1. Основные понятия и законы химии. Химия как наука, часть естествознания. Разделы химии и

их объекты изучения. Актуальные направления ее развития.

Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений и применении.

Атомно-молекулярное учение заключается в следующем:

1. Все вещества состоят из молекул.

2. Молекулы состоят из атомов.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном хаотичном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек.

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.

Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Ионы одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд.

Положительные - катионами отрицательные – анионами

Валентность способность атома присоединять или замещать

определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ,

различающихся по строению и свойствам.

Основные законы:

Закон сохранения массы веществ

Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов

реакции.

*Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между атомами и образование

других, в результате чего из молекул исходных веществ получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой понимали величину, характеризующую количество

материи.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

Закон постоянства состава

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и

количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы

соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.)

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул. (Закон справедлив только для газообразных веществ.)

Следствия.

1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает

одинаковые объемы.

2. При нормальных условиях (0°C = 273°К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает

объем 22,4 л.__

Закон действующих масс

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . . = . . .

V = k • [A]a • [B]b • . . .

Закон сохранения энергии: энергия изолированной системы (не обменивающейся с окружающей средой ни веществом, ни энергией) остается постоянной, возможны лишь переходы ее из одного вида в другой.

Закон сохранения электрического заряда: алгебраическая сумма электрических зарядов в изолированной системе сохраняется.

1. Основной закон химии как частный случай общего закона материального мира. Понятия: материя, вещество, поле, движение - и их количественные характеристики и взаимосвязь. Математические выражения законов сохранения массы и энергии.

Закон действующих масс

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . . = . . .

V = k • [A]a • [B]b • . . .

Материя существует в форме вещества и поля. Химия изучает окружающий нас мир объединяемым понятием материи существующей вне и независимо от сознания человека.

вещество - это любая совокупность атомов и молекул

Закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

* Полностью эквивалентна этой и другая формулировка: в химической реакции число атомов химического элемента сохраняется.Последняя формулировка является основой для написания стехиометрических уравнений реакций.

Закон сохранения энергии: энергия изолированной системы (не обменивающейся с окружающей средой ни веществом, ни энергией) остается постоянной, возможны лишь переходы ее из одного вида в другой.

Q=dU+A

2. Атомно-молекулярное учение: современные положения, краткая история (основоположники).

АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНАЯ ТЕОРИЯ

Атомно-молекулярное учение — учение о строении веществ из атомов и молекул, создано трудами Ломоносова и Дальтона.

*В развитие атомно-молекулярного учения большой вклад внесли М. В. Ломоносов, Дж. Дальтон, А. Лавуазье, Ж. Пруст, А. Авогадро, Й. Берцелиус, Д. И. Менделеев, А. М. Бутлеров.

Состав и свойства химического соединения не зависит от способа и условий его получения.

Все молекулы состоят из атомов. Совокупность или набор атомов одного вида называют химическим элементом.

Атомно-молекулярная теория основные положения:

Все вещества состоят из атомов

Атомы одного химического вещества (химический элемент) обладают одинаковыми свойствами, но отличаются от атомов другого вещества

При взаимодействии атомов образуются молекулы (гомоядерные — простые вещества, гетероядерные — сложные вещества)

При физических явлениях молекулы не изменяются, при химических происходит изменение их состава

Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества

3. Основные понятия химии: атом, молекула, химический элемент, вещество (простое и сложное). Количественные характеристики атома и молекулы: размеры, абсолютная и относительная атомная и молекулярная массы, атомная единица массы (а.е.м.).

Атом — электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и одного или нескольких электронов.

Молекула — наименьшая частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами данного вещества. Для некоторых веществ понятия атома и молекулы совпадают.

Химический элемент — вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра.

Простым веществом называется вещество, молекулы которого состоят из атомов одного элемента,

Соединениями или сложными веществами называются вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов

Молекулы различных веществ отличаются друг от друга массой, размерами и химическими свойствами. Все молекулы одного вещества одинаковы.

Молекулы состоят из более мелких частиц - атомов. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ состоят из разных атомов.

Атомы одного элемента отличаются от атомов других элементов зарядом атомного ядра, размером и химическими свойствами. При химических реакциях изменяется состав молекулы. Атомы при химических реакциях не разрушаются.

Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C - основного изотопа природного углерода.

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на а.е.м.

4. Расчет количества, молярной массы и молярного объема вещества. Число Авогадро.

