Ķīmisko reakciju klasifikācija neorganiskajā un organiskajā ķīmijā tiek veikta, pamatojoties uz dažādiem klasifikācijas raksturlielumiem, par kuriem informācija ir sniegta zemāk esošajā tabulā.

Mainot elementu oksidācijas pakāpi

Pirmā klasifikācijas pazīme ir balstīta uz izmaiņām to elementu oksidācijas stāvoklī, kas veido reaģentus un produktus.
a) redokss
b) nemainot oksidācijas pakāpi
Redokss sauc par reakcijām, ko pavada oksidācijas pakāpes izmaiņas ķīmiskie elementi iekļauts reaģentos. Redokss neorganiskajā ķīmijā ietver visas aizvietošanas reakcijas un tās sadalīšanās reakcijas un savienojumus, kuros ir iesaistīta vismaz viena vienkārša viela. Visas apmaiņas reakcijas pieder pie reakcijām, kas norit, nemainot reaģentus un reakcijas produktus veidojošo elementu oksidācijas pakāpi.

Pēc reaģentu un produktu skaita un sastāva

Ķīmiskās reakcijas klasificē pēc procesa rakstura, t.i., pēc reaģentu un produktu skaita un sastāva.

Saliktās reakcijas tiek sauktas ķīmiskās reakcijas, kuru rezultātā no vairākām vienkāršākām molekulām tiek iegūtas sarežģītas molekulas, piemēram:
4Li + O 2 = 2 Li 2 O

Sadalīšanās reakcijas sauc ķīmiskās reakcijas, kuru rezultātā no sarežģītākām tiek iegūtas vienkāršas molekulas, piemēram:
CaCO 3 = CaO + CO 2

Sadalīšanās reakcijas var uzskatīt par savienojuma apgriezto vērtību.

Aizvietošanas reakcijas sauc ķīmiskās reakcijas, kuru rezultātā vielas molekulā atoms vai atomu grupa tiek aizstāta ar citu atomu vai atomu grupu, piemēram:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 

To atšķirīgā iezīme ir vienkāršas vielas mijiedarbība ar sarežģītu. Šādas reakcijas pastāv arī organiskajā ķīmijā.
Tomēr jēdziens "aizvietošana" organiskajās vielās ir plašāks nekā neorganiskajā ķīmijā. Ja izejvielas molekulā kāds atoms vai funkcionālā grupa tiek aizstāti ar citu atomu vai grupu, tās arī ir aizvietošanas reakcijas, lai gan no neorganiskās ķīmijas viedokļa process izskatās pēc apmaiņas reakcijas.
- apmaiņa (ieskaitot neitralizāciju).
Apmaiņas reakcijas sauc par ķīmiskām reakcijām, kas notiek, nemainot elementu oksidācijas pakāpi un noved pie apmaiņas sastāvdaļas reaģenti, piemēram:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3

Ja iespējams, plūst pretējā virzienā

Ja iespējams, plūst pretējā virzienā - atgriezeniski un neatgriezeniski.

Atgriezenisks sauc par ķīmiskām reakcijām, kas notiek noteiktā temperatūrā vienlaicīgi divos pretējos virzienos ar samērīgu ātrumu. Rakstot šādu reakciju vienādojumus, vienādības zīme tiek aizstāta ar pretēji vērstām bultiņām. Vienkāršākais atgriezeniskas reakcijas piemērs ir amonjaka sintēze slāpekļa un ūdeņraža mijiedarbības rezultātā:

N2 + 3H2↔2NH3

Neatgriezenisks sauc par reakcijām, kas noris tikai virzienā uz priekšu, kā rezultātā veidojas produkti, kas savā starpā nesadarbojas. Pie neatgriezeniskām pieder ķīmiskas reakcijas, kuru rezultātā veidojas mazdisociēti savienojumi, izdalās liels enerģijas daudzums, kā arī tās, kurās galaprodukti atstāj reakcijas sfēru gāzveida vai nogulšņu veidā. piemērs:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2Ca + O 2 = 2CaO

BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr

Termiskais efekts

Eksotermisks sauc par ķīmiskām reakcijām ar siltuma izdalīšanos. Simbols entalpijas (siltuma satura) izmaiņas ΔH un reakcijas siltuma efekts Q. Eksotermiskām reakcijām Q> 0 un ΔH< 0.

Endotermisks sauc par ķīmiskām reakcijām, kas notiek, absorbējot siltumu. Endotermiskām reakcijām Q< 0, а ΔH > 0.

