Лекция 2 Типы химических реакций

1. Типы химических реакций. Электролитическая диссоциация и ионный обмен.

ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ И
ИОННЫЙ ОБМЕН.

2. Классификация и типы химических реакций с участием неорганических веществ.

КЛАССИФИКАЦИЯ И ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ С
УЧАСТИЕМ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ.
Химическая реакция - процесс превращения исходных веществ (реагентов)
в конечные вещества (продукты).
Признаками протекания химических реакций являются: изменение цвета, выделение газа,
выпадение осадка, появление запаха, выделение или поглощение энергии
Химические реакции можно классифицировать по различным признакам, например:
✓по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции;
✓по агрегатному состоянию;
✓по тепловому эффекту;
✓по изменению степени окисления;
✓по наличию или отсутствию катализатора;
✓по признаку обратимости.

3.

Реакции замещения — реакции между простым и сложным веществами, протекающие с
образованием двух новых веществ — простого и сложного. В реакциях замещения атомы простого
вещества замещают атомы одного из химических элементов в сложном веществе
Реакции разложения — реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуются два
и несколько новых веществ
Реакции обмена — реакции, в результате которых два сложных вещества обмениваются атомами
или группами атомов
Реакции соединения — реакции, в результате которых из нескольких исходных веществ образуется
одно сложное вещество

4.

По тепловому эффекту различают:
Экзотермические реакции - реакции,
протекающие с выделением тепла.
Типичные экзотермические реакции — это
реакции горения. Также к экзотермическим
реакциям относятся реакции нейтрализации
и многие реакции соединения.
Эндотермические реакции - реакции,
протекающие с поглощением тепла.
Примерами эндотермических реакций
являются реакции разложения, протекание
которых происходит при нагревании.

5.

По изменению степени окисления атомов химических элементов: окислительновосстановительные реакции.
Окислительно-восстановительные реакции - реакции, в которых
изменяются степени окисления некоторых элементов. Окисление всегда
сопровождается восстановлением и наоборот.
Окисление - процесс потери электронов, сопровождающийся увеличением степени
окисления. Восстановление - процесс присоединения электронов, сопровождающийся
уменьшением степени окисления. Окислитель - элемент, принимающий электроны.
Восстановитель - элемент, отдающий электроны.

6.

7.

8. Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях методом электронного баланса

РАССТАНОВКА КОЭФФИЦИЕНТОВ В ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЯХ МЕТОДОМ
ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА
Сущность метода электронного баланса заключается в том,
что в окислительно-восстановительных реакциях число
электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу
электронов, принимаемых окислителем, т. е. соблюдается
электронный баланс.
Разберем примеры:
H2S + 02 = SO2 + H2O
Cu + HNO3(разб) = Cu(No3)2 + NO + H2O

9.

10.

11. Окислительно-восстановительные реакции в природе, производственных процессах и жизнедеятельности организмов.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ В
ПРИРОДЕ, ПРОИЗВОДСТВЕННЫХ ПРОЦЕССАХ И
ЖИЗНЕДЕЯТЕЛЬНОСТИ ОРГАНИЗМОВ.
Окислительно-восстановительные процессы распространены в природе. К ним
относятся:
❖Фотосинтез. Зелёные растения, водоросли и цианобактерии преобразуют энергию света в химическую
энергию, окисляя воду (с выделением кислорода) и восстанавливая углекислый газ.
❖Дыхание. У животных и растений органические вещества окисляются с потреблением кислорода,
высвобождая энергию.
❖Круговорот веществ. ОВР обеспечивают миграцию элементов в почве, воде и атмосфере. Например,
нитрификация (окисление аммиака до нитратов) и денитрификация (восстановление нитратов до
газообразных оксидов азота) — важные этапы азотного цикла.
❖Гниение и брожение. Эти процессы разложения органических остатков также основаны на ОВР,
осуществляемых микроорганизмами.
❖Коррозия металлов. Окисление железа (образование ржавчины) — классический пример
самопроизвольного ОВР.
❖Образование полезных ископаемых. Например, образование руд металлов связано с
восстановлением их оксидов.

12.

Промышленность активно использует ОВР для получения ценных веществ и
материалов:
▪Металлургия. Восстановление металлов из руд (например, выплавка железа
из железной руды).
▪Химическая промышленность. Производство азотной кислоты (окисление
аммиака), серной кислоты (восстановление сернистого газа), щелочей,
аммиака по методу Габера.
▪Энергетика. Сгорание топлива (природного газа, угля, нефти) — это ОВР с
выделением тепла.
▪Электрохимия. Работа гальванических элементов, аккумуляторов и
топливных элементов основана на ОВР, где химическая энергия преобразуется
в электрическую.
▪Электролиз. Процесс, при котором на электродах выделяются вещества
вследствие ОВР на границе электрода и электролита.

13.

В живых системах ОВР — это основа энергетического обмена и множества
специализированных процессов:
*Клеточное дыхание. Последовательное окисление органических субстратов (глюкозы,
жирных кислот, аминокислот) с переносом электронов через цепь переносчиков на
молекулярный кислород с образованием воды и запасанием энергии в форме АТФ.
*Фотосинтез у растений.
*Брожение. Анаэробный процесс (без участия кислорода), при котором органические
соединения служат и окислителями, и восстановителями. Например, спиртовое брожение
глюкозы до этанола и углекислого газа (осуществляется дрожжами) или молочнокислое
брожение с образованием молочной кислоты (молочнокислые бактерии).
*Метаболизм и сигнальные пути. ОВР участвуют не только в энергетике, но и в регуляции
клеточных процессов. Активные формы кислорода (АФК) выступают как вторичные
мессенджеры, передающие сигналы внутри клетки.
*Антиоксидантная защита. В организме существуют специальные системы (ферменты,
низкомолекулярные антиоксиданты), которые нейтрализуют опасные свободные радикалы
— высокореактивные формы кислорода.

