Неорганическая химия примеры уравнения реакций
1. Основные классы неорганических соединений
Оксиды – сложные вещества, состоящие из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента.
Номенклатура: Fe2O3 – оксид железа(III), Cl2O – оксид хлора(I).
Несолеобразующие (безразличные) оксиды: CO, SiO, NO, N2O.
основные – оксиды металлов в степени окисления +1, +2,
амфотерные – оксиды металлов в степени окисления +2, +3, +4,
кислотные – оксиды металлов в степени окисления +5, +6, +7 и
оксиды неметаллов в степени окисления +1 – +7.
Горение простых веществ:
Горение (обжиг) сложных веществ:
Разложение сложных веществ:
Химические свойства оксидов
Основным оксидам (Na2O, CaO, CuO, FeO) соответствуют основания.
СаО + Н2O = Са(OH)2 (растворимы оксиды металлов IA– и IIА-групп, кроме Be, Mg)
CuO + Н2O ? (оксиды остальных металлов нерастворимы)
SO2 + Н2O = H2SO3 (кислотные оксиды, кроме SiO2, растворимы в воде)
Амфотерным оксидам (ZnO, Al2O3, Cr2O3, ВеО, РЬО) соответствуют амфотерные гидроксиды.
ZnO + H2O ? (амфотерные оксиды нерастворимы в воде)
ZnO + 2NaOH >t> Na2ZnO2 + Н2O (при нагревании или сплавлении)
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] (в разбавленном растворе)
Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксиль-ных групп; основания – электролиты, образующие при диссоциации в качестве анионов только анионы гидроксила.
Номенклатура: Fe(OH)3 – гидроксид железа(III).
– растворимые (щелочи) NaOH, KOH;
– однокислотные NaOH, KOH;
Получение нерастворимых и амфотер-ных оснований:
NaOH > Na + + OH? (? = 1, фенолфталеин – красный)
NaOH + HCl = NaCl + H2O (реакция нейтрализации)
Свойства нерастворимых оснований:
Fe(OH)2 — FeOH + + OH? (? + — Fe 2+ + OH? (? t> FeO + H2O
Свойства амфотерных оснований:
Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка; кислоты – электролиты, образующие при диссоциации в качестве катионов только катионы водорода.
Номенклатура кислот и кислотных остатков:
Классификация кислот:
Химические свойства кислот
HCl > H + + CI? (? =1) (лакмус – красный)
HCO3? — H + + CO3 2- (? MgOH + + CI? (? = 1)
MgOH + — Mg 2+ + OH? (? Na + + Н + + SO4? (? = 1)
CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (Fe до Cu в ряду напряжений)
Pb + ZnCl2 ? (Pb после Zn в ряду напряжений)
Разложение некоторых солей при нагревании
CaCO3 >t> CaO + CO2 (роме устойчивых карбонатов щелочных металлов)
2NaNO3 >t> 2NaNO2 + O2 (металл до Mg в ряду напряжений)
2Pb(NO3)2 >t> 2РbO + 4NO2 + O2 (металл от Mg до Cu в ряду напряжений)
2AgNO3 >t> 2Ag + 2NO2 + O2 (металл после Cu в ряду напряжений)
NH4Cl >t> NH3 + HCl (при охлаждении идет в противоположном направлении)
4KClO3 >400 °C> KCl + 3KClO4
Связь между классами соединений
Металл — основный оксид — основание — соль
Неметалл — кислотный оксид — кислота — соль
Атомы этих элементов имеют электронную формулу ns 1 . Они являются сильными восстановителями. Их активность растет от лития к цезию. Для них характерна степень окисления +1. В природе щелочные металлы находятся в виде хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т. д.
Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э2, например Na2.
2.1. Получение и химические свойства щелочных металлов
2NaCl >электролиз расплава> 2Na + Cl2
KCl + Na >800?С> К + NaCl
Горение в кислороде
Реакции с другими неметаллами
Реакции с водой и разбавленными кислотами
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2^
2.2. Получение и химические свойства соединений щелочных металлов
Оксиды. Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами.
Гидроксиды. Гидроксиды щелочных металлов – растворимые основания, щелочи. Их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.
NaOH > Na + + OH? (? ? 1)
Гидриды. Гидриды щелочных металлов – восстановители.
