Уравнения химических реакций неорганических веществ

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):

$2SO_2+O_2<⇄>↖2SO_3$ — 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.

Химические свойства основных классов неорганических соединений

Кислотные оксиды

Кислотный оксид + вода = кислота (исключение — SiO 2 )
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4

Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

Кислотный оксид + основный оксид = соль
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3

Основные оксиды

Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

Основный оксид + кислотный оксид = соль
MgO + CO 2 = MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3

Амфотерные оксиды

Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 [Zn(OH) 4 ])
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Правильнее: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ])

Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
ZnO + CO 2 = ZnCO 3

Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)
ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2 ) 2

Кислоты

Кислота + основный оксид = соль + вода
2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O

Кислота + амфотерный оксид = соль + вода
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

Кислота + основание = соль + вода
H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O

Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O

Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты
2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3

Амфотерные гидроксиды

Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O

Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ]
Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Sn(OH) 4 ]
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Be(OH) 4 ]
Al(OH) 3 + NaOH = Na[Al(OH) 4 ]
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ]

Щелочи

Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O
2NaOH + CO 2 = Na 2 СO 3 + H 2 O

Щелочь + кислота = соль + вода
3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
Bа(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3 ) 2 + 2H 2 O

Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ])

Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 [Zn(OH) 4 ]
NaOH + Al(OH) 3 = Na[Al(OH) 4 ]

Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль
Ca(OH) 2 + Cu(NO 3 ) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3 ) 2
3KOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3KCl

Щелочь + металл (Al, Zn) + вода = соль + водород
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K[Al(OH) 4 ] + 3H 2

Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3 )

Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
Pb(NO 3 ) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl

Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Cu(NO 3 ) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3

Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag
Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.

Возможно, вам также будут интересны другие разделы справочника по химии: