Типы химических реакций

4.1 Введение

Одна из наиболее широко распространённых классификаций химических реакций относит большинство реакций к одному из следующих типов:

– реакции соединения (синтеза);

– реакции разложения;

– реакции замещения;

– реакции ионного обмена.

Реакции соединения – это реакции, в которых из двух или нескольких более простых веществ получается одно более сложное вещество:

2 H₂ + O₂  2 H₂O; C₂H₄ + Cl₂  C₂H₄Cl₂ .

Реакции разложения представляют собой процессы, в которых из одного более сложного вещества образуется несколько более простых веществ:

(CuOH)₂CO₃  2 CuO + CO₂ + H₂O; 2 Cu(NO₃)₂  2 CuO + 4 NO₂ + O₂ .

Частным случаем реакций разложения можно также считать реакции электролитической диссоциации: Al₂(SO₄)₃  2 Al³⁺ + 3 SO₄^2–.

В реакциях замещения простое вещество взаимодействует с химическим соединением, причём атомы некоторого элемента в химическом соединении замещаются атомами простого вещества:

CuSO₄ + Zn  ZnSO₄ + Cu; Fe + 2 HCl  FeCl₂ + H₂;

При протекании реакций ионного обмена катион одного из реагирующих веществ соединяется с анионом другого вещества, в результате чего и образуются продукты реакции: Na₂SO₄ + BaCl₂  BaSO₄ + 2 HCl .

Все рассмотренные выше реакции можно, в свою очередь, разделить на две большие группы: реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов и окислительно-восстановительные реакции, при протекании которых наблюдается изменение степеней окисления. Следует заметить, что одни из реакций соединения и разложения являются окислительно-восстановительными, другие – нет. Реакции ионного обмена не являются окислительно-восстановительными, а реакции замещения, напротив, всегда протекают с изменением степеней окисления элементов (см. приведённые выше примеры).

При дальнейшем рассмотрении данной темы более подробно обсуждаются протекающие в водных растворах реакции ионного обмена и окислительно-восстановительные реакции.

4.2 Реакции ионного обмена

Обменные реакции протекают, как правило, при смешивании растворов электролитов; электролитами называют вещества, которые в растворах (а также в расплавах) распадаются на ионы (т.е. диссоциируют). Из ранее рассмотренного материала следует, что электролитами являются кислоты, основания и соли.

Реакция ионного обмена протекает в том случае, если в качестве продукта реакции образуется хотя бы одно из следующих веществ:

– малорастворимое соединение, выпадающее в осадок;

– вещество, удаляющееся из сферы реакции в виде газа;

– слабодиссоциирующий электролит.

Например, протекание реакции взаимодействия между хлоридом натрия и нитратом серебра обусловлено выпадением осадка хлорида серебра. Уравнение этой реакции в молекулярном виде:

NaCl + AgNO₃  AgCl + NaNO₃.

Как известно, сильные электролиты находятся в растворах в полностью диссоциированном состоянии. Так как соли являются сильными электролитами, то в растворе хлорида натрия будут содержаться ионы Na⁺ и Cl^–, а в растворе нитрата серебра – Ag⁺ и NO₃^–. При смешивании этих растворов ионы Ag⁺ и Cl^– образуют малорастворимый хлорид серебра и, таким образом, удаляются из сферы реакции в виде осадка AgCl. Второй продукт реакции – NaNO₃ – полностью диссоциирован на ионы, так как является хорошо растворимым в воде сильным электролитом. Рассмотренный пример позволяет сформулировать правило составления ионно-молекулярных уравнений реакций ионного обмена:

при составлении ионно-молекулярного уравнения обменной реакции следует растворимые в воде сильные электролиты записывать в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты, газы и осадки – в виде молекул.

Na⁺ + Cl^– + Ag⁺ + NO₃^–  AgCl + Na⁺ + NO₃^–

Полученное уравнение является полным ионно-молекулярным уравнением. После приведения подобных слагаемых (ионы Na⁺ и NO₃^– в левой и правой частях полного ионно-молекулярного уравнения) получается сокращённое ионно-молекулярное уравнение: Ag⁺ + Cl^–  AgCl.

Следует заметить, что сокращённые ионно-молекулярные уравнения выражают более общую информацию, чем молекулярные. Например, уравнение Ag⁺ + Cl^–  AgCl показывает, что при взаимодействии любой растворимой соли серебра (не обязательно нитрата) с любым растворимым в воде хлоридом (не обязательно хлоридом натрия) будет выпадать осадок хлорида серебра.

Взаимодействие соляной кислоты с карбонатом натрия выражается следующим молекулярным уравнением:

2 HCl + Na₂CO₃  2 NaCl + CO₂+ H₂O.

Чтобы привести это молекулярное уравнение к ионно-молекулярному виду необходимо понимать, что HCl, Na₂CO₃ и образующийся в результате реакции NaCl – сильные электролиты; в растворе они находятся в полностью диссоциированном состоянии, и должны быть записаны, поэтому, в виде ионов. Воду и углекислый газ следует записать в молекулярном виде, т.к. вода – очень слабый электролит, а углекислый газ вообще не является электролитом:

2 H⁺ + 2 Cl^– + 2 Na⁺ + CO₃^2–  2 Na⁺ + 2 Cl^– + CO₂ + H₂O .

После приведения подобных слагаемых (ионы Cl^– и Na⁺) получается сокращённое ионно-молекулярное уравнение 2 H⁺ + CO₃^2–  CO₂ + H₂O,

которое показывает, что любая сильная кислота взаимодействует с раствором любого карбоната, и в результате этого взаимодействия выделяется углекислый газ. В данном случае также происходит удаление из сферы реакции двух типов ионов (H⁺ и CO₃^2–) в виде газа и малодиссоциирующего вещества.