NaH + HCl = NaCl + H2
Пероксиды и надпероксиды. Являются окислителями.
Соли. Хорошо растворяются в воде. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия – в желтый цвет, соли калия – в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.
Элементы IIА-группы имеют электронную формулу ns 2 . Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активными, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность II. Щелочноземельные металлы: Са, Sr, Ba, Ra. В природе элементы IIА-группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Элементы IIА-группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.
3.1. Получение и химические свойства простых веществ
Элементы IIА-группы – менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Са, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:
3.2. Получение и химические свойства соединений
Оксид бериллия – амфотерный оксид. Оксид магния – нерастворимый основный оксид. Оксид кальция – растворимый основный оксид.
Гидроксид бериллия – амфотерное основание. Гидроксид магния – нерастворимое основание. Гидроксиды щелочноземельных металлов – щелочи.
Имеют восстановительные свойства.
Содержание ионов Са 2+ и Mg 2+ обуславливает жесткость воды: временную, если есть гидрокарбонаты Са и Mg, и постоянную, если в воде есть хлориды или сульфаты Са и Mg.
Элементы IIIА-группы имеют электронную формулу ns 2 np 1 . Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3 и валентность III. В группе сверху вниз возрастают металлические свойства элементов, увеличиваются восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства.
Соединения Тl 3+ являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Тl + .
4.1. Химические свойства бора и его соединений
4.2. Химические свойства алюминия и его соединений
4Al + 3O2 = 2Al2O3 (металл покрыт оксидной пленкой)
2Al + 6Н2O = 2Al(OH)3 + ЗН2 (без оксидной пленки)
Оксид алюминия – амфотерный оксид
Гидроксид алюминия – амфотерный гидроксид.
Соли алюминия гидролизуются. Некоторые из них (Al2S3, Al2(CO3)3) полностью разлагаются водой.
Элементы IVA-группы имеют электронную формулу ns 2 np 2 . Углерод и кремний являются неметаллами, германий, олово, свинец – металлами. Для элементов характерны степени окисления +4, +2, 0, -4 и валентность IV. В возбужденном состоянии атомы имеют конфигурацию ns 1 np s , в этом состоянии для них характерна sp 3 -гибридизация.
5.1. Свойства углерода и его соединений
Характерные степени окисления углерода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
С + CuO >t> Cu + CO
Свойства оксида углерода (II) – угарного газа
CO + NaOH >t, p> HCOONa
Свойства оксида углерода(IV) – углекислого газа
Свойства карбонатов и гидрокарбонатов
5.2. Получение и свойства кремния и его соединений
SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2Н2O (самовоспламенение на воздухе)
Кремниевая кислота и силикаты. Кремниевая кислота имеет полимерное строение и состав xSiO2 • yH2O. H2SiO3 – условная формула, такого соединения не выделено.
5.3. Получение и свойства соединений олова и свинца
Гидроксиды олова и свинца имеют амфо-терные свойства. При этом в степени окисления элемента +2 в гидроксидах преобладают основные свойства, а в степени окисления +4 – кислотные. Соединения Sn 2+ имеют восстановительные свойства, а соединения РЬ 4+ – окислительные:
Элементы VA-группы имеют электронную формулу ns 2 np s . Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, висмут и сурьма имеют металлические свойства. Наиболее характерные степени окисления: +5, +3, 0, -3. Оксиды Э2O5 имеют кислотные свойства, свойства оксидов Э2O3: кислотные – для N и Р, амфотерные – для As и Sb, основные – для Bi.
6.1. Получение и свойства азота и его соединений
Характерные степени окисления азота, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
HNO3(конц.) пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.
2KNO3 >t> 2KNO2 + O2 (металлы до Mg в ряду напряжений)
2AgNO3 >t> 2Ag + 2NO2 + O2 (металлы после Cu в ряду напряжений)
6.2. Получение и свойства фосфора и его соединений
Простое вещество (Р4 – белый фосфор, Р – красный фосфор)
VIA-группу образуют четыре неметалла: кислород, сера, селен, теллур, называемые халькогенами, и радиоактивный металл полоний. Атомы элементов VIA-группы имеют электронную формулу ns 2 np 4 . Для них характерны степени окисления -2, 0, +4, +6. У атома кислорода отсутствуют 2d-орбитали, поэтому его валентность равна двум. Наличие d-орбиталей у атомов других элементов позволяет им иметь валентности два, четыре или шесть.
