Типы химических реакций. Термохимия. Кинетика и катализ

Сегодня урок химии 7 — Типы химических реакций.   Термохимия. Кинетика и катализ. Но прежде запишите ответы к тестовым заданиям урока химии 6: 1-2, 2-2, 3-2, 4-3, 5-4, 6-2, 7-3, 8-1, 9-1, 10-4, 11-2, 12-4, 13-2, 14-1, 15-2, 16-2, 17-4, 18-3, 19-3, 20-4, 21-2, 22-2, 23-1, 24-2,  25-2.

Сейчас разберем основные положения урока химии 7.

По числу и составу исходных и образующихся веществ реакции делятся на:

Реакции разложения. Из одного вещества образуются два или большее количество новых веществ, например разложение нитрата меди: 2Cu(NO₃)₂ → 2СuO + 4NO₂ + O₂

Реакции соединения. Из нескольких веществ образуется одно новое вещество: СО

2 + Н₂О + СаСО₃ → Са(НСО₃)₂

Реакции замещения. Атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе: Zn + 2HCI → ZnCl₂ + H₂↑.

Реакции обмена. Составные части веществ обмениваются местами: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃

По тепловому эффекту реакции подразделяются на экзотермические и эндотермические. Выделенная или поглощенная теплота называется тепловым эффектом реакции.  При экзотермических реакциях происходит выделение теплоты: H₂ + Cl₂ → 2HCl + Q. Эндотермические реакции сопровождаются поглощением теплоты: N₂ + O₂ → 2NO – Q. 

По изменению степени окисления реакции делятся на протекающие без изменения степени окисления и протекающие с изменением степени окисления элементов. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов называются

окислительно-восстановительными. Процесс отдачи электронов называется окислением. Вещества, отдающие электроны в ходе химической реакции называются восстановителями. Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Вещества, которые в ходе реакции принимают электроны называются окислителями.

Окислительно-восстановительные реакции бывают следующих типов: а) межмолекулярные — степень окисления изменяют атомы, входящие в состав разных исходных веществ, например:

     ^{+1  -1        +7                 +2                               0}

16НСI + 2KMnO₄ → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

б) внутримолекулярные реакции – атомы, изменяющие степень окисления входят в состав разных атомов одного  исходного вещества:

    ^{+5 -2              -1          0}

2КClO₃ → 2KCl  +  3O₂↑

в) Реакции диспропорционирования – атомы одного и того же элемента являются как окислителями, так и восстановителями, как например:

     ^{0                                 -1         +5} 

3Cl₂  +  6KOH → 5KCl  +  KClO₃  +  3H₂O

В рамках урока 7 «Типы химических реакций. Термохимия. Кинетика и катализ» рассмотрим некоторые положения термохимии.

Термохимическое уравнение – уравнение реакции, в котором приводится тепловой эффект.

Тепловой эффект – количество теплоты, выделившееся или поглощенное химической системой при протекании в ней химической реакции. Тепловой эффект обозначают символами Q или ∆Н (Q = -∆Н). Если Q > 0 (∆Н<0), то реакция идет с выделением теплоты и называется экзотермической,

например:

H₂ + Cl₂ = 2HCl + 184,6 кДж/моль.

Если Q< 0 (∆Н > 0), то реакция  идет с поглощением теплоты и называется  эндотермической, например:

N₂ + O₂ = 2NO – 180,8 кДж/моль

Теплота образования ∆Н⁰_обр – тепловой эффект образования одного моля соединения из простых веществ в их стандартных состояниях. Теплота образования простого вещества в стандартном состоянии равна 0.

Стандартное состояние – состояние вещества при p = 101325 Па,                  T = 298,1 К. Для простых веществ в качестве стандартного состояния выбирают наиболее устойчивую аллотропную форму (для углерода – графит, для серы – ромбическая сера).

Закон Гесса (1840) – тепловой эффект химической реакции не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием исходных веществ и продуктов реакции.

Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен  разности суммы теплот образования продуктов  реакции и суммы теплот образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов). Для реакции вида

aA+bB → cC+dD

тепловой эффект равен

∆Н⁰ = с·∆Н⁰_обр (С) + d·∆Н⁰_обр (D) — a·∆Н⁰_обр (A) — b·∆Н⁰_обр (B).

Скорость химической реакций – скорость изменения молярной концентрации одного из реагирующих веществ.

Средняя скорость:

υ = ± = ;

где с₁ и с₂ – молярные концентрации вещества в моменты времени t₁ и t₂, соответственно; знак «+» ставится, если скорость определяется по продукту реакции, знак «-» — по исходному веществу.

Мгновенная скорость определяется производной от концентрации по времени:

υ =  = ± с'(t).

Скорость химической реакций зависит от: а) природы реагирующих веществ; б) концентрации реагирующих веществ; в) температуры; г)присутствия катализаторов.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867) – скорость химической реакций при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Правило Вант-Гоффа – при повышении температуры на десять градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза:

υ(T₂) = υ (T₁) ·γ^(T₂^—T₁^)/10,

где γ= 24 – температурный коэффициент скорости. Правило Вант-Гоффа можно применять в небольшом температурном интервале.

Уравнение Аррениуса – описывает зависимость константы скорости от температуры:

k(T)=A·e

—^EA/(RT),

где  A – постоянная, зависящая только от природы реагирующих веществ, R – универсальная постоянная,  E_A – энергия активации реакции.

Энергия активации – энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению. Для большинства реакций энергия активации составляет несколько десятков кДж/моль.

Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Катализ называется положительным, если скорость реакции увеличивается, и отрицательным, если скорость уменьшается. При гомогенном катализе реагенты и катализатор находятся в одном фазе, при гетерогенном катализе – в разных фазах.

Катализатор – вещество, участвующее в реакции изменяющее ее скорость, но остающееся неизменным после того, как химическая реакция заканчивается. Катализатор, замедляющий реакцию, называется

ингибитором. Механизм действия катализаторов связан с тем, что они изменяют энергию активации реакции за счет образования промежуточных соединений.

Обратимые реакции – химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в прямом и в обратном направлениях.

Необратимые реакции — химические реакции, которые идут практически до конца в одном направлении.

Химическое равновесие – состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: это означает, что и прямая, и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Константа равновесия – количественно характеризует химическое равновесие. Для обратимой реакции типа

a

A+bB=cC+dD

константа равновесия К равна частному от деления произведения концентраций продуктов реакции на произведение концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Имеются в виду  равновесные концентрации участников реакции (моль/л). Константа равновесия зависит от температуры и не зависит от концентраций веществ. Чем больше константа равновесия, тем сильнее равновесие смещено в сторону образования продуктов прямой реакции.

Принцип Ле Шателье – внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

Примеры.

1)  Увеличение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема.

2) Увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

3) Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в сторону прямой реакции.

Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Это был урок химии 7 — Типы химических реакций.   Термохимия. Кинетика и катализ

Share this post for your friends:

Friend me:

к нашему сайту.

Урок в 11 классе. типы химических реакций.

Урок в 11 классе на тему: «Понятие о химической реакции. Реакции без изменения состава веществ»

.Цель урока: систематизировать знания учащихся о подходах к классификации химических реакций

Задачи урока:

• Расширить и углубить знания о химических реакциях, сравнить их с другими видами явлений

• Научиться выделять существенные признаки, которые могут быть положены в основу классификации химических реакций

• Рассмотреть классификацию химических реакций по различным признакам.

• Доказать материальность изучаемых процессов

• Формирование образовательной, общекультурной компетентности

•  Развитие логического мышления путём анализа, обобщения и систематизации

Тип урока: обобщение и коррекция знаний учащихся

Методы:

• Словесный (рассказ, беседа, объяснение)

• Наглядный (проектор)

• Проблема

Оборудование: таблица “Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева”, ПК с проектором. Презентация приготовлена для проведения 2 уроков по классификации х.р.

Ход урока

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний учащихся, сообщение темы, цели урока.

Природа, по-видимому, любит превращения.

И. Ньютон

Учитель. Здравствуйте! Вы изучаете химию с 7-го класса, и надеюсь, убеждаетесь в том, что химия – удивительная наука! Скажите мне, пожалуйста, что изучает химия?

Ответ: Химия – наука о веществах, их свойствах, превращениях и явлениях, сопровождающие эти превращения.

Учитель Одна из задач химии использовать эти процессы для получения соединений с новыми полезными свойствами, а так же для получения разных видов энергии. В организме человека и в окружающем нас мире протекает огромное число реакций, без них невозможна жизнь. Чтобы ориентироваться в огромном царстве реакций, необходимо знать их типы. Сегодня мы и рассмотрим классификацию химических реакций. Итак, запишите тему урока: “«Понятие о химической реакции.
Реакции без изменения состава веществ»

–Какие цели, вы поставите перед собой, исходя из темы?

III. Проверка знаний учащимися фактического материала.

Вопросы:

1. Что называется явлением?(Явление – это то, в чём проявляется развитие, изменение чего– либо).

2. Что же такое химическое явление? (Химическая реакция, ли явление – процесс превращения одних веществ в другие, отличающиеся от исходных составом или строением)

3. Назовите химические процессы

4. По каким признакам можно судить о протекании именно химических реакций? (Изменение, цвета, выделение тепла и света, изменение запаха, выделение газа, образование или растворение осадка)

IV. Проверка знаний учащимися основных понятий, законов, теорий, умений объяснять их сущность.

Учитель.В чем сущность протекания химического процесса? Разрыв химических связей в реагентах.(E затрачивается)

Возникновение новых связей в продуктах реакции.(E выделяется)

Получение готового продукта, возможность выделить его из общей массы веществ и дальнейшее использование. При этом общее число атомов каждого элемента остаётся постоянным, следовательно, и масса веществ в результате химических реакций не изменяется)

Кем и когда была установлена эта закономерность? (В 1748 году М.В. Ломоносовым сформулирован закон сохранения массы веществ)

– Какой ещё закон лежит в основе химических реакций?(Закон сохранения энергии: энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, а только переходит из одной формы в другую)

– Что является условной записью химического процесса? (Уравнение химической реации)

V. Проверка глубины осмысления знаний, степени обобщения.

Учитель. Классификацию химических реакций мы начнём с повторения реакций, протекающих без изменения состава вещества, которые мы изучали в курсах органической и неорганической химии.

– Вспомните, пожалуйста, о каких реакциях идёт речь?

Аллотропизация – взаимопереход аллотропных модификаций.

Проблемная ситуация. Учащиеся, читая информацию, определяют, о каком явлении идёт речь?

В 1910 г. английский полярный исследователь Роберт Скотт снарядил экспедицию, целью которой было достичь Южного полюса, где в то время еще не ступала нога человека. Целых два года Скотт потратил на создание в Антарктиде складов продовольствия и горючего, которыми предполагал воспользоваться при возвращении.

В 1912 г. англичанин достиг самой южной точки планеты, но к своему разочарованию обнаружил, что всего за месяц до этого здесь побывал норвежский путешественник Руал Амундсен. Пустившись в расстроенных чувствах в обратный путь, Скотт не предполагал, что самое страшное ждет его впереди. Добравшись до первого склада, полярник обнаружил, что жестянки, в которых хранился керосин, пусты. Члены экспедиции не смогли ни согреться, ни приготовить пищу. Та же картина обнаружилась на следующем складе… Из-за отсутствия топлива Р. Скотту и его товарищам так и не удалось вернуться на базу — они замерзли, не дойдя до нее, так и не узнав, что виновником их гибели стало… олово, которым были запаяны жестянки с керосином.

Этот металл на морозе заболевает так называемой «оловянной чумой». При температурах ниже –13^оС олово из блестящего превращается в тускло-серое, а затем рассыпается в порошок. Жестянки с керосином потеряли герметичность, и топливо вытекло, что и стало причиной гибели экспедиции Скотта.

Sn (белое) ↔Sn (серое)

Учитель. Следующая группа реакций, идущих без изменения состава вещества, реакции изомеризации – превращение одного изомера в другой.

