Типы химических реакций

Химические реакции классифицируются по самым различным признакам.

По признаку однородности реакционной системы реакции делятся на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенными называются химические реакции, у которых исходные вещества находятся в одинаковом агрегатном состоянии (газообразном или жидком), при этом между ними отсутствует поверхность раздела, например:

Гомогенные реакции протекают одновременно во всем объеме системы.

Гетерогенными называются химические реакции, протекающие на поверхности одного из исходных веществ. В таких реакциях исходные вещества могут находиться как в одинаковых (например, две несмешивающиеся жидкости), так и в разных агрегатных состояниях, но при этом между ними всегда будет присутствовать поверхность раздела и реакционная среда вследствие этого будет неоднородной, например:

Если в основе классификации лежит признак обратимости, то химические реакции делятся на обратимые и необратимые.

Необратимыми называются такие реакции, которые при данных условиях самопроизвольно протекают только в одном направлении. Они заканчиваются полным расходованием одного исходного вещества (взятого в недостатке) или всех исходных веществ (если они взяты в стехиометрическом соотношении), например:

С + О₂ = СО₂

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О

Обратимыми называются такие реакции, которые при данных условиях самопроизвольно протекают одновременно в двух направлениях. Они заканчиваются установлением химического равновесия, при котором исходные вещества полностью не расходуются.

В уравнениях таких реакций часто вместо знака равенства «=» ставится знак обратимости « », например:

3Н₂ + N₂ 2NH₃

CO₂ + Н₂О H₂CO₃

В зависимости от количества и вида исходных и конечных веществ различают реакции соединения, разложения, замещения и обмена.

Реакциями соединения называются такие реакции, при протекании которых из двух или более простых либо сложных веществ образуется одно новое сложное вещество, например:

Cl₂ + H₂ = 2 HCl

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

2 CO + O₂ = 2 CO₂

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Реакциями разложения называются такие реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько других веществ (простых и сложных), например:

СаСO₃ CaO + CO₂

CH₄ C + 2H₂

2 KMnO₄ K₂MnO₄ + O₂ + MnO₂

2 KNO₃ 2 KNO₂ + O₂

Реакциями замещения называются такие реакции между простым и сложным веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества, например:

Zn + H₂SO_{4 (разб.)} = ZnSO₄ + H₂↑

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓

Cl₂ + 2 NaI + 2NaCl + I₂↓

Реакциями обмена называются такие реакции между двумя сложными веществами, при протекании которых эти вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых сложных вещества, например:

CuCl₂ + 2 NaOH = Cu(OH)₂↓ + 2 NaCl

K₂S + 2 HCl = 2 KCl + H₂S↑

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

Окислительно-восстановительные реакции

По признаку окисления – восстановления различают реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав молекул исходных и конечных веществ:

,

и реакции, идущие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав молекул исходных и конечных веществ, например:

Такие реакции называются иначе окислительно-восстановительными.

Любая окислительно-восстановительная реакция (ОВР) состоит из двух стадий: окисления и восстановления – которые протекают одновременно.

Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. В результате этого степень окисления повышается, например:

Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. В результате этого степень окисления понижается, например:

2

Атомы, молекулы или ионы, отдающие в ходе протекания ОВР электроны, называются восстановителями, хотя они при этом окисляются.

Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие в ходе протекания ОВР электроны, называются окислителями, хотя они при этом восстанавливаются.

Так как атомы или ионы, принимающие или отдающие электроны, входят в состав молекул (или других структурных единиц) определённых веществ (а не существуют сами по себе), то и эти вещества называются, соответственно, окислителями или восстановителями.

Любая ОВР протекает с участием и окислителя, и восстановителя. Между двумя окислителями или между двумя восстановителями реакция не идёт.

Количество электронов, отданных в ходе реакции восстановителем, всегда должно быть равно количеству электронов, присоединённых окислителем, например:

1).

процесс окисления

процесс восстановления

2).

процесс окисления

процесс восстановления

На этом принципе основан метод электронного баланса, с помощью которого уравнивают более сложные уравнения окислительно-восстановительных реакций.