7.1. Кислород и его соединения
Кислород – самый распространенный элемент земной коры. Кислород представляет собой газ без цвета, без вкуса, без запаха. Возможные степени окисления кислорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Получение и свойства кислорода
Кислород может быть получен при сжижении и разделении воздуха.
Получение и свойства озона O3
Свойства пероксида водорода
7.2. Сера и ее соединения
Характерные степени окисления серы, соответствующие им электронные формулы, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Чистая сера – хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета. Сера имеет несколько модификаций: ромбоэдрическую и призматическую, также пластическую (аморфную). Аллотропия серы обусловлена различной структурой кристаллов, построенных из восьмиатомных молекул S8. В расплаве серы существуют молекулы S8, S6, в парах серы – молекулы S6, S4, S2.
Получение и свойства серы
Получение и свойства соединений серы (-2)
H2S — H + + HS? — 2H + + S 2-
Получение и свойства соединений серы (+4)
Получение и свойства соединений серы (+6)
Концентрированная серная кислота пассивирует на холоду Al, Fe, Cr.
Атомы галогенов, образующих VIIA-группу, имеют электронную конфигурацию ns 2 np 5 . Все галогены являются активными неметаллами, окислителями. Их активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I > At. Характерные степени окисления галогенов: -1, 0, +1, +3, +5, +7. Однако у фтора, наиболее активного неметалла, есть лишь степени окисления -1 и 0. F2 и Cl2 – газы, Br2 – жидкость, I2 – твердое вещество. С увеличением радиуса атомов галогенов растет объем их атомов и молекул, а также их поляризуемость. Это приводит к увеличению сил межмолекулярного взаимодействия (сил Ван дер Ваальса) и повышению температур плавления и кипения простых веществ.
HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде образуют кислоты (HF – слабую, HCl, HBr и HI – сильные). В HF имеются сильные водородные связи. В ряду HCl – HBr – HI сила кислот несколько увеличивается в связи с увеличением поляризуемости молекул, пропорциональной их объему.
Электронная формула атома водорода 1s 1 . С галогенами его объединяет способность принимать один электрон и образовывать стабильную электронную оболочку 1s 2 . Поэтому часто водород располагают вместе с галогенами в VIIA-группе.
8.1. Водород и его соединения
Водород – наиболее распространенный элемент во Вселенной. Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Возможные степени окисления водорода, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличии от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те.
Кислород в молекуле воды находится в состоянии sp 3 -гибридизации, две связи О—Н и две неподеленные пары кислорода располагаются тетраэдрически, угол между связями О—Н равен 104,5°, поэтому молекула воды полярная. Вода является хорошим растворителем для веществ с ионными или полярными связями.
8.3. Фтор и его соединения
Фтор является наиболее активным неметаллом, сильным окислителем.
8.4. Хлор и его соединения
Хлор – тяжелый газ желто-зеленого цвета, с резким запахом.
2NaCl + 2Н2O >электролиз раствора> Н2 + Cl2 + 2NaOH
Cl2 + Н2O = HCl + HClO (реакция диспропорционирования)
HClO = HCl + О (атомарный кислород – окислитель)
Смесь CaCl2 и Са(ClO)2 – хлорная, или белильная, известь.
KClO3 – хлорат калия, или бертолетова соль.
Сила кислот растет в ряду:
8.5. Бром, иод и их соединения
Бром – темно-бурая жидкость с резким запахом, а иод – кристаллическое вещество темного цвета. Изменение фазового состояния галогенов обусловлено увеличением межмолекулярного – дисперсионного взаимодействия, связанного с увеличением размеров и поляризуемости молекул галогенов в ряду хлор > бром > иод.
В атомах d-элементов (переходных элементов) заполняется электронами d-под-уровень предвнешнего уровня. На внешнем уровне атомы d-элеметов имеют, как правило, два s-электрона. Близость строения валентных уровней атомов переходных элементов определяет их общие свойства. Все они являются металлами, имеют высокую прочность, твердость, высокую электро– и теплопроводность. Многие из них электроположительны и растворяются в минеральных кислотах, однако среди них есть металлы, не взаимодействующие обычным способом с кислотами. Большинство переходных металлов имеют переменную валентность. Максимальная валентность, как и максимальная степень окисления, как правило, равно номеру группы, в которой находится данный элемент.
9.1. Хром и его соединения
Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета. Электронная формула атома хрома 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 .
Характерные степени окисления хрома, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Получение и свойства хрома
FeO • Cr2O3 + 4CO >t> Fe + 2Cr + 4CO2 (Fe + 2Cr) – феррохром
Хром пассивируется на холоду концентрированными азотной и серной кислотами.
Свойства соединений хрома (+2) и хрома (+3)
Гидроксид хрома(II) сразу окисляется кислородом воздуха.
Свойства соединений хрома (+6)
Желтый раствор хромата калия устойчив в щелочной среде, оранжевый раствор дихромата калия – в кислой среде.
Дихромат калия – окислитель в кислой среде.
9.2. Марганец и его соединения
Марганец – серебристо-белый твердый и хрупкий металл. Характерные степени окисления марганца, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Получение и свойства марганца
FeO • Mn2O3 + 4CO >t> Fe + 2Mn + 4CO2 (Fe + 2Mn) – ферромарганец
Свойства соединений марганца (+2)
Свойства соединений марганца (+4)
MnO2 – устойчивый амфотерный оксид, сильный окислитель.
Свойства соединений марганца (+6)
Соединения устойчивы лишь в сильнощелочной среде.
Свойства соединений марганца (+7)
Сильные окислители в кислой среде.
9.3. Железо и его соединения
Железо является вторым после алюминия металлом по распространенности в природе. Характерные степени окисления железа, электронные формулы соответствующих ионов, химические свойства и примеры соединений приведены в таблице.
Соединения железа (+8) малохарактерны.
Получение и свойства железа
4Fe + 3O2 + 2Н2O = 4FeO(OH)v (коррозия на воздухе)
Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют железо на холоду. При нагревании реакция идет.
Свойства соединений железа (+2)
Гидроксид железа(II) сразу окисляется кислородом воздуха.
Свойства соединений железа (+3)
Fe(OH)3v + NaOH ? не идет в разбавленном растворе
Свойства соединений железа (+6)
Феррат калия – окислитель.
9.4. Медь и ее соединения
Медь – мягкий красный металл, хорошо проводит теплоту и электрический ток.
Получение и свойства меди
Свойства соединений меди(I)
Свойства соединений меди(II)
Cu(OH)2v + NaOH ? не идет в растворе
Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
Теория к заданию 19 из ЕГЭ по химии
Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
Химические реакции, или химические явления, — это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и (или) строению.
При химических реакциях обязательно происходит изменение веществ, при котором рвутся старые и образуются новые связи между атомами.
Химические реакции следует отличать от ядерных реакций. В результате химической реакции общее число атомов каждого химического элемента и его изотопный состав не меняются. Иное дело ядерные реакции — процессы превращения атомных ядер в результате их взаимодействия с другими ядрами или элементарными частицами, например, превращение алюминия в магний:
Классификация химических реакций многопланова, т.е. в ее основу могут быть положены различные признаки. Но под любой из таких признаков могут быть отнесены реакции как между неорганическими, так и между органическими веществами.
Рассмотрим классификацию химических реакций по различным признакам.
Классификация химических реакций по числу и составу реагирующих веществ. Реакции, идущие без изменения состава вещества
В неорганической химии к таким реакциям можно отнести процессы получения аллотропных модификаций одного химического элемента, например:
В органической химии к этому типу реакций могут быть отнесены реакции изомеризации, которые идут без изменения не только качественного, но и количественного состава молекул веществ, например:
1. Изомеризация алканов.
Реакция изомеризации алканов имеет большое практическое значение, т.к. углеводороды изостроения обладают меньшей способностью к детонации.
2. Изомеризация алкенов.
3. Изомеризация алкинов (реакция А. Е. Фаворского).
4. Изомеризация галогеналканов (А. Е. Фаворский).
5. Изомеризация цианата аммония при нагревании.
Впервые мочевина была синтезирована Ф. Велером в 1882 г. изомеризацией цианата аммония при нагревании.
Реакции, идущие с изменением состава вещества
Можно выделить четыре типа таких реакций: соединения, разложения, замещения и обмена.