Savienojumu reakcijas parasti būs eksotermiskas, un sadalīšanās reakcijas būs endotermiskas. Rets izņēmums ir slāpekļa reakcija ar skābekli - endotermiska:
N2 + О2 → 2NO - J

Fāze

Homogēns sauc par reakcijām, kas notiek viendabīgā vidē (viendabīgas vielas, vienā fāzē, piemēram, r-g, reakcijas šķīdumos).

Heterogēns sauc par reakcijām, kas notiek neviendabīgā vidē, uz reaģējošo vielu saskares virsmas dažādas fāzes, piemēram, cietā un gāzveida, šķidrā un gāzveida, divos nesajaucamos šķidrumos.

Izmantojot katalizatoru

Katalizators ir viela, kas paātrina ķīmisko reakciju.

Katalītiskās reakcijas turpināt tikai katalizatora (tostarp fermentatīvā) klātbūtnē.

Nekatalītiskas reakcijas iet, ja nav katalizatora.

Pēc atvienošanas veida

Homolītiskās un heterolītiskās reakcijas izceļas ar ķīmiskās saites pārrāvuma veidu pamatmolekulā.

Homolītisks sauc par reakcijām, kurās saišu pārraušanas rezultātā veidojas daļiņas, kurām ir nepāra elektrons – brīvie radikāļi.

Heterolītisks sauc par reakcijām, kas notiek, veidojot jonu daļiņas - katjonus un anjonus.

• homolītisks (vienāda atstarpe, katrs atoms saņem 1 elektronu)
• heterolītisks (nevienlīdzīgs pārtraukums - tiek iegūts elektronu pāris)

Radikāls(ķēdes) ķīmiskās reakcijas, kurās iesaistīti radikāļi, sauc, piemēram:

CH 4 + Cl 2 hv → CH 3 Cl + HCl

JonisksĶīmiskās reakcijas, kurās iesaistīti joni, sauc, piemēram:

KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓

Heterolītiskās reakcijas sauc par elektrofīlām. organiskie savienojumi ar elektrofiliem - daļiņām, kas nes veselas vai daļējas pozitīvs lādiņš... Tās iedala elektrofīlās aizstāšanas un elektrofīlās pievienošanas reakcijās, piemēram:

C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl

H 2 C = CH 2 + Br 2 → BrCH 2 – CH 2 Br

Nukleofīlās ir organisko savienojumu heterolītiskas reakcijas ar nukleofīliem - daļiņām, kas nes veselu vai daļēju negatīvu lādiņu. Tās iedala nukleofīlās aizvietošanas un nukleofīlās pievienošanas reakcijās, piemēram:

CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr

CH 3 C (O) H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH (OC 2 H 5) 2 + H 2 O

Organisko reakciju klasifikācija

Organisko reakciju klasifikācija ir parādīta tabulā:

V mūsdienu zinātne atšķirt ķīmiskās un kodolreakcijas, kas notiek sākotnējo vielu mijiedarbības rezultātā, ko parasti sauc par reaģentiem. Tas rada citas ķīmiskas vielas, ko sauc par pārtiku. Visas mijiedarbības notiek noteiktos apstākļos (temperatūra, starojums, katalizatoru klātbūtne utt.). Ķīmisko reakciju reaģentu atomu kodoli nemainās. Kodolpārveidojumos veidojas jauni kodoli un daļiņas. Ir vairāki dažādi kritēriji, pēc kuriem nosaka ķīmisko reakciju veidus.

Klasifikācija var būt balstīta uz izejvielu un iegūto vielu skaitu. Šajā gadījumā visu veidu ķīmiskās reakcijas iedala piecās grupās:

1. Sadalīšanās (no vienas vielas tiek iegūtas vairākas jaunas), piemēram, sadalīšanās karsējot par kālija hlorīdu un skābekli: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
2. Savienojumi (divi vai vairāki savienojumi veido vienu jaunu), mijiedarbojoties ar ūdeni, kalcija oksīds pārvēršas kalcija hidroksīdā: H2O + CaO → Ca (OH) 2;
3. Aizvietojumi (produktu skaits ir vienāds ar izejvielu skaitu, kuros viena sastāvdaļa ir aizstāta ar citu), dzelzs vara sulfātā, aizstājot varu, veido dzelzs sulfātu: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
4. Dubultā apmaiņa (divu vielu molekulas apmainās ar daļām, kas tās atstāj), metāli un apmainās ar anjoniem, veidojot nogulsnētu sudraba jodīdu un kadija nitrātu: KI + AgNO3 → AgI ↓ + KNO3.
5. Polimorfā transformācija (notiek vielas pāreja no vienas kristāliskas formas uz citu), krāsas jodīds karsējot pārvēršas dzīvsudraba jodīdā dzeltena krāsa: HgI2 (sarkans) ↔ HgI2 (dzeltens).