Молярная масса вещества М равна отношению массы вещества к его количеству

:M=m/v’

и имеет принятую в химии размерность г/моль. Молярная масса вещества, выраженная в г/моль численно равна его относительной молекулярной массе. Численное равенство означает совпадение числовых значений величин, но не их размерностей.

Аналогично определяется и молярный объем как отношение объема вещества к его количеству:

V_m=V/v’

Молярный объем может иметь размерность м3/моль, л/моль, см3/моль. Молярный объем определен для любого агрегатного состояния вещества и связан с его молярной массой через плотность :

V=M/p

Закон Авогардо: в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура и давление) содержится одинаковое число молекул.

NA = 6,022 141 29(27)·10²³ моль−1

5. Химический элемент, символы элементов. Химическая формула вещества, вид формулы: эмпирическая, молекулярная, графическая. Понятия: валентность (стехиометрическая, связевая, координационная) и степень окисления химического элемента. Примеры.

Химический элемент — вид атомов, характеризующихся определенным зарядом ядра.

Молекулярная (брутто-) формула, показывающая число атомов в молекуле - C6H14,

Графическая

Эмпирическая формула дающая только соотношение элементов C:H = 3:7 — C3H7

Валентность - свойство атомов данного элемента присоединить или замещать в молекуле определенное число атомов других элементов. За единицу валентности принята валентность водорода.

Степенью окисления атома называется величина электростатического заряда атома в простом веществе, в молекуле химического соединения, в ионе

6. Понятия и количественное определение массовой, мольной и объемной долей элемента в молекуле вещества и вещества в смеси. Алгоритм установления эмпирической и молекулярной формул.

Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах:

,

где:

m1 — масса растворённого вещества, г;

m — общая масса раствора, г .

Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в процентах.

,

где:

V1 — объём растворённого вещества, л;

V — общий объём раствора, л.

Мольная доля — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

,

где:

νi — количество i-го компонента, моль;

n — число компонентов;

Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

,

где:

m1 — масса растворённого вещества, г;

V — общий объём раствора, мл;

Эмпирическая формула химического соединения — запись простейшего выражения относительного числа каждого типа атомов в нём; представляет собой линейную запись из символов химических элементов, сопровождающуюся подстрочными индексами, указывающими отношение элементов в соединении[1.

Эмпирическая формула не содержит информации ни о структуре, ни о изомерии, ни о числе атомов в молекуле. Эмпирическая (от греч. εμπειρια — опыт) означает, что определение элементного состава производится при помощи количественного анализа. Например, в случае н-гексана рациональная (линейная) формула, отражающая структуру соединения имеет вид CH3CH2CH2CH2CH2CH3, молекулярная (брутто-) формула, показывающая число атомов в молекуле - C6H14, в то время как эмпирическая формула, дающая только соотношение элементов C:H = 3:7 — C3H7

7. Стехиометрия: предмет изучения, основные законы (перечислить). Закон эквивалентов. Понятия: эквивалент, число и фактор эквивалентности, молярная масса эквивалента вещества.

Раздел химии, изучающий количественные соотношения между реагирующими и образующимися веществами называется стехиометрией. Стехиометрия основывается на законе сохранения массы.

Схема реакции, для которой обеспечено выполнение закона сохранения массы, называется стехиометрическим уравнением реакции. Это выполнение достигается расстановкой коэффициентов, которые называются стехиометрическими коэффициентами.

Например: Н2 + О2 Н2О - это схема реакции (закон сохранения массы еще не выполняется). Расстановкой коэффициентов добиваются равенства числа атомов каждого химического элемента в левой и правой частях:

2Н2 + О2 = 2Н2О

Теперь это стехиометрическое уравнение, которое показывает соотношение между количествами реагирующих и образующихся веществ. Следует иметь в виду, что в химии соизмеримы только количества веществ (и несоизмеримы в общем случае ни массы, ни объемы). Важнейшим свойством стехиометрических коэффициентов является то, что их можно одновременно умножать и делить на одно и то же число, при этом смысл стехиометрического уравнения не меняется.

Количества веществ, отвечающие стехиометрическому уравнению, называются стехиометрическими. Например, для приведенного выше уравнения стехиометрическими количествами будет 2 моль водорода, 1 моль кислорода и 2 моль воды, или 0,4 моль водорода, 0,2 моль кислорода и 0,4 моль воды, и, вообще говоря V моль водорода, 0,5V моль кислорода и V моль воды. В общем виде уравнение любой химической реакции можно записать в виде:

аA + bB = cC + dD

где строчные буквы обозначают стехиометрические коэффициенты, а заглавные – формулы веществ. При этом, если, например известно количество вещества А, количество вещества С может быть рaссчитно по формуле:

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные соотношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление основных стехиометрических законов.