1. Реакции соединения — это такие реакции, при которых из двух и более веществ образуется одно сложное вещество.
В неорганической химии все многообразие реакций соединения можно рассмотреть на примере реакций получения серной кислоты из серы:
1) получение оксида серы (IV):
$S+O_2=SO_2$ — из двух простых веществ образуется одно сложное;
2) получение оксида серы (VI):
$2SO_2+O_2<⇄>↖
3) получение серной кислоты:
$SO_3+H_2O=H_2SO_4$ — из двух сложных веществ образуется одно сложное.
Примером реакции соединения, при которой одно сложное вещество образуется из более чем двух исходных, может служить заключительная стадия получения азотной кислоты:
В органической химии реакции соединения принято называть реакциями присоединения. Все многообразие таких реакций можно рассмотреть на примере блока реакций, характеризующих свойства непредельных веществ, например этилена:
1) реакция гидрирования — присоединение водорода:
2) реакция гидратации — присоединение воды:
3) реакция полимеризации:
2. Реакции разложения — это такие реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.
В неорганической химии все многообразие таких реакций можно рассмотреть на примере блока реакций получения кислорода лабораторными способами:
1) разложение оксида ртути (II):
$2HgO<→>↖
2) разложение нитрата калия:
$2KNO_3<→>↖
3) разложение перманганата калия:
$2KMnO_4<→>↖
В органической химии реакции разложения можно рассмотреть на примере блока реакций получения этилена в лаборатории и промышленности:
1) реакция дегидратации (отщепления воды) этанола:
2) реакция дегидрирования (отщепления водорода) этана:
3) реакция крекинга (расщепления) пропана:
3. Реакции замещения — это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-либо элемента в сложном веществе.
В неорганической химии примером таких процессов может служить блок реакций, характеризующих свойства, например, металлов:
1) взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
2) взаимодействие металлов с кислотами в растворе:
3) взаимодействие металлов с солями в растворе:
Предметом изучения органической химии являются не простые вещества, а только соединения. Поэтому как пример реакции замещения приведем наиболее характерное свойство предельных соединений, в частности метана, — способность его атомов водорода замещаться на атомы галогена:
Другой пример — бромирование ароматического соединения (бензола, толуола, анилина):
Обратим внимание на особенность реакций замещения у органических веществ: в результате таких реакций образуются не простое и сложное вещества, как в неорганической химии, а два сложных вещества.
В органической химии к реакциям замещения относят и некоторые реакции между двумя сложными веществами, например, нитрование бензола:
Она формально является реакцией обмена. То, что это реакция замещения, становится понятным только при рассмотрении ее механизма.
4. Реакции обмена — это такие реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.
Эти реакции характеризуют свойства электролитов и в растворах протекают по правилу Бертолле, т.е. только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (например, $Н_2О$).
В неорганической химии это может быть блок реакций, характеризующих, например, свойства щелочей:
1) реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды:
или в ионном виде:
2) реакция между щелочью и солью, идущая с образованием газа:
или в ионном виде:
3) реакция между щелочью и солью, идущая с образованием осадка:
или в ионном виде:
В органической химии можно рассмотреть блок реакций, характеризующих, например, свойства уксусной кислоты:
1) реакция, идущая с образованием слабого электролита — $H_2O$:
2) реакция, идущая с образованием газа:
3) реакция, идущая с образованием осадка:
Классификация химических реакций по изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества
Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов, или окислительно-восстановительные реакции.
К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции соединения и разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество, например:
Как вы помните, сложные окислительно-восстановительные реакции составляются с помощью метода электронного баланса:
В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов:
1. Альдегиды восстанавливаются в соответствующие спирты:
2. Альдегиды окисляются в соответствующие кислоты:
Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов.
К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также:
- многие реакции соединения:
- многие реакции разложения:
Классификация химических реакций по тепловому эффекту
По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.
Эти реакции протекают с выделением энергии.
К ним относятся почти все реакции соединения. Редкое исключение составляют эндотермические реакции синтеза оксида азота (II) из азота и кислорода и реакция газообразного водорода с твердым иодом:
Экзотермические реакции, которые протекают с выделением света, относят к реакциям горения, например:
Гидрирование этилена — пример экзотермической реакции:
Она идет при комнатной температуре.
