основании известных химических свойств веществ. Правильно записанная реакция является выражением закона сохранения массы веществ (Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате её). Это значит, что в правой и левой частях уравнения должно быть одинаковое число атомов.

1. Метод электронного баланса

Используют его, как правило, для составления уравнений простых окислительно-восстановительных реакций. В основе лежит положение о том, что общее число электронов, отданных восстановителем должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем. Подсчет числа перешедших электронов лежит в основе составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.

1. Запишем формулы исходных веществ и продуктов реакции:

FeCl₃ + H₂S → FeCl₂ + S + HCl;

2. Определим, какое вещество является окислителем, а какое восстановителем и их степени окисления до и после реакции. Хлорид железа (III) выполняет роль окислителя, так как содержит положительно заряженный ион железа с относительно высоким зарядом, способный восстанавливаться до промежуточной степени окисления. Сероводород является восстановителем, так как в его состав входит бескислородный анион S^2-, содержащий избыточные электроны:

Fe⁺³Cl₃ + H₂S^-2 → Fe ⁺²Cl₂  + S⁰ + HCl

3. Составим электронные уравнения, выражающие процессы окисления и восстановления. По изменению степеней окисления определим число электронов, отдаваемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем:  

Fe+3 +1e= Fe+2	2	восстановление, окислитель
S-2 – 2e = S0	1	окисление, восстановитель

4. Множители электронного баланса запишем в уравнение окислительно-восстановительной реакции как основные стехиометрические коэффициенты:

2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S + HCl

5. Подберем стехиометрические коэффициенты остальных участников реакции, перейдем от схемы к уравнению реакции (ставим знак равенства вместо стрелки):

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl

6. Проверим правильность написания путем подсчета атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения реакции.

2. Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Для подбора коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных

реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса.

Метод электронно-ионного баланса складывается из следующих этапов:

1. записывают формулы реагентов данной реакции:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + H₂S

2. устанавливают химическую функцию каждого из них (здесь K₂Cr₂O₇ − окислитель, H₂S – восстановитель, H₂SO₄ − кислая среда).

3. записывают (на следующей строчке) формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя (Cr₂O₇²⁻ ), среды (Н⁺) и восстановителя (H₂S):

Cr₂O₇²⁻ + H⁺ + H₂S

4. определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно в условии задачи (так, здесь дихромат-ион переходит в катионы хрома (III), а сероводород − в серу); эти данные записывают на следующих двух строчках, составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций:

Cr2O72− + 14H+ + 6e− = 2Cr3+ + 7H2O	1	восстановление, окислитель
H2S − 2e− = S(т) + 2H+	3	окисление, восстановитель

5. суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись:

Cr₂O₇²⁻ + 8H⁺ + 3H₂S = 2Cr³⁺ + 7H₂O + 3S_(т)

6. на основе ионного уравнения составляют молекулярное уравнение данной реакции, т.е. дополняют запись, причем формулы катионов и анионов, отсутствующие в ионном уравнении, группируют в формулы дополнительных продуктов (K₂SO₄):

K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ + 3H₂S = Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O + 3S_(т) + K₂SO₄

7. проводят проверку подобранных коэффициентов по числу атомов элементов в левой и правой частях уравнения (обычно достаточно только проверить число атомов кислорода).

8. окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr₂O₇²⁻ и Cr³⁺). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н⁺/Н₂О (для кислой среды) и ОН⁻/Н₂О (для щелочной среды).

9. Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислой среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислой среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислая среда [O²⁻] + 2H⁺ = H₂O щелочная среда [O²⁻] + H₂О = 2 ОН⁻

10. Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислой среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислая среда H₂O = [O²⁻] + 2H⁺ щелочная среда 2 ОН⁻= [O²⁻] + H₂О

Часто слабокислотную и слабощелочную среду условно называют нейтральной, при этом в уравнения полуреакций слева вводят только молекулы воды. В этом случае при составлении уравнения приходится после подбора дополнительных множителей записывать дополнительное уравнение, отражающее образование воды из ионов Н⁺ и ОН⁻.

Для кислой среды:	избыток nО + 2nH+ → nH2O недостаток nО + nH2O → 2nH+
Для щелочной среды:	избыток nО + nH2O → 2nОH- недостаток nО + 2nОH- → nH2O
Для нейтральной среды:	избыток nО + nH2O → 2nОH- недостаток nО + nH2O → 2nH+

Скорость химической реакции Для гомогенных реакций:

Для гетерогенных реакций:

где - изменение количества вещества одного из исходных веществ или одного из продуктов реакции; – интервал времени (t₂-t₁); V – объем газа или раствора; = с₁ – с₂ – изменение концентрации вещества; S – площадь поверхности соприкосновения веществ.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1. Природа реагирующих веществ

2. Концентрация веществ

3. Температура

4. Присутствие катализатора или ингибитора

5. Давление

6. Площадь соприкосновения

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.

mA + nB = pC + qD – общий вид реакции

–кинетическое уравнение реакции

где - скорость химической реакции; с_А – молярная концентрация вещества «А»; с_В – молярная концентрация вещества «В»; m и n – коэффициенты в уравнении реакции.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10^оС скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза.

–математическое выражение правила

где- скорость химической реакции приt₁; - скорость химической реакции приt₂; - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10^оС.

Катализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся.

Ингибиторы – это вещества, замедляющие химическую реакцию, но сами в ней не расходующиеся. Обратное действие катализаторов.