Вспомните, что такое изомеры? (Изомеры – это вещества, имеющие одинаковый качественный и количественный состав, но различное строение и, следовательно, разные свойства. Явление существования изомеров называется изомерией)

Учащиеся выполняют задание: Составьте структурные формулы возможных изомеров состава С₅Н₁₂ и назовите их по номенклатуре ИЮПАК.

Учитель. Следующая группа реакций, это реакции, которые идут с изменением состава веществ. Таких реакций четыре типа: давайте вспомним(соединения, разложения, замещения и обмена)

Посмотрите видио и обьясните суть этой реации.(«горение серы в кислороде»).

Да, это реакция соединения. А в органической есть такого вида реакции?

Реакции присоединения в органической химии

галогенирование алкенов CH₂ = CH₂ + Br₂ → CH₂Br – CH₂Br

гидратация CH₂ = CH₂+ H₂O → CH₃ – CH₂ – OH (кат.H₃PO₄, t⁰C)

гидрирование CH₂ = CH₂ + H₂ → CH₃ – CH₃ (кат. p,Ni)

гидрогалогенирование CH₂ = CH₂ + HBr → CH₃ – CH₂ – Br

полимеризация n CH₂ = CH₂ →( – CH₂ – CH₂ – )_n (кат УФ свет.)

продолжим работу: (видио «разложение перманганата калия»)

Конечно речь идет о реакциях разложения. А в органической есть такого вида реакции?

Реакции отщепления (элиминирования) в органической химии

дегалогенирование дигалогеналканов CH₂Br – CH₂Br – CH₃ + Zn → CH₂= CH – CH₃ + ZnBr₂

дегидратация спиртов CH₃ –CH(OH) –CH₂ –CH₃ → CH₃ –CH =CH –CH₃ + H₂O

дегидрирование алканов CH₃ – CH₃ → CH₃ – CH₃ + H₂

дегидрогалогенирование галогеналканов CH₃ – CHCI – CH₂ – CH₃ + KOH → CH₃ – CH = CH – CH₃ + KCI + H₂O

крекинг алканов CH₃ – CH₂ – CH₃ → CH₄ + CH₂ =CH₂

О следующем типе реакции вы вспомните посмотрев видио («взаимодействия натрия с водой»)

Итак- это реакция замещения.

А в органической есть такого вида реакции?

радикальное замещение у алканов CH₄ + CI₂ → CH₃CI + HCI

электрофильное замещение у аренов, фенолов, анилина C₆H₆ + HNO₃→ C₆H₅NO₂ + H₂O

нуклеофильное замещение у спиртов CH₃ – CH₂ – OH + HCI ↔ CH₃ – CH₂ – CI + H₂O

Какой тип реакций у нас остался? («получение аммика из нашатыря»)

Правильно, это обмен.

А в органической есть такого вида реакции?

На примере свойств карбоновых кислот

CH₃COOH + KOH → CH₃COOK + H₂O

2CH₃COOH + K₂O → CH₃COOK + H₂O

2CH₃COOH + Na₂SiO₃ → 2CH₃COONa + H₂SiO₃↓

VI. Итоги.

Учитель. Постараемся из всего вышеизложенного сформулировать соответствующий вывод. Независимо от того, между какими веществами – органическими или неорганическими – происходит химическое превращение, для них характерны одни и те же закономерности. Мир химических реакций огромен, разнообразен и интересен. Знание классификации и типов химических реакций помогут объяснить вам многие химические процессы, протекающие в природе, в организме человека, а такжемногие другие химическиеявления, с которыми вы постоянно сталкиваетесь.

VII. Рефлексия. Выберите свой путь настроения на уроке.

• Многое вспомнил(а), хорошо усвоил(а) тему урока

• Остались непонятные вопросы

• Я ничего не понял(а)

Классификация химических реакций

Химические реакции следует отличать от ядерных реакций. В результате химических реакций 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:

²⁷₁₃Аl + ¹₁Н = ²⁴₁₂Мg + ⁴₂Не 

Классификация химических реакций многопланова, то есть 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.

Реакции, идущие без изменения состава веществ.

