Примеры уравнений реакциям неорганической химии

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):

$2SO_2+O_2<⇄>↖2SO_3$ — из простого и сложного веществ образуется одно сложное;

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):

$2HgO<→>↖2Hg+O_2↑$ — из одного сложного вещества образуются два простых;

2) разложение нитрата калия:

$2KNO_3<→>↖2KNO_2+O_2↑$ — из одного сложного вещества образуются одно простое и одно сложное;

3) разложение перманганата калия:

$2KMnO_4<→>↖K_2MnO_4+MnO_2+O_2↑$ — из одного сложного вещества образуются два сложных и одно простое, т.е. три новых вещества.

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.

Примеры уравнений реакциям неорганической химии

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 реакций

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

• Соединения

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Это те химические реакции, в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов, входящих в состав исходных веществ. ОВР подразделяются на:

Межмолекулярные — атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных молекул. Примеры:

Внутримолекулярные — атомы окислителя и восстановителя в составе одного сложного вещества. Примеры:

Диспропорционирование — один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

От обилия информации можно запутаться. Я рекомендую сформулировать четко: «Окислитель — понижает СО, восстановитель — повышает СО». Запомнив эту информацию таким образом, вы не будете путаться.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».

Обратимые и необратимые реакции

Обратимые реакции — такие химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях: прямом и обратном. При записи реакции в таких случаях вместо знака «=» ставят знак обратимости «⇆».

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Иногда сложно бывает отличить обратимую реакцию от необратимой, однако я дам несколько советов, которые советую взять на вооружение. В результате необратимых реакций:

• Образуются малодиссоциирующие вещества (например — вода, однако есть исключения — реакция этерификации)
• Реакция сопровождается выделение большого количества тепла
• В ходе реакции образуется газ или выпадает осадок

Примеры необратимых реакций:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (образуется вода)

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.

Все реакции можно разделить на гетеро- и гомогенные. Гетерогенные реакции (греч. heterogenes — разнородный) — реакции, протекающие на границе раздела фаз, в неоднородной среде. Скорость таких реакций зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

Гомогенные реакции (греч. homogenes — однородный) — реакции, протекающие между веществами, находящимися в одной фазе.

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

Реакции и их тепловой эффект

Все реакции можно разделить на те, в ходе которых тепло поглощается, или, наоборот, тепло выделяется. Представьте пробирку, охлаждающуюся или нагревающуюся в вашей руке — это и есть тот самый тепловой эффект. Иногда тепла выделяется так много, что реакции сопровождаются воспламенением или взрывом (натрий с водой).

Экзотермические реакции (греч. exo — вне) — химические реакции, сопровождающиеся потерей энергии системой и выделением тепла (той самой энергии) во внешнюю среду. При написании химических реакций в конце экзотермических ставят «+ Q» (Q — тепло), иногда бывает указано точное количество выделяющегося тепла. Например:

2Mg + O₂ = 2MgO + Q

NaOH + HCl = NaCl + H₂O + 56 кДж

К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.