Эндотермические реакции
Эти реакции протекают с поглощением энергии.
Очевидно, что к ним относятся почти все реакции разложения, например:
а) обжиг известняка:
б) крекинг бутана:
Количество выделенной или поглощенной в результате реакции энергии называют тепловым эффектом реакции, а уравнение химической реакции с указанием этого эффекта называют термохимическим уравнением, например:
Классификация химических реакций по агрегатному состоянию реагирующих веществ (фазовому составу)
Это реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях (в разных фазах):
Это реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (в одной фазе):
Классификация химических реакций по участию катализатора
Некаталитические реакции идут без участия катализатора:
Каталитические реакции идут с участием катализатора:
Так как все биологические реакции, протекающие в клетках живых организмов, идут с участием особых биологических катализаторов белковой природы — ферментов, все они относятся к каталитическим или, точнее, ферментативным.
Следует отметить, что более $70%$ химических производств используют катализаторы.
Классификация химических реакций по направлению
Необратимые реакции протекают в данных условиях только в од ном направлении.
К ним можно отнести все реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (воды), и все реакции горения.
Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях.
Таких реакций подавляющее большинство.
В органической химии признак обратимости отражают названия-антонимы процессов:
- гедрирование — дегидрирование;
- гидратация — дегидратация;
- полимеризация — деполимеризация.
Обратимы все реакции этерификации (противоположный процесс, как вы знаете, носит название гидролиза) и гидролиза белков, сложных эфиров, углеводов, полинуклеотидов. Обратимость лежит в основе важнейшего процесса в живом организме — обмена веществ.
Неорганическая химия — задачи с решением и примерами
Прежде чем изучать примеры решения задач, нужно знать теорию, поэтому для вас я подготовила очень краткую теорию и примеры решения задач.
Если что-то непонятно — вы всегда можете написать мне в WhatsApp и я вам помогу!
Неорганическая химия
Неорганическая химия — раздел химии, связанный с изучением строения, реакционной способности и свойств всех химических элементов и их неорганических соединений. Эта область охватывает все химические соединения, за исключением органических веществ (класса соединений, в которые входит углерод, за исключением нескольких простейших соединений, обычно относящихся к неорганическим). Различия между органическими и неорганическими соединениями, содержащими углерод, являются по некоторым представлениям произвольными. wikipedia.org/wiki/Неорганическая_химия
Неорганическая химия изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений). Обеспечивает создание материалов новейшей техники. Число известных на 2013 г. неорганических веществ приближается к 500 тысячам. Теоретическим фундаментом неорганической химии является периодический закон и основанная на нём периодическая система Д. И. Менделеева. Важнейшая задача неорганической химии состоит в разработке и научном обосновании способов создания новых материалов с нужными для современной техники свойствами.
Основные классы неорганических соединений
Классификация неорганических веществ (рис.1)
Связь между классами неорганических веществ
Связь между классами неорганических веществ, т.е. способы превращения одного вещества в другое вещество, даны в подразд. 1.2-1.7. Все эти взаимосвязи между классами соединений обобщены на рис.2.
Зная взаимосвязь классов неорганических соединений, можно осуществлять цепочки превращений, например:
1. Известно, что металлы окисляются кислородом воздуха, для алюминия эта реакция протекает при нагревании:
2. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:
3. При действии щелочи на соль образуется нерастворимое основание, в данном случае оно амфотерное:
4. Амфотерные основания реагируют со щелочами, образуя соль:
5. Многокислотные основания, взаимодействуя с недостатком кислоты, образуют основные соли:
6. Основные соли при действии на них избытка кислоты переходят в нормальные соли:
Дополнительная теория:
Задачи с решениями
Возможно эти страницы вам будут полезны:
Образовательный сайт для студентов и школьников
Копирование материалов сайта возможно только с указанием активной ссылки «www.lfirmal.com» в качестве источника.
© Фирмаль Людмила Анатольевна — официальный сайт преподавателя математического факультета Дальневосточного государственного физико-технического института
http://examer.ru/ege_po_himii/teoriya/klassifikaciya_ximicheskix_reakcij_v
http://lfirmal.com/reshenie-zadach-po-neorganicheskoy-himii/