В неорганической химии к таким реакциям можно отнести процессы получения аллотропных модификаций одного химического элемента, например:

С (графит) ↔ С (алмаз)
S (ромбическая) ↔ S (моноклинная)
Р (белый) ↔ Р (красный)
Sn (белое олово) ↔ Sn (серое олово)
3O₂ (кислород) ↔ 2O₃ (озон)

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, так как углеводороды изостроения обладают меньшей способностью к детонации.

2. Изомеризация алкенов.

3. Изомеризация алкинов (реакция А. Е. Фаворского).

CH₃— CH₂— С= — СН ↔ СН₃— С= — С- СН₃

этилацетилен диметнлацетилен

4. Изомеризация галогеналканов (А. Е. Фаворский, 1907 г.).

5. Изомеризация цианита аммония при нагревании.

Впервые мочевина была синтезирована Ф. Велером в 1828 г. изомеризацией цианата аммония при нагревании.

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, например, на примере реакций получения серной кислоты из серы:

1. Получение оксида серы (IV):

S + O₂ = SO — из двух простых веществ образуется одно сложное.

2. Получение оксида серы (VI):

SO₂ + 0₂ → 2SO₃ — из простого и сложного веществ образуется одно сложное.

3. Получение серной кислоты:

SO₃ + Н₂O = Н₂SO₄ — 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:

4NО₂ + O₂ + 2Н₂O = 4НNO₃ 

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 — присоединения водорода:

CH₂=CH₂ + Н₂ → Н₃-СН₃

этен → этан

2. Реакция гидратации — присоединения 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 блоке реакций получения кислорода лабораторными способами:

1. Разложение оксида ртути(II) — из одного сложного вещества образуются два простых.

2. Разложение нитрата калия — из одного сложного вещества образуются одно простое и одно сложное.

3. Разложение перманганата калия — из одного сложного вещества образуются два сложных и одно простое, то есть три новых вещества.

В органической химии реакции разложения можно рассмотреть на блоке реакций получения этилена в лаборатории и в промышленности:

1. Реакция дегидратации (отщепления воды) этанола:

С₂H₅OH → CH₂=CH₂ + H₂O

2. Реакция дегидрирования (отщепление водорода) этана:

CH₃-CH₃ → CH₂=CH₂ + H₂

или СН₃-СН₃ → 2С + ЗН₂

3. Реакция крекинга (расщепления) пропана:

CH₃-СН₂-СН₃ → СН₂=СН₂ + СН₄

3. Реакции замещения — это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе.

В неорганической химии примером таких процессов может служить блок реакций, характеризующих свойства, например, металлов:

1. Взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2Н₂O = 2NаОН + Н₂

2. Взаимодействие металлов с кислотами в растворе:

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н₂

3. Взаимодействие металлов с солями в растворе:

Fе + СuSO₄ = FеSO₄ + Сu

4. Металлотермия:

2Аl + Сr₂O₃ → Аl₂O₃ + 2Сr

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).

FеВr₃

С₆Н₆ + Вr₂ → С₆Н₅Вr + НВr

бензол → бромбензол

Обратим внимание на особенность реакции замещения у органических веществ: в результате таких реакций образуются не простое и сложное вещество, 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, то есть только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (например, Н₂O).

В неорганической химии это может быть блок реакций, характеризующих, например, свойства щелочей:

1. Реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды.

2. Реакция между щелочью и солью, идущая с образованием газа.

3. Реакция между щелочью и солью, идущая с образованием осадка:

СuSO₄ + 2КОН = Сu(ОН)₂ + К₂SO₄

или в ионном виде:

Сu²⁺ + 2OН^— = Сu(ОН)₂

В органической химии можно рассмотреть блок реакций, характеризующих, например, свойства уксусной кислоты:

1. Реакция, идущая с образованием слабого электролита — Н₂O:

СН₃СООН + NаОН → Nа(СН3СОО) + Н₂O

2. Реакция, идущая с образованием газа:

2СН₃СООН + СаСO₃ → 2СН₃СОО + Са²⁺ + СO₂ + Н₂O

3. Реакция, идущая с образованием осадка:

2СН₃СООН + К₂SO₃ → 2К(СН₃СОО) + Н₂SO₃

или

2СН₃СООН +SiO → 2СН₃СОО + Н₂SiO₃

По этому признаку различают следующие реакции:

1. 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:

1. Mg⁰ + H⁺₂SO₄ = Mg⁺²SO₄ + H₂↑

2. 2Mg⁰ + O⁰₂ = Mg⁺²O^-2

Сложные окислительно-восстановительные реакции составляются с помощью метода электронного баланса.