Ja ķīmiskās pārvērtības aplūko, pamatojoties uz elementu oksidācijas stāvokļa izmaiņām reaģējošajās vielās, tad ķīmisko reakciju veidus var iedalīt grupās:

1. Ar oksidācijas stāvokļa maiņu - redoksreakcijas (ORR). Piemēram, apsveriet dzelzs mijiedarbību ar sālsskābi: Fe + HCL → FeCl2 + H2, kā rezultātā dzelzs (reducētāja, kas nodod elektronus) oksidācijas pakāpe mainījās no 0 uz -2 un ūdeņraža (oksidētājs, kas pieņem elektronus) mainīts no +1 uz 0 ...
2. Oksidācijas pakāpe nemainās (t.i., ne ORP). Piemēram, ūdeņraža bromīda skābju un sārmu mijiedarbības reakcijas ar nātrija hidroksīdu: HBr + NaOH → NaBr + H2O, šādu reakciju rezultātā veidojas sāls un ūdens, un sākumdaļā iekļauto ķīmisko elementu oksidācijas pakāpes. vielas nemainās.

Ja ņemam vērā plūsmas ātrumu uz priekšu un atpakaļ, tad visu veidu ķīmiskās reakcijas var iedalīt arī divās grupās:

1. Atgriezeniski - tie, kas vienlaikus plūst divos virzienos. Lielākā daļa reakciju ir atgriezeniskas. Kā piemēru var minēt oglekļa dioksīda izšķīšanu ūdenī, veidojoties nestabilai ogļskābei, kas sadalās izejmateriālos: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
2. Neatgriezeniski - tie plūst tikai uz priekšu, pēc vienas no sākotnējām vielām pilnīgas izlietošanas tās tiek pabeigtas, pēc tam paliek tikai produkti un sākotnējā viela, kas uzņemta pārpalikumā. Parasti viens no produktiem ir nogulsnēta nešķīstoša viela vai izdalīta gāze. Piemēram, sērskābes un bārija hlorīda mijiedarbība: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4 ↓ + 2HCl izgulsnējas nešķīstoši

Organiskajā ķīmijā ķīmisko reakciju veidus var iedalīt četrās grupās:

1. Aizvietošana (daži atomi vai atomu grupas tiek aizstāti ar citiem), piemēram, hloretānam mijiedarbojoties ar nātrija hidroksīdu, veidojas etanols un nātrija hlorīds: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, tas ir, hlora atoms tiek aizstāts ar ūdeņradi. atoms.
2. Pieķeršanās (divas molekulas reaģē un veido vienu), piemēram, broms tiek piesaistīts dubultās saites pārrāvuma vietā etilēna molekulā: Br2 + CH2 = CH2 → BrCH2 — CH2Br.
3. Šķelšanās (molekula sadalās divās vai vairākās molekulās), piemēram, noteiktos apstākļos etanols sadalās etilēnā un ūdenī: C2H5OH → CH2 = CH2 + H2O.
4. Pārkārtošanās (izomerizācija, kad viena molekula pārvēršas citā, bet tajā esošo atomu kvalitatīvais un kvantitatīvais sastāvs nemainās), piemēram, 3-hlorutēns-1 (C4H7CL) pārvēršas par 1 hlorbutēnu-2 (C4H7CL) . Šeit hlora atoms pārgāja no trešā oglekļa atoma ogļūdeņražu ķēdē uz pirmo, un dubultsaite savienoja pirmo un otro oglekļa atomu, un pēc tam sāka savienot otro un trešo atomu.

Ir zināmi arī citi ķīmisko reakciju veidi:

1. Plūst ar absorbciju (endotermiska) vai siltuma izdalīšanu (eksotermiska).
2. Pēc mijiedarbības reaģentu vai iegūto produktu veida. Mijiedarbība ar ūdeni - hidrolīze, ar ūdeņradi - hidrogenēšana, ar skābekli - oksidēšana vai sadegšana. Ūdens izvadīšana - dehidratācija, ūdeņraža - dehidrogenēšana utt.
3. Atbilstoši mijiedarbības nosacījumiem: klātbūtnē zemu vai paaugstināta temperatūra, mainoties spiedienam, gaismā un tā tālāk.
4. Pēc reakcijas mehānisma: jonu, radikāļu ķēdes vai ķēdes reakcijas.