Важным случаем реакций ионного обмена являются реакции взаимодействия кислот и щелочей (реакции нейтрализации). Например,

Ba(OH)₂ + 2 HCl  BaCl₂ + 2 H₂O.

Поскольку вода – слабый электролит, а все остальные вещества, записанные в этом молекулярном уравнении – хорошо растворимые сильные электролиты, то полное и сокращённое ионно-молекулярные уравнения имеют следующий вид:

Ba²⁺ + 2 OH^– + 2 H⁺ + 2 Cl^–  Ba²⁺ + 2 H₂O + 2 Cl^–; H⁺ + OH^–  H₂O.

В данном случае ионно-молекулярные уравнения показывают, что любая кислота взаимодействует с любой щёлочью с образованием соли и воды. В результате реакции нейтрализации пара ионов (H⁺ и OH^–) образует малодиссоциирующее вещество и, тем самым, выводится из сферы реакции.

При нейтрализации многоосновной кислоты избытком щёлочи образуется средняя соль (т.е. все атомы водорода в молекуле кислоты заместятся на металл); при недостатке щёлочи образуются кислые соли:

H₃PO₄ + NaOH  NaH₂PO₄ + H₂O; H₃PO₄ + OH^–  H₂PO₄^– + H₂O;

H₃PO₄ + 2 NaOH  Na₂HPO₄ + 2 H₂O; H₃PO₄ + 2 OH^–  HPO₄^2– + 2 H₂O;

H₃PO₄ + 3 NaOH  Na₃PO₄ + 3 H₂O; H₃PO₄ + 3 OH^–  PO₄^3– + 3 H₂O .

При нейтрализации многокислотного основания избытком кислоты образуется средняя соль (т.е. все гидроксогруппы основания замещаются на кислотный остаток); при недостатке кислоты образуются основные соли:

Al(OH)₃ + HCl  Al(OH)₂Cl + H₂O; Al(OH)₃ + H⁺  Al(OH)₂⁺ + H₂O;

Al(OH)₃ + 2 HCl  AlOHCl₂ + 2 H₂O; Al(OH)₃ + 2 H⁺  AlOH²⁺ + 2 H₂O;

Al(OH)₃ + 3 HCl  Al(OH)₃ + 3 H₂O; Al(OH)₃ + 3 H⁺  Al³⁺ + 3 H₂O .

Очевидно, что если на кислую соль подействовать далее избытком основания, то произойдёт дальнейшая нейтрализация с образованием средней соли и воды: NaH₂PO₄ + 2 NaOH  Na₃PO₄ + 2 H₂O;

H₂PO₄^– + 2 OH^–  PO₄^3– + 3 H₂O;

3 NaH₂PO₄ + 3 Ba(OH)₂  Na₃PO₄ + Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O;

3 H₂PO₄^– + 3 Ba²⁺ + 6 OH^–  PO₄^3– + Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O.

Аналогично, если на основную соль подействовать избытком кислоты, то произойдёт дальнейшая нейтрализация, и образуется средняя соль и вода:

Al(OH)₂Cl + 2 HCl  AlCl₃ + 2 H₂O;

3 Al(OH)₂Cl + 3 H₂SO₄  AlCl₃ + Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O.

Для обеих последних реакций сокращённое ионно-молекулярное уравнение одно и то же: Al(OH)₂⁺ + 2 H⁺  Al³⁺ + 2 H₂O.

Из условия протекания реакций ионного обмена следует, что слабые кислоты могут быть вытеснены из их солей сильными кислотами. Поэтому избыток любой сильной кислоты вытесняет слабую кислоту как из кислой, так и из средней соли: 2 Na₃PO₄ + 3 H₂SO₄  3 Na₂SO₄ + 2 H₃PO₄; PO₄^3– + 3 H⁺  H₃PO₄;

2 Al(H₂PO₄)₃ + 3 H₂SO₄  Al₂(SO₄)₃ + 6 H₃PO₄; H₂PO₄^– + H⁺  H₃PO₄ .

Аналогичным образом, действием избытка щелочи на соли слабых оснований (как средние, так и основные) можно получить соответствующее основание:

Fe₂(SO₄)₃ + 6 NaOH  2 Fe(OH)₃ + 3 Na₂SO₄; Fe³⁺ + 3 OH^–  Fe(OH)₃;

FeOH(NO₃)₂ + 2 NaOH  Fe(OH)₃ + 2 NaNO₃; FeOH²⁺ + 2 OH^–  Fe(OH)₃.

Важно понимать, что наличие среди исходных веществ малорастворимого в воде соединения, газообразного вещества или слабого электролита не означает, что реакция невозможна. Реакция ионного обмена не будет протекать лишь в том случае, если продуктами реакции не являются или осадок, или газ, или слабый электролит. Сказанное можно подтвердить следующими примерами.

CaCO₃↓ + 2 HCl  CaCl₂ + CO₂ + H₂O

CaCO₃↓ + 2 H⁺ + 2 Cl^–  Ca²⁺ + 2 Cl^– + CO₂ + H₂O

CaCO₃↓ + 2 H⁺  Ca²⁺ + CO₂ + H₂O

H₂S + 2 NaOH  Na₂S + 2 H₂O

H₂S + 2 Na⁺ + 2 OH^–  2 Na⁺ + S^2– + 2 H₂O H₂S + 2 OH^–  S^2– + 2 H₂O

NH₄OH (слабое основание) + HCl  NH₄Cl + H₂O

NH₄OH + H⁺ +Cl^–  NH₄⁺ + Cl^– + H₂O NH₄OH + H⁺  NH₄⁺ + H₂O