2KMn⁺⁷O₄ + 16HCl^— = 2KCl^— + 2Mn⁺²Cl^—₂ + 5Cl⁰₂↑ + 8H₂O

В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов.

1. Они восстанавливаются в соответствующие спирты:

Альдекиды окисляются в соответствующие кислоты:

2. Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов.

К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, многие реакции разложения, реакции этерификации:

НСООН + CHgOH = НСООСН₃ + H₂O

По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.

1. Экзотермические 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. Гидрирование этилена — пример экзотермической реакции. Она идет при комнатной температуре.

2. Эндотермические реакции протекают с поглощением энергии.

Очевидно, что к ним будут относиться почти все реакции разложения, например:

1. Обжиг известняка

2. 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:

Н_2(г) + С_12(г) = 2НС_1(г) + 92,3 кДж

N_2(г) + O_2(г) = 2NO(г) — 90,4 кДж 

По агрегатному состоянию реагирующих веществ различают:

1. Гетерогенные реакции — реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях (в разных фазах).

2. Гомогенные реакции — реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (в одной фазе).

По участию катализатора различают:

1. Некаталитические реакции, идущие без участия катализатора.

2. Каталитические реакции , идущие с участием катализатора. Так как все биохимические 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.

По направлению различают:

1. Необратимые реакции протекают в данных условиях только в одном направлении. К ним можно отнести все реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (воды) и все реакции горения.

2. Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях. Таких реакций подавляющее большинство.

В органической химии признак обратимости отражают названия — антонимы процессов:

• гидрирование — 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 этих процессов лежит в основе важнейшего свойства живого организма — обмена веществ.

1. Радикальные реакции идут между образующимися в ходе реакции радикалами и молекулами.

Как вы уже знаете, при всех реакциях происходит разрыв старых и образование новых химических связей. Способ разрыва связи в молекулах исходного вещества определяет механизм (путь) реакции. Если вещество образовано за счет ковалентной связи, то могут быть два способа разрыва этой связи: гемолитический и гетеролитический. Например, для молекул Сl₂, СН₄ и т. д. реализуется гемолитический разрыв связей, он приведет к образованию частиц с неспаренными электронами, то есть свободных радикалов.

Радикалы чаще всего образуются, когда разрываются связи, при которых общие электронные пары распределены между атомами примерно одинаково (неполярная ковалентная связь), однако многие полярные связи также могут разрываться подобным же образом, в частности тогда, когда реакция проходит в газовой фазе и под действием света, как, например, в случае рассмотренных выше процессов — взаимодействия С₁₂ и СН₄^—. Радикалы очень реакционноспособны, так как стремятся завершить свой электронный слой, забрав электрон у другого атома или молекулы. Например, когда радикал хлора сталкивается с молекулой водорода, то он вызывает разрыв общей электронной пары, связывающей атомы водорода, и образует ковалентную связь с одним из атомов водорода. Второй атом водорода, став радикалом, образует общую электронную пару с неспаренным электроном атома хлора из разрушающейся молекулы Сl₂, в результате чего возникает радикал хлора, который атакует новую молекулу водорода и т. д 

Реакции, представляющие собой цепь последовательных превращений, называют цепными реакциями. За разработку теории цепных реакций два выдающихся химика — наш соотечественник Н. Н. Семенов и англичанин С. А. Хиншелвуд были удостоены Нобелевской премии.
Аналогично протекает и реакция замещения между хлором и метаном:

По радикальному механизму протекают большинство реакций горения органических и неорганических веществ, синтез воды, аммиака, полимеризация этилена, винилхлорида и др.