Ķīmiskās reakcijas ir jānošķir no kodolreakcijām. Ķīmisko reakciju rezultātā kopējais skaits katra ķīmiskā elementa atomi un tā izotopu sastāvs nemainās. Kodolreakcijas ir cita lieta - atomu kodolu transformācijas procesi to mijiedarbības rezultātā ar citiem kodoliem vai elementārdaļiņām, piemēram, alumīnija pārvēršanās magnijā:

27 13 Al + 1 1 H = 24 12 Mg + 4 2 He

Ķīmisko reakciju klasifikācija ir daudzšķautņaina, tas ir, to var balstīt uz dažādām pazīmēm. Bet zem jebkura no šīm pazīmēm var attiecināt reakcijas gan starp neorganiskām, gan starp organiskām vielām.

Apsveriet ķīmisko reakciju klasifikāciju pēc dažādiem kritērijiem.

I. Pēc reaģentu skaita un sastāva

Reakcijas, nemainot vielu sastāvu.

Neorganiskajā ķīmijā šādas reakcijas ietver viena ķīmiskā elementa alotropu modifikāciju iegūšanas procesus, piemēram:

C (grafīts) ↔ C (dimants)
S (rombisks) ↔ S (monoklīnisks)
P (balts) ↔ P (sarkans)
Sn (baltā alva) ↔ Sn (pelēkā alva)
3O 2 (skābeklis) ↔ 2O 3 (ozons)

Organiskajā ķīmijā šāda veida reakcijas var attiecināt uz izomerizācijas reakcijām, kas norit, nemainot ne tikai vielu molekulu kvalitatīvo, bet arī kvantitatīvo sastāvu, piemēram:

1. Alkānu izomerizācija.

Alkānu izomerizācijas reakcijai ir liela praktiska nozīme, jo izostroēnijas ogļūdeņražiem ir mazāka detonācijas spēja.

2. Alkēnu izomerizācija.

3. Alkīnu izomerizācija (AE Favorska reakcija).

CH 3 - CH 2 - C = - CH ↔ CH 3 - C = - C - CH 3

etilacetilēna dimetilacetilēns

4. Haloalkānu izomerizācija (A. E. Favorsky, 1907).

5. Amonija cianīta izomerizācija karsējot.

Karbamīdu pirmo reizi sintezēja F. Vēlers 1828. gadā, karsējot amonija cianātu izomerizējoties.

Reakcijas, kas saistītas ar vielas sastāva izmaiņām

Var izšķirt četrus šādu reakciju veidus: savienojumu, sadalīšanās, aizstāšanas un apmaiņas.

1. Saliktās reakcijas ir reakcijas, kurās no divām vai vairākām vielām veidojas viena kompleksa viela

Neorganiskajā ķīmijā var aplūkot visas savienojumu reakcijas, piemēram, ar sērskābes iegūšanas reakciju piemēru no sēra:

1. Sēra oksīda (IV) iegūšana:

S + O 2 = SO - viens komplekss veidojas no divām vienkāršām vielām.

2. Sēra oksīda (VI) iegūšana:

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - no vienkāršas un sarežģītas vielas veidojas viens komplekss.

3. Sērskābes iegūšana:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - viens komplekss veidojas no divām kompleksām vielām.

Saliktas reakcijas piemērs, kurā viena kompleksa viela veidojas no vairāk nekā diviem izejmateriāliem, ir iegūšanas pēdējais posms slāpekļskābe:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

Organiskajā ķīmijā savienojumu reakcijas parasti sauc par "pievienošanas reakcijām". Visu šādu reakciju daudzveidību var aplūkot, izmantojot tādu reakciju bloka piemēru, kas raksturo nepiesātināto vielu īpašības, piemēram, etilēnu:

1. Hidrogenēšanas reakcija — ūdeņraža pievienošana:

CH2 = CH2 + H2 → H3-CH3

etēns → etāns

2. Hidratācijas reakcija ir ūdens pievienošana.

3. Polimerizācijas reakcija.

2. Sadalīšanās reakcijas ir reakcijas, kurās no vienas kompleksās vielas veidojas vairākas jaunas vielas.

Neorganiskajā ķīmijā var uzskatīt visu šādu reakciju daudzveidību reakciju blokā skābekļa iegūšanai ar laboratorijas metodēm:

1. Dzīvsudraba (II) oksīda sadalīšanās - no vienas sarežģītas vielas veidojas divas vienkāršas.

2. Kālija nitrāta sadalīšanās - no vienas kompleksās vielas veidojas viena vienkārša un viena kompleksa.

3. Kālija permanganāta sadalīšanās - no vienas kompleksās vielas veidojas divas sarežģītas un viena vienkārša, tas ir, trīs jaunas vielas.