1. Закон сохранения массы веществ (М. В. Ломоносов, 1748-1756 гг., А. Лавуазье, 1777 г.).

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.

Закон сохранения массы веществ может быть объяснен с точки зрения атомно-молекулярного учения так: при химических реакциях атомы не исчезают и не могут возникать из ничего; общее число атомов остается постоянным до и после реакции. Например, при взаимодействии двухатомных молекул водорода и хлора должно образоваться столько молекул НС1, чтобы число атомов водорода и хлора оставалось равным двум, т.е. две молекулы:

И поскольку атомы имеют постоянную массу, не меняется и масса веществ до и после реакции.

Закон сохранения массы веществ М. В. Ломоносов связывал с законом сохранения энергии (количества движения). Он рассматривал эти законы в единстве как всеобщий закон природы.

Таким образом, законы сохранения массы веществ и сохранения энергии — это две стороны единого закона природы — закона вечности материи и ее движения.

Взаимосвязь массы и энергии (она рассматривается в физике) выражают уравнением Эйнштейна:

E=mc2,

где E — энергия; m — масса; c — скорость света в вакууме.

Закон сохранения массы веществ дает материальную основу для составления уравнений химических реакций. Опираясь на него, можно проводить расчеты по химическим уравнениям.

2. Закон постоянства состава вещества (Ж. Л. Пруст, 1808 г.).

Каждое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Атомно-молекулярное учение позволяет объяснить закон постоянства состава. Например, воду можно получить по любой из следующих реакций:

2Н2+О2=2Н2О

Са(ОН)2=СаО+Н2О

CuSO4•5Н2О=CuSO4+5Н2О

*Химически чистая вода содержит 11,19% водорода и 88,81% кислорода, независимо от способа ее получения, то есть на один атом кислорода приходится два атома водорода. Иной состав свидетельствует либо о наличии примесей, либо о том, что это другое вещество (например, Н2О2).

Ж. Пруст писал: «От одного полюса Земли до другого соединения имеют одинаковый состав и одинаковые свойства. Никакой разницы нет между оксидом железа из Южного полушария и Северного. Малахит из Сибири имеет тот же состав, как и малахит из Испании».

В этой формулировке закона, как и в приведенном выше, подчеркивается постоянство состава соединения независимо от способа получения и места нахождения.

Эквивалент вещества или Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях[1][2].

Например, в реакции:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

эквивалентом будет реальная частица — ион Na+, в реакции

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

эквивалентом будет являться мнимая частица ½Zn(OH)2.

Под эквивалентом вещества также часто подразумевается количество эквивалентов вещества или эквивалентное количество вещества — число моль вещества, эквивалентное одному моль катионов водорода в рассматриваемой реакции.

Эквивалентная молярная масса вещества [править]

Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как или . Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как ).

Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.

Mэкв = fэкв×M

Фактор эквивалентности [править]

Отношение эквивалентной молярной массы к его собственной молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как ).

Число эквивалентности [править]

Число эквивалентности z представляет собой небольшое положительное целое число, равное числу эквивалентов некоторого вещества, содержащихся в 1 моль этого вещества. Фактор эквивалентности связан с числом эквивалентности z следующим соотношением: =1/z.

Например, в реакции:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

Эквивалентом является частица ½Zn(OH)2. Число ½ есть фактор эквивалентности, z в данном случае равно 2

8. Химическая реакция: определение, признаки, отличие от физических явлений, классификации.

Хими́ческая реа́кция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется их общее число, изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества.

Классификация

По изменению степеней окисления реагентов[править]

В данном случае различают

Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.

Пример окислительно-восстановительной реакции — горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:

2H2 + O2 = 2H2O

Пример реакции диспропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония:

NH4NO3 = N2O + 2H2O (до 250 °C)

Не окислительно-восстановительные реакции — соответственно, реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например, указанная выше реакция нейтрализации.

По тепловому эффекту реакции[править]

Все реакции сопровождаются тепловыми эффектами. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия, которая, в основном, идет на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить:

экзотермические реакции, которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода

эндотермические реакции в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.

Тепловой эффект реакции (энтальпию реакции, ΔrH), часто имеющий очень важное значение, можно вычислить по закону Гесса, если известны энтальпии образования реагентов и продуктов. Когда сумма энтальпий продуктов меньше суммы энтальпий реагентов (ΔrH < 0) наблюдается выделение тепла, в противном случае (ΔrH > 0) — поглощение.