Типичные ионные реакции — это взаимодействие между электролитами в растворе. Ионы образуются не только при диссоциации электролитов в растворах, но и под действием электрических разрядов, нагревания или излучений. γ-Лучи, например, превращают молекулы воды и метана в молекулярные ионы.

По другому ионному механизму происходят реакции присоединения к алкенам галогеноводородов, водорода, галогенов, окисление и дегидратация спиртов, замещение спиртового гидроксила на галоген; реакции, характеризующие свойства альдегидов и кислот. Ионы в этом случае образуются при гетеролитическом разрыве ковалентных полярных связей.

инициирующей реакцию, различают:

1. Фотохимические реакции. Их инициирует световая энергия. Кроме рассмотренных выше фотохимических процессов синтеза НСl или реакции метана с хлором, к ним можно отнести получение озона в тропосфере как вторичного загрязнителя атмосферы. В роли первичного в этом случае выступает оксид азота(IV), который под действием света образует радикалы кислорода. Эти радикалы взаимодействуют с молекулами кислорода, в результате чего получается озон.

Образование озона идет все время, пока достаточно света, так как NO может взаимодействовать с молекулами кислорода с образованием того же NO₂. Накопление озона и других вторичных загрязнителей атмосферы может привести к появлению фотохимического смога.

К этому виду реакций принадлежит и важнейший процесс, протекающий в растительных клетках, — фотосинтез, название которого говорит само за себя.

2. Радиационные реакции. Они инициируются излучениями большой энергии — рентгеновскими лучами, ядерными излучениями (γ-лучами, а-частицами — Не²⁺ и др.). С помощью радиационных реакций проводят очень быструю радиополимеризацию, радиолиз (радиационное разложение) и т. д.

Например, вместо двухстадийного получения фенола из бензола его можно получать взаимодействием бензола с водой под действием радиационных излучений. При этом из молекул воды образуются радикалы [•OН] и [•H•], с которыми и реагирует бензол с образованием фенола:

С₆Н₆ + 2[ОН] → С₆Н₅ОН + Н₂O

Вулканизация каучука может быть проведена без серы с использованием радиовулканизации, и полученная резина будет ничуть не хуже традиционной.

3. Электрохимические реакции. Их инициирует электрический ток. Помимо хорошо известных вам реакций электролиза укажем также реакции электросинтеза, например, реакции промышленного получения неорганических окислителей

4. Термохимические реакции. Их инициирует тепловая энергия. К ним относятся все эндотермические реакции и множество экзотермических реакций, для начала которых необходима первоначальная подача теплоты, то есть инициирование процесса.

Рассмотренная выше классификация химических реакций отражена на схеме.

Классификация химических реакций, как и все другие классификации, условна. Ученые договорились разделить реакции на определенные типы по выделенным ими признакам. Но большинство химических превращений можно отнести к разным типам. Например, составим характеристику процесса синтеза аммиака.

Это реакция соединения, окислительно-восстановительная, экзотермическая, обратимая, каталитическая, гетерогенная (точнее, гетерогенно-каталитическая), протекающая с уменьшением давления в системе. Для успешного управления процессом необходимо учитывать все приведенные сведения. Конкретная химическая реакция всегда многокачественна, ее характеризуют разные признаки.

по направлению процесса, по изменению степени окисления, по тепловому эффекту, по числу и составу реагентов и продуктов реакции. Демонстрации № 3(3.1,3.2)

Тема: Классификация химических реакций: по направлению процесса, по изменению степени окисления, по тепловому эффекту, по числу и составу реагентов и продуктов реакции. Демонстрации № 3(3.1,3.2)

Класс: 10 «Б»

Дата:

Цель урока: систематизировать знания учащихся о подходах к классификации химических реакций.

Задачи урока:

– Расширить и углубить знания о химических реакциях, сравнить их с другими видами явлений.

– Научиться выделять существенные признаки, которые могут быть положены в основу классификации химических реакций.

– Рассмотреть классификацию химических реакций по различным признакам.

