Типы и признаки реакций
учебно-методический материал по химии (8 класс)

Химические реакции и химические уравнения

Вещества вступают между собой во взаимодействие, в результате чего образуются новые вещества. Такие процессы называются химическими реакциями. К ним относятся сгорание топлива, коррозия металлов, фотосинтез и многие-многие другие процессы. Каждой химической реакции соответствует химическое уравнение – условная запись химической реакции с использованием химических формул и коэффициентов:

2Mg + O2 = 2MgO

Из уравнения видно, что магний взаимодействует с кислородом и образует оксид магния – это качественная информация. Количественная информация – 2 моль атомов магния (48 г) взаимодействует с 1 моль кислорода (32 г) с образованием 2 моль оксида магния (80 г). Эта информация основана на законе сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, А. Лавуазье): “Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в ходе реакции”. С помощью этого закона проводят расчеты по уравнениям химических реакций.

Реакции могут протекать самопроизвольно или при определённых условиях:

- нагревании веществ;

- облучении светом или ультрафиолетом;

- механическом воздействии на систему (измельчение);

- повышенных давлении и температуре;

- воздействии электрического тока;

- применении катализатора – вещества, ускоряющего скорость реакции.

В таких случаях над стрелкой или над знаком равенства в уравнениях указывают эти условия:

Если в ходе реакции выделяется (или поглощается) теплота, это отображается в уравнении химической реакции символом +Q или –Q:

+Q – теплота выделяется, реакция ЭКЗОтермическая;

-Q – теплота поглощается, реакция ЭНДОтермическая.

Уравнение химической реакции с указанием теплового эффекта называется термохимическим уравнением:

CaCO3 = CaO + CO2 –Q

H2 + Cl2 = 2HCl + 184 кДж

Тепловой эффект указывается как –Q, +Q, - кДж, + кДж.

Как определить, прошла химическая реакция или нет? О протекании реакции судят по признакам реакции:

- выделение энергии (в виде света или тепла);

- изменение окраски;

- выделение газа;

- образование осадка;

- появление запаха.

Так, при взаимодействии медного купороса и щелочи :

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

выпадает синий осадок гидроксида меди (II).

Классификация химических реакций

Между веществами возможны миллиарды различных химических реакций. Чтобы не потеряться в этом многообразии, удобно классифицировать их по различным признакам.

Классификация по числу и составу исходных веществ (реагентов) и конечных веществ (продуктов)

В ходе реакций соединения из нескольких простых веществ образуется ОДНО более сложное вещество. В основном, такие реакции – экзотермические (-Q) и протекают с изменением степеней окисления элементов.

Реакции разложения – реакции, в ходе которых из ОДНОГО сложного вещества образуются несколько менее сложных или простых. В основном, такие реакции являются эндотермическими (-Q), так как для протекания реакции необходимо поглощение энергии в виде теплоты. Протекают также с изменением степеней окисления.

Реакцией замещения называется взаимодействие простого и сложного вещества, в ходе которого атомы простого вещества замещают атомы в составе сложного. Практически все реакции замещения сопровождаются изменением степеней окисления.

Реакциями обмена принято называть реакции между двумя сложными веществами, в результате которых образуются два новых сложных вещества. В отличие от реакций замещения, реакции обмена протекают без изменения степеней окисления. Реакции обмена – самая распространённая группа реакций.

Классификация реакций по изменению степеней окисления ХЭ

Такие реакции называются окислительно-восстановительными (ОВР). ОВР распространены как в живой природе, так и в промышленной химии: горение дров, процессы дыхания и фотосинтеза, скисание молока, производство медикаментов, выплавка металлов и др.

Классификация реакций по тепловому эффекту

+Q – теплота выделяется, реакция ЭКЗОтермическая;

-Q – теплота поглощается, реакция ЭНДОтермическая.

Примерами экзотермических реакций являются практически все реакции соединения, горение веществ, взаимодействие щелочных Ме (Ме I А группы) с водой, реакции нейтрализации (взаимодействие сильной кислоты со щелочью), взаимодействие активных Ме с кислотами.

Как правило, эндотермические реакции – это реакции разложения, но здесь есть и свои исключения. Так, например, реакции взаимодействия азота и кислорода, а также водорода и йода – реакции соединения – являются эндотермическими:

H2 + I2 = 2HI –Q

N2 + O2 = 2NO –Q

А вот реакции разложения перманганатов или хлоратов – реакции экзотермические:

2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2↓ + O2↑ +Q

2KClO3 = 2KCl + 3O2↑ +Q

Классификация по признаку обратимости

Реакции бывают обратимыми – протекают и в одну, и в другую сторону, и необратимыми – протекают только в одну сторону, при этом образуется осадок, газ или вода:

3H2 + N2 ↔ 2NH3 – обратимая

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 – необратимая

Классификация по фазовым признакам

В зависимости от агрегатного состояния веществ, вступающих во взаимодействие, реакции бывают гомогенные (вещества находятся в одном и том же агрегатных состояниях) и гетерогенные (у веществ – разные агрегатные состояния):

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑ - гетерогенная

                           Тв.        Ж.       Ж.       Г.

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + H2O – гомогенная

                          Ж.           Ж.           Ж.           Ж.

По необходимости использовать катализатор реакции делятся на каталитические и некаталитические. Катализатор – вещество, которое увеличивает скорость химической реакции, но сам при это не расходуется.

Примеры каталитических реакций:

3H2 + N2 ↔ 2NH3 (kt – порошковое Fe)

2H2O2 = O2↑ + 2H2O (kt – MnO2)

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (kt – платина Pt)

2SO2 + O2 ↔ 2SO3 ( kt – V2O5)

2KClO3 = 2KCl + 3O2↑ (kt – MnO2)

CO + H2 ↔ CH3OH