По типу превращений реагирующих частиц[править]

соединения:

разложения:

замещения:

обмена (тип реакции-нейтрализация):

обмена (тип реакции-обмена):

Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами: поглощением и выделением энергии, например в виде теплопередачи, изменением агрегатного состояния реагентов, изменением окраски реакционной смеси и др. Именно по этим физическим эффектам часто судят о протекании химических реакций.

Химические процессы, протекающие в веществе, отличаются и от физических процессов, и от ядерных превращений. В физических процессах каждое из участвующих веществ сохраняет неизменным свой состав (хотя вещества могут образовывать смеси), но могут изменять внешнюю форму или агрегатное состояние.

В химических процессах (химических реакциях) получаются новые вещества с отличными от реагентов свойствами, но никогда не образуются атомы новых элементов. В атомах же участвующих в реакции элементов обязательно происходят видоизменения электронной оболочки.

9. Схема и уравнение химической реакции (алгоритм записи уравнения). Физический смысл стехиометрических коэффициентов. Типы уравнения: полное, неполное, молекулярное, ионное, термохимическое. Привести примеры.

При химических реакциях одни вещества превращаются в другие. Вспомним известную нам реакцию серы с кислородом. И в ней из одних веществ (исходных веществ или реагентов) образуются другие (конечные вещества или продукты реакции).

Для записи и передачи информации о химических реакциях используются схемы и уравнения реакций.

Схема химической реакции – условная запись,дающая качественнуюинформацию о химической реакции.

Схема реакции показывает, какие вещества вступают в реакцию и какие образуются в результате реакции. И в схемах, и в уравнениях реакций вещества обозначаются их формулами.

Схема горения серы записывается так: S8 + O2 SO2.

Это означает, что при взаимодействии серы с кислородом протекает химическая реакция, в результате которой образуется диоксид серы (сернистый газ). Все вещества здесь молекулярные, поэтому при записи схемы использованы молекулярные формулы этих веществ. То же относится и к схеме другой реакции – реакции горения белого фосфора:

P4 + O2 P4O10.

При нагревании до 900 oС карбоната кальция (мела, известняка) протекает химическая реакция: карбонат кальция превращается в оксид кальция (негашеную известь) и диоксид углерода (углекислый газ) по схеме:

CaCO3 CaO + CO2.

Для указания на то, что процесс происходит при нагревании, схему (и уравнение) обычно дополняют знаком " t" , а то, что углекислый газ при этом улетучивается, обозначают стрелкой, направленной вверх:

CaCO3 CaO + CO2.

Карбонат кальция и оксид кальция – вещества немолекулярные, поэтому в схеме использованы их простейшие формулы, отражающие состав их формульных единиц. Для молекулярного вещества – углекислого газа – использована молекулярная формула.

Рассмотрим схему реакции, протекающей при взаимодействия пентахлорида фосфора с водой: PCl5 +H2O H3PO4 + HCl.

Из схемы видно, что при этом образуется фосфорная кислота и хлороводород.

Иногда для передачи информации о химической реакции бывает достаточно и краткой схемы этой реакции, например:

S8 SO2; P4 P4O10; CaCO3 CaO.

Естественно, что краткой схеме может соответствовать и несколько разных реакций.

Уравнение химической реакции – условная запись, дающая качественную и количественную информацию о химической реакции.

Для любой химической реакции справедлив один из важнейших законов химии:

При протекании химических реакций атомы не появляются, не исчезают и не превращаются друг в друга.

При записи уравнений химических реакций, кроме формул веществ, используются коэффициенты. Как и в алгебре, коэффициент "1" в уравнении химической реакции не ставится, но подразумевается. Рассмотренные нами реакции описываются следующими уравнениями:

1S8 + 8O2 = 8SO2, или S8 + 8O2 = 8SO2;

1P4 + 5O2 = 1P4O10, или P4 + 5O2 = P4O10;

1CaCO3 = 1CaO + 1CO2, или CaCO3 = CaO + CO2;

1PCl5 + 4H2O = 1H3PO4 + 5HCl, или PCI5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCI.

Типы химических уравнений

Рассмотрим следующее полное уравнение: Fe(TB.) + Си804(водн.) FeSO4 (водн.) + Си(тв.)

Это уравнение описывает всю реакционную систему в целом. Однако рассматриваемую реакцию можно также представить в упрощенном виде при помощи ионного уравнения:

Fe (тв.) + Cu2 + (водн.) = Fe2 + (водн.) + Cu (тв.)