– Доказать учащимся взаимосвязь противоположных процессов.

– Доказать материальность изучаемых процессов.

Тип урока: обобщение и коррекция знаний учащихся

План урока:

1. Организационный момент. (5 мин)

2. Актуализация знаний: (20 мин)

3. Проверка знаний фактического материала фронтальный опрос(10 мин)

4. Закрепление (выполнение упражнений).– составление дерева (8 мин)

5. Домашнее задание. (2 мин)

Ход урока

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний учащихся, сообщение темы, цели урока.

Природа, по-видимому, любит превращения.

И. Ньютон

Учитель: Здравствуйте! Вы изучаете химию уже четвёртый год, и надеюсь, убеждаетесь в том, что химия – удивительная наука! Скажите мне, пожалуйста, что изучает химия?

Ответ: Химия – наука о веществах, их свойствах, превращениях и явлениях, сопровождающие эти превращения.

Учитель: Одна из задач химии использовать эти процессы для получения соединений с новыми полезными свойствами, а так же для получения разных видов энергии. В организме человека и в окружающем нас мире протекает огромное число реакций, без них невозможна жизнь. Чтобы ориентироваться в огромном царстве реакций, необходимо знать их типы. Сегодня мы и рассмотрим классификацию химических реакций. Итак, запишите тему урока: “Классификация химических реакций”. (Слайд 1)

Какие цели, вы поставите перед собой, исходя из темы? (Слайд 2)

III. Проверка знаний учащимися фактического материала.

Вопросы:

1 Что называется явлением?

(Явление – это то, в чём проявляется развитие, изменение чего– либо).

2. Чем сопровождается любое явление?

(Изменением энергии)

3. Какие виды энергий вы знаете?

(Кинетическая, потенциальная, внутренняя) (Слайд 3)

4.К каким явлениям относятся данные превращения? (Слайд 4)

(Физическим)

5. В чём разница между физическими и химическими явлениями?

(В результате химических реакций происходит образование новых веществ)

6. Будут ли данные реакции химическими? (Слайд 5)

(Нет, т.к. происходит изменение ядер атомов)

7. Какие уровни организации вещества затрагиваются при химических реакциях?

(Молекулы, атомы не делятся, происходит только их перегруппировка)

IV. Проверка знаний учащимися основных понятий, законов, теорий, умений объяснять их сущность.

V. Проверка глубины осмысления знаний, степени обобщения.

Учитель. При изучении курсов органической и неорганической химии мы изучали множество химических реакций. Вспомните, пожалуйста, какие признаки могут быть выделены при классификации Х. Р?

I. Признаки классификации химических реакций (Слайд 12)

1. По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции

2. По тепловому эффекту

3. По признаку обратимости

4. По признаку изменения степеней окисления

5. По агрегатному состоянию веществ

6. По наличию катализатора

II. Классификация Х.Р.

Какие типы реакций можно выделить в каждой группе вы мне скажите сами, выполнив лабораторный опыт по инструкционным картам (Слайд13). 

1. По числу и составу реагентов. (Слайд 14)

– Реакции, идущие без изменения состава веществ:

2. По изменению степеней окисления химических элементов. (Слайд 16)

– Окислительно-восстановительные.

– Не окислительно-восстановительные. (С. О. – const)

3. По направлению: (Слайд 17)

– Обратимые реакции – протекают одновременно в двух противоположных направлениях

– Необратимые реакции – протекают только в одном направлении

Признаки необратимости:

• образование осадка

• образование слабого электролита (Н₂О),

• выделение газа,

• выделение большого количества теплоты

4. По наличию катализатора: (Слайд 18)

– Каталитические.

Катализатор.
Ингибитор.

– Некаталитические

5. По тепловому эффекту:(Слайд 19)

– Экзотермические (+ Q).

– Эндотермические (-Q).

6. По агрегатному состоянию веществ: (Слайд 20)

– Гетерогенные реакции – протекают в неоднородной среде, на поверхности раздела фаз (т-г, т-ж, ж-г, т-т).

– Гомогенные реакции – протекают между веществами в однородной.

VI.  Домашнее задание.