14. Теория электролитической диссоциации. Ионы. Электролиты, неэлектролиты.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ. ИОНЫ.
ЭЛЕКТРОЛИТЫ, НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ.
Электролитическая диссоциация - процесс распада вещества на ионы при растворении
или при плавлении.
Эту теорию в 1887 году сформулировал шведский учёный Сванте Аррениус. Она объясняет, почему растворы
одних веществ проводят электрический ток, а других — нет. Основные положения ТЭД:
1.
При растворении в воде (или расплавлении) электролиты распадаются на ионы: положительно
заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы).
2.
Причина распада — взаимодействие электролита с молекулами растворителя (в случае воды это
гидратация: диполи воды ориентируются вокруг ионов и образуют с ними связи). В растворе ионы
существуют в гидратированном виде (окружены оболочкой из молекул воды), и их свойства отличаются от
свойств негидратированных ионов.
3.
Под действием электрического тока катионы движутся к катоду (отрицательному электроду), а анионы — к
аноду (положительному).
4.
Для слабых электролитов процесс обратим: параллельно идёт и обратный процесс — соединение ионов в
молекулы (ассоциация). Поэтому в уравнениях для них ставят знак обратимости (⇄).
5.
Количественная характеристика — степень диссоциации (α): это отношение числа молекул, распавшихся
на ионы, к общему числу молекул в растворе. По степени диссоциации электролиты делят на сильные
(диссоциируют практически полностью и необратимо) и слабые (диссоциируют незначительно,
равновесие смещено в сторону молекул).

15.

Электролиты - вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
Электролитами являются вещества с сильно полярной ковалентной или ионной связью. К
ним относятся соли, щёлочи, кислоты.
Неэлектролиты - вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический
ток. Неэлектролитами являются вещества с неполярными или слабополярными
ковалентными связями. К ним относится большинство органических соединений (глюкоза,
фруктоза, сахароза, этанол, глицерин и др.), простые вещества-неметаллы (сера, алмаз,
азот, кислород и др.).

16. Реакции ионного обмена. Составление реакций ионного обмена путем составления их полных и сокращенных ионных уравнений

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА. СОСТАВЛЕНИЕ РЕАКЦИЙ
ИОННОГО ОБМЕНА ПУТЕМ СОСТАВЛЕНИЯ ИХ ПОЛНЫХ И
СОКРАЩЕННЫХ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ
Реакции ионного обмена – это реакции, протекающие между ионами в растворе или расплаве. Реакции
ионного обмена в водных растворах могут протекать обратимо и необратимо. Необратимо, или до конца, они
протекают в том случае, если в результате образуются нерастворимые, газообразные или мало
диссоциируемые вещества.
Для реакций ионного обмена составляют молекулярные, полные ионные и сокращенные ионные уравнения.
Правила:
1. Простые вещества, оксиды, а также нерастворимые кислоты, основания и соли не диссоциируют.
2. Для реакции берут растворы веществ, поэтому даже малорастворимые вещества находятся в растворах в
виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при записи ионного уравнения его
считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна сумме электрических
зарядов ионов в правой части.
Во всех остальных случаях реакции ионного обратимы и значит в них устанавливается химическое
равновесие. Для таких реакций мы не пишем уравнения в ионном виде.

17.

Алгоритм составления реакций ионного обмена может быть
следующим:
➢Записать молекулярное уравнение и расставить
коэффициенты.
➢Составить полное ионное уравнение с учётом диссоциации
и исходных веществ, и продуктов реакции обмена.
➢Для получения сокращённой ионной формы уравнения
сократить одинаковые ионы до и после знака равенства в
уравнении. Коэффициенты должны быть минимальными, а
сумма зарядов ионов в левой уравнения должна быть равна
сумме зарядов ионов в правой части.

18.

В виде ионов не следует записывать формулы:

19.

20.

21. Кислотно-основные реакции

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ
Кислотно-основные реакции — это химические процессы, в ходе которых
происходит передача протона (иона водорода, H⁺) от кислоты к основанию.
Примеры
▪Реакция нейтрализации. Это частный случай, когда кислота и основание реагируют
с образованием соли и воды. Например: HCl + NaOH → NaCl + H₂O. Суть в том, что H⁺
из кислоты и OH⁻ из основания образуют слабодиссоциирующую воду.
▪Гидролиз солей. Когда соль в воде распадается на ионы, один из ионов может
реагировать с водой, отдавая или принимая протон. Например: KNO₂ + H₂O ⇄ HNO₂
+ KOH (гидролиз по аниону); ZnCl₂ + H₂O ⇄ (ZnOH)Cl + HCl (гидролиз по катиону).
▪Взаимодействие оксидов с водой. Некоторые оксиды при растворении в воде
образуют кислоты или основания, и этот процесс тоже относят к кислотно-основным
реакциям. Например: SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (оксид серы (VI) с водой даёт серную
кислоту).

22. Домашнее задание

ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ
Составьте окислительно-восстановительные реакции:
1. P+H2​SO4​→H3​PO4​+SO2​+H2​O
2. KMnO4​+Na2​SO3​+H2​SO4​→MnSO4​+Na2​SO4​+K2​SO4​+H2​O
Составьте полные и сокращенные ионные уравнения
реакций:
1) KCl+AgNO3​=AgCl↓+KNO3​.
2) FeS+2HCl→FeCl2​+H2​S↑