Organiskajā ķīmijā sadalīšanās reakcijas var uzskatīt par reakciju bloku etilēna ražošanai laboratorijā un rūpniecībā:

1. Etanola dehidratācijas (ūdens izvadīšanas) reakcija:

С 2 H 5 OH → CH 2 = CH 2 + H 2 O

2. Etāna dehidrogenēšanas (ūdeņraža likvidēšanas) reakcija:

CH3-CH3 → CH2 = CH2 + H2

vai CH3-CH3 → 2C + ZN2

3. Propāna plaisāšanas (šķelšanās) reakcija:

CH3-CH2-CH3 → CH2 = CH2 + CH4

3. Aizvietošanas reakcijas ir tādas reakcijas, kuru rezultātā vienkāršas vielas atomi aizstāj elementa atomus kompleksā vielā.

Neorganiskajā ķīmijā šādu procesu piemērs ir reakciju bloks, kas raksturo, piemēram, metālu īpašības:

1. Sārmu vai sārmzemju metālu mijiedarbība ar ūdeni:

2Na + 2Н 2O = 2NAОН + Н 2

2. Metālu mijiedarbība ar skābēm šķīdumā:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

3. Metālu mijiedarbība ar sāļiem šķīdumā:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4. Metallotermija:

2Аl + Сr 2 O 3 → Аl 2 O 3 + 2Сr

Organiskās ķīmijas studiju priekšmets nav vienkāršas vielas, bet tikai savienojumi. Tāpēc kā aizvietošanas reakcijas piemēru mēs minam raksturīgāko ierobežojošo savienojumu, jo īpaši metāna, īpašību - tā ūdeņraža atomu spēju aizstāt ar halogēna atomiem. Vēl viens piemērs ir aromātiska savienojuma (benzola, toluola, anilīna) bromēšana.

C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr

benzols → brombenzols

Pievērsīsim uzmanību aizvietošanas reakcijas īpatnībai organiskajās vielās: šādu reakciju rezultātā veidojas nevis vienkārša un sarežģīta viela, kā neorganiskajā ķīmijā, bet gan divas sarežģītas vielas.

Organiskajā ķīmijā aizvietošanas reakcijas ietver arī dažas reakcijas starp divām sarežģītām vielām, piemēram, benzola nitrēšanu. Formāli tā ir apmaiņas reakcija. Fakts, ka šī ir aizvietošanas reakcija, kļūst skaidrs tikai tad, ja tiek ņemts vērā tās mehānisms.

4. Apmaiņas reakcijas ir reakcijas, kurās divas sarežģītas vielas apmainās ar savām sastāvdaļām

Šīs reakcijas raksturo elektrolītu īpašības un šķīdumos noris pēc Bertolē likuma, tas ir, tikai tad, ja rezultātā ir nogulsnes, gāze vai vāji disociējoša viela (piemēram, H 2 O).

Neorganiskajā ķīmijā tas var būt reakciju bloks, kas raksturo, piemēram, sārmu īpašības:

1. Neitralizācijas reakcija, kas notiek ar sāls un ūdens veidošanos.

2. Reakcija starp sārmu un sāli, kas notiek ar gāzes veidošanos.

3. Reakcija starp sārmu un sāli, veidojoties nogulsnēm:

CuSO 4 + 2KON = Cu (OH) 2 + K 2 SO 4

vai jonu formā:

Cu 2+ + 2OH - = Cu (OH) 2

Organiskajā ķīmijā var uzskatīt reakciju bloku, kas raksturo, piemēram, etiķskābes īpašības:

1. Reakcija, kurā veidojas vājš elektrolīts - Н 2 O:

CH3COOH + NaOH → Na (CH3COO) + H2O

2. Reakcija, kas notiek, veidojoties gāzei:

2CH 3 COOH + CaCO 3 → 2CH 3 COO + Ca 2+ + CO 2 + H 2 O

3. Reakcija, kurā veidojas nogulsnes:

2