1Классификация химических реакций.  Химические реакции по изменению числа исходных и конечных веществ подразделяют на: 1. Реакции соединения - реакции, при которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество: NH3 + HCl = NH4Cl CaO + CO2 = CaCO3 2. Реакции разложения - реакции, в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ: C2H5Br = C2H4 + HBr Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2 3. Реакции замещения - реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают в молекулах других веществ: Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 4. Реакции обмена - реакции, в результате которых два вещества обмениваются атомами или группировками атомов, образуя два новых вещества: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O KCl + AgNO3 = AgClЇ + KNO3 По обратимости реакции делят на обратимые и необратимые. Реакции, протекающие в двух противоположных направлениях, называются обратимыми, а, соответственно, протекающие только в одном направлении - необратимыми. При необратимых реакций продукты реакции уходят из сферы реакции (выпадают в осадок, выделяются в виде газа), образуются малодиссоциирующее соединения или выделяется большое количество энергии

По тепловому эффекту	Экзотермические – протекают с выделением энергии  4Р + 5О2 = 2Р2О5 + Q; CH4 + 2О2 → СО2 + 2H2O + Q
	Эндотермические – протекают с поглощением энергии Cu(OH)2   CuO + H2O – Q; C8H18   C8H16 + H2 – Q
По числу и составу исходных и образовавшихся веществ	Реакции разложения – из одного сложного вещества образуется несколько более простых: СаСО3   СаО + СО2 C2H5OH → C2H4 + H2O
	Реакции соединения – из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное: 2H2 + О2 → 2H2O C2H4 + H2 → C2H6
	Реакции замещения – атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе:  Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl
	Реакции обмена – два сложных вещества обмениваются составными частями: AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3  HCOOH + CH3OH → HCOOCH3 + H2O
По агрегатному состоянию реагирующих веществ	Гетерогенные – исходные вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях: Fe(т) + CuCl2(р-р) → Cu(т) + FeCl2(р-р) 2Na(т) + 2C2H5OH(ж) → 2C2H5ONa(р-р) + H2(г) ↑
	Гомогенные – исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии: H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г) C2H5OH(ж) + CH3COOH(ж) → CH3COOC2H5(ж) + H2O(ж)
По наличию катализатора	Каталитические 2H2O2   2H2O + О2↑ C2H4 + H2   C2H4
	Некаталитические S + О2   SO2 C2H2 + 2Cl2 → C2H2 Cl4
По направлению	Необратимые – протекают в данных условиях только в одном направлении: H2SO4 + BaCl2 → BaSO4+ 2HCl  CH4 + 2О2 → СО2 + 2H2O
	Обратимые – протекают в данных условиях одновременно в двух противоположных направлениях: 3H2 + N2 ↔ 2NH3 ; C2H4 + H2 ↔ C2H6
По изменению степени окисления атомов элементов	Окислительно-восстановительные – реакции, идущие с изменением степени окисления: Fe0 + 2H+1Cl-1 → Fe2+Cl2-1 + H20  H+1C0O-2 H+1 + H2 → C-2 H3+1 O-2 H+1
	Неокислительно-восстановительные – реакции, идущие без изменения степени окисления: S+4O4-2 + H2O → H2+ S+4O4-2  CH3NH2 + HCl → (CH3NH3)Cl

. РЕАКЦИЯ СОЕДИНЕНИЯ, химическая реакция, при которой два вещества соединяются с образованием третьего без каких-либо побочных продуктов. Такие реакции весьма распространены в органической химии, в частности, добавляется простая молекула к двойной связи углерод-углерод в ненасыщенных соединениях. Например, реакция соединения между хлором (Сl₂) и этеном (СН₂=СН₂) дает 1,2-дихлорэтан (СlСН₂-СН₂Сl) некоторые пластмассы (например, полистирен) получают путем полимеризационного соединения, которое обычно инициируется действием свободного радикала C + O₂ = CO₂; (1) Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃; (2) NH₃ + CO₂ + H₂O = NH₄HCO₃. (3)

РЕАКЦИЯ ЗАМЕЩЕНИЯ (реакция обмена), ХИМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, при которой атом или группа атомов замещает (обычно в той же самой структурной позиции) другой атом или группу атомов в молекуле или ионе. 2Ag₂O   4Ag + O_2­ ; (4) CaCO₃   CaO + CO_2­ ; (5) (NH₄)₂Cr₂O₇   N_2­ + Cr₂O₃ + 4H₂O­ . (6)

2Реакции ионного обмена в водных растворах.Гидролиз.Среда водных растворов.

Реакции ионного обмена. Ионные реакции в растворах электролитов – это реакции между ионами. Ионные реакции протекают необратимо в том случае, если в результате реакции образуется осадок нерастворимого вещества, слабый электролит или выделяется газообразное вещество. При записи уравнения реакции в ионном виде формулы веществ записываются так, как вещества присутствуют в растворе: сильные электролиты в виде ионов; слабые электролиты, газы, нерастворимые вещества – в виде молекул.

Пример: Реакцию обмена в растворе принято изображать тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении слабые электролиты, газы и малорастворимые вещества изображают молекулярными формулами.