Это уравнение не включает сведений о сульфат-ионах SO2.-, которые не указаны в нем потому, что они не принимают участия в рассматриваемой реакции. Такие ионы называют ионами-наблюдателями.

Реакция между железом и медью (II) является примером окислительно-восстановительных реакций (см. гл. 10). Ее можно условно разделить на две реакции, одна из которых описывает восстановление, а другая-окисление, протекающие одновременно в общей реакции:

Восстановление Cu2+ (водн.) + 2е- = Сu(тв.)

Окисление Fe (тв.) = Fe2 + (водн.) + 2е-

Эти два уравнения называются уравнениями полуреакций. Они особенно часто используются в электрохимии для описания процессов, протекающих на электродах

Термохимические уравнения [править]

Термохимические уравнения реакций - это уравнения, в которых около символов химических соединений указываются агрегатные состояния этих соединений или кристаллографическая модификация и в правой части уравнения указываются численные значения тепловых эффектов

Ионные уравнения Большинство химических реакций протекает в растворах. Растворы электролитов содержат ионы, поэтому реакции и растворах электролитов фактически сводятся к реакциям между ионами.

Реакции между ионами называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций - ионными уравнениями.

При составлении ионных уравнении следует руководствоваться тем. что формулы веществ малодиссоцвшрующих. нерастворимых и газообразных записываются в молекулярном виде.

Бели вещество выпадает в осадок, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вниз, а если в ходе реакции выделяется газообразное вещество, то рядом с его формулой ставят стрелку, направленную вверх.

ерепишем это уравнение, изобразив сильные электролиты в виде ионов, а уходящие из сферы реакции - в виде молекул:

Мы записали, таким обратом, полное ионное уравнение реакции.

Если исключить из обеих частей равенства одинаковые ионы, то есть не участвующие в реакции в левой и правой часто уравнения), то получим сокращенное ионное уравнение реакции:

11 Типы химических реакций.

Химические реакции по количеству исходных веществ и продуктов реакции можно разделить на группы:

Тип химической реакции	Определение	Пример
Соединения А + В = АВ АВ + СД = АВСД	Реакции между двумя простыми веществами, или между несколькими сложными, при этом образуется одно сложное или более сложное вещество.	CaO+H2O=Ca(OH)2 PbO+SiO2=PbSiO3 2Na+Cl2=2NaCl
Разложения АВСД = АВ + СД  Реакция разложения малахита при нагревании	Реакции, при которых из одного вещества образуется несколько простых или сложных веществ.	Cu(OH)2=CuO+H2O CaCO3=CaO+CO2 NH4Cl=NH3+HCl (CuOH)2CO3 = 2CuO+CO2+H2O (разложение малахита)
Замещения АВ + С = СВ + А АВ + С = АС + В	Реакции между сложным и простым веществами, при которых атомы простого вещества замещают один из атомов сложного	CuSO4+Fe=FeSO4+Cu 2KBr+Cl2=2KCl+Br2
Обмена АВ + СД = АД + СВ	Реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями	AgNO3+KBr=AgBr+KNO3 NaOH+HCl=NaCl+H2O

Классификация по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции.

Реакции соединения.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl₂ + Сl₂ = 2FеСl₃.

Органическая химия.

В органической химии такие реакции часто называют реакциями присоединения. В них обычно участвуют соединения, содержащие двойную или тройную связь. Разновидности реакций присоединения: гидрирование, гидратация, гидрогалогенирование, полимеризация. Примеры данных реакций:

   t^o

Н₂С = СН₂ + Н₂ → CН₃ – СН₃

этилен  этан

Реакции разложения.

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Неорганическая химия.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

	to
H2SiO3	=	SiO2 + H2O.

К реакциям разложения окислительно-восстановительного характера относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления:

(NH₄)2Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

Органическая химия.

В органической химии к реакциям разложения относятся: дегидратация, дегидрирование» крекинг, дегидрогалогенирование, а также реакции деполимеризации, когда из полимера образуется исходный мономер. Соответствующие уравнения реакций:

   t^o

С₂Н₅ОН → C₂H₄ + Н₂O

 t^o

С₆Н₁₄ → С₆Н₆ + 4Н₂

гексан  бензол

C₈H₁₈ → C₄H₁₀ + C₄H₈

Октан бутан  бутен

C₂H5Br → C₂H₄+ НВг

бромэтан этилен

(-СН₂ – СН = С - СН₂ -)n  → n СН₂ = СН – С = СН₂

 \СНз  \ СНз

природный каучук  2-метилбутадиен-1,3