При этом соблюдается определённая последовательность действий:

1. сначала записывают схему реакции и определяют степени окисления атомов химических элементов в молекулах исходных и конечных веществ;

2. определяют элементы, атомы которых изменили свою степень окисления, выделяют из них окислитель и восстановитель;

3. составляют электронные схемы процессов окисления и восстановления с указанием числа отданных и присоединенных электронов. Причем, число атомов в электронных схемах окисления и восстановления должно соответствовать их максимальному числу в формулах исходных или конечных веществ;

4. с помощью наименьшего общего кратного (НОК) определяют минимальные коэффициенты, на которые нужно умножить каждую из схем, чтобы уравнять количество отданных и принятых электронов (если оно не совпадает). При этом одновременно устанавливается в левой и правой части уравнения ОВР число атомов, изменивших свою степень окисления, что позволяет выставить перед формулами веществ, содержащими эти атомы, соответствующие коэффициенты;

5. подбирают коэффициенты перед формулами остальных участников ОВР, которые не являются окислителями или восстановителями, чтобы уравнять атомы тех элементов, которые в ходе протекания ОВР не изменили свою степень окисления. Если таких атомов несколько видов, то обычно последними уравнивают атомы водорода. Атомы кислорода при этом должны уравняться сами по себе, если мы правильно осуществили все предыдущие действия.

Рассмотрим в качестве примера реакцию окисления натрий- сульфата калий-перманганатом, протекающую по схеме:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂O → Na₂SO₄ + MnO₂ + KOH

1. Расставим степени окисления атомов химических элементов в исходных и конечных веществах

2. Изменили степень окисления атомы серы и марганца. Причём атом является окислителем, так как он в ходе реакции уменьшил свою степень окисления до +4, а атом является восстановителем, так как он увеличил свою степень окисления до +6.

3. Запишем электронные схемы протекающих процессов окисления и восстановления с указанием числа отданных и присоединённых электронов:

6

3 процесс окисления

2 процесс восстановления

4. Чтобы уравнять количество отданных и присоединённых электронов, верхнюю схему умножили на 3, а нижнюю – на 2

При этом мы определили число атомов серы и марганца, принимающих участие в реакции. Соответствующие коэффициенты поставили перед формулами веществ, в состав молекул которых они входят

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + KOH

5. Подберём коэффициенты, чтобы уравнять сначала атомы калия K, а затем атомы водорода Н, которые в ходе реакции не изменили свою степень окисления. Для этого перед формулой KOH ставим коэффициент 2, а перед формулой Н₂О - коэффициент 1 (он обычно не пишется, но при подсчёте суммы коэффициентов учитывается).

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

Определяем число атомов кислорода О в левой и правой частях уравнения. Оно совпадает и равно 18. Значит, мы всё сделали правильно.

Рассмотрим ещё одну реакцию, протекающую по схеме:

Na + HNO_3(конц.) → NaNO₃ + N₂O + H₂O

1. Расставим степени окисления атомов химических элементов в обеих частях схемы

2. Изменили степень окисления атомы натрия и азота. Атомы выступают в роли восстановителя, так как они увеличили в ходе реакции свою степень окисления до +1. Атомы выступают в роли окислителя, так как они уменьшили в ходе протекания ОВР свою степень окисления до +1. Причём часть атомов сохранили в ходе реакции свою степень окисления без изменения.

3. Запишем электронные схемы протекающих процессов окисления и восстановления с указанием числа отданных и присоединённых электронов. В схеме процесса восстановления укажем слева и справа 2 атома азота

8

8 процесс окисления

1 процесс восстановления

4. Верхнюю схему умножили на 8, а нижнюю – на 1 (т.е. оставили без изменения)

При этом мы определили число атомов натрия и азота, которые в ходе реакции изменили свою степень окисления

8 Na + HNO₃ → 8 NaNO₃ + 1 N₂O + H₂O

Перед формулой HNO₃ мы не поставили коэффициент 2, так как часть атомов (а именно – 8) в ходе реакции не изменили свою степень окисления, потому что в составе ионов участвовали в реакции солеобразования, т.е. связывании окисленных атомов натрия. Всего в реакцию вступило 2 + 8 = 10 атомов (из них только 2 изменили степень окисления), поэтому перед формулой HNO₃ ставим коэффициент 10.

8 Na + 10 HNO₃ → 8 NaNO₃ + N₂O + H₂O

5. Уравниваем атомы Н. Для чего перед формулой Н₂О ставим коэффициент 5

8 Na + 10 HNO₃ → 8 NaNO₃ + N₂O + 5 H₂O

Подсчитываем число атомов кислорода О в левой и правой частях уравнения реакции. Оно совпадает и равно 30. Значит, мы всё сделали правильно.

Если атомы элемента, меняющие в ходе реакции степень окисления, входят в состав молекулы вещества (или его формульной единицы) в своей высшей степени окисления, то такое вещество в ОВР может выступать только в роли окислителя, например: , , , .

Это объясняется тем, что атом, находящийся в своей высшей степени окисления, уже отдал все свои валентные электроны и теперь в ходе ОВР он может только присоединять их обратно, т.е. выступать только в роли окислителя, например:

S⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ S⁺⁶ 1s²2s²2p⁶

атом серы в своей нулевой степени окисления

атом серы в своей высшей степени окисления +6

Важнейшими окислителями являются простые вещества-неметаллы – фтор F₂ и кислород О₂, а также такие сложные вещества, как (калий-перманганат), хроматы ( ) и дихроматы ( ), серная и азотная концентрированные кислоты, хлорная кислота HClO₄ и её соли – перхлораты ( ), свинец(IV)-оксид PbO₂ и др.

Если атомы элемента, меняющие в ходе реакции степень окисления, входят в состав молекулы вещества (или его формульной единицы) в своей низшей степени окисления, то такое вещество в ОВР может выступать только в роли восстановителя, например: , , .

Это объясняется тем, что атом, находящийся в своей низшей степени окисления, уже заполнил свой внешний энергетический уровень до 8 электронов и приобрёл устойчивую электронную конфигурацию ближайшего благородного газа (…ns²nр⁶). Больше он не может присоединять к себе электроны и теперь в ходе ОВР ему остаётся только отдавать их обратно, т.е. всегда выступать в роли восстановителя, например:

S^-2 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

атом серы в своей низшей степени окисления –2

Важнейшими восстановителями являются простые вещества – металлы. Они обладают самой низкой электроотрицательностью и поэтому при взаимодействии с атомами-неметаллами могут только отдавать свои валентные электроны. При этом наиболее активными восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы, магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn).

Достаточно часто в роли восстановителя используются такие сложные вещества, как , , нитриды и фосфиды металлов ( , ), сероводород и сульфиды металлов ( ), галогеноводороды: , , .

Если же атомы элемента, меняющие в ходе реакции свою степень окисления, входят в состав молекулы вещества в своей промежуточной степени окисления, то такое вещество в ОВР будет обладать окислительно-восстановительной двойственностью. В реакциях с типичным окислителем оно будет выступать в роли восстановителя, а в реакции с типичным восстановителем – в роли окислителя, например: , , , , .

Это объясняется тем, что атом в промежуточной степени окисления может как отдавать свои оставшиеся валентные электроны, так и присоединять к себе электроны от другого атома до полного завершения своего внешнего энергетического уровня, например:

S⁺⁴ 1s²2s²2p⁶3s²

атом серы в промежуточной степени окисления +4

Среди веществ, содержащих атомы элементов в промежуточной степени окисления, есть такие, для которых более характерными являются или окислительные, или восстановительные свойства.

Так, чаще всего в роли окислителя выступают галогены , , хлорноватистая кислота и её соли – гипохлориты ( ), хлорноватая кислота и её соли хлораты ( , марганец(IV)-оксид, соли трёхвалентного железа ( и др.).

Как правило, в роли восстановителя выступают водород Н₂, углерод С, углерод(II)-оксид СО, сульфиты металлов ( и др.), соли двухвалентного железа ( и др.).

Часто одно и то же сложное вещество может проявлять совершенно различные окислительно-восстановительные свойства в зависимости от того, атомы какого элемента в его молекуле меняют свою степень окисления при протекании реакции. Так, например, HCl в ОВР будет выступать только в роли окислителя, если степень окисления меняют атомы водорода:

,

или только в роли восстановителя, если степень окисления меняют атомы хлора:

Аналогично и NH₃ в ОВР может быть как окислителем, так и восстановителем в зависимости от того, какие атомы в его молекуле будут менять свою степень окисления