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ +H₂O

2Na⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2Na⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

Гидролиз солей (реакция среды раствора) Обменная ионная реакция соли с водой, в результате которой образуются слабый электролит – слабая кислота (или её кислая соль), слабое основание (или его основная соль) называется гидролизом. Соли сильного основания и сильной кислоты при растворении в воде (например NaCl, CaCl₂, K₂SO₄) не гидролизуются, и ратсвор соли имеет нейтральную реакцию. Соли сильного основания и слабой кислоты, например: KClO, Na₂CO₃, CH₃COONa, NaCN, Na₂S, K₂SiO₃, раствор соли имеет щелочную реакцию. Соли слабого основания и сильной кислоты, например: Al₂(SO₄)₃, FeCl₂, CuBr₂, NH₄, раствор приобретает кислую среду.  Соли слабого основания и слабой кислоты, например: Al₂S₃, Cr₂S₃, CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃. при растворении в воде таких солей образуются малодиссоциирующая кислота и основание. Реакция среды зависит от относительной силы кислот и оснований, т.е. водные растворы могут иметь нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Для таких солей, состоящих из многозарядных катионов и анионов гидролиз протекает необратимо, в таблице растворимости стоит знак «-».

 

Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

 

Правила составления ионных уравнений реакций

 

1.      Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые кислоты, основания и соли) не диссоциируют.

2.      В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в виде ионов.

3.      Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его считают нерастворимым.

4.      Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения должна быть одинаковой.

 

Порядок составления ионных уравнений реакции

 

1.      Записывают молекулярное уравнение реакции

 

MgCl₂ + 2AgNO₃  2AgCl + Mg(NO₃)₂

 

2.      Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости

 

p		p		H		p
MgCl2	+	2AgNO3		2AgCl	+	Mg(NO3)2

 

3.      Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции:

 

MgCl₂  Mg²⁺ + 2Cl^-

AgNO₃  Ag⁺ + NO₃^-

Mg(NO₃)₂  Mg²⁺ + 2NO₃^-

 

4.      Записывают полное ионное уравнение реакции

 

Mg²⁺ + 2Cl^- + 2Ag⁺ + 2NO₃^-  2AgCl + Mg²⁺ + 2NO₃^-

 

5.      Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон:

 

Mg²⁺ + 2Cl^- + 2Ag⁺ + 2NO₃^-  2AgCl + Mg²⁺ + 2NO₃^-

 

Ag⁺ + Cl^-  AgCl

 

Условия необратимости реакций ионного обмена

 

1.      Если образуется осадок () (смотри таблицу растворимости)

 

Pb(NO₃)₂ + 2KI  PbI₂ + 2KNO₃

Pb²⁺ + 2I^-  PbI₂

 

2.      Если выделяется газ (­

 

Na₂CO₃ + H₂SO₄  Na₂SO₄ + H₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺  H₂O + CO₂­

 

3.      Если образуется малодиссоциированное вещество (H₂O)

 

Ca(OH)₂ + 2HNO₃  Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

H⁺ + OH^- H₂O

 

4.      Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные комплексные ионы)

 

CuSO₄ • 5H₂O + 4NH₃  [Cu(NH₃)₄]SO₄ + 5H₂O

Cu²⁺ + 4NH₃  [Cu(NH₃)₄]²⁺

 Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода и λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.

Диссоциация воды. Среда растворов

Сама вода – это очень слабыйэлектролит:

Концентрации катиона Н ⁺и аниона ОН ^-в чистой воде весьма малы и составляют 1 10 ^-7моль/л при 25 °C.

Катион водорода Н ⁺представляет собой простейшее ядро – протон р ⁺(электронная оболочка катиона Н ⁺– пустая, 1s ⁰). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н ₂O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:

В дальнейшем для простоты оставляется запись Н ⁺(но подразумевается Н ₃O ⁺).

В воде содержание ионов Н ⁺и ОН одинаково; в водных растворах кислот появляется избыток ионов Н ⁺, в водных растворах щелочей – избыток ионов ОН (за счет диссоциации кислот и оснований).

Типы среды водных растворов:

Содержание Н ⁺и ОН ^-в водных растворах обычно выражают через водородный показательрН (читается пэ-аш) и аналогичный ему гидроксильный показательрОН:

Для воды при комнатной температуре имеем:

следовательно, в чистой воде:

Это равенство справедливо и для водных растворов:

Практическая шкала рН отвечает интервалу 1—13 (разбавленные растворы кислот и оснований):

В практически нейтральной среде с рН = 6–7 и рН = 7–8 концентрация Н ⁺и ОН ^-очень мала (1 10 ^-6– 1 • 10 ^-7моль/л) и почти равна концентрации этих ионов в чистой воде. Такие растворы кислот и оснований считаются предельноразбавленными (содержат очень мало вещества).

Для практического установления типа среды водных растворов служат индикаторы– вещества, которые окрашивают в характерный цвет нейтральные, кислые и/или щелочные растворы.

Распространенные в лаборатории индикаторы – это лакмус, метилоранж и фенолфталеин.

Метилоранж (индикатор на кислотную среду) становится розовымв сильнокислом растворе (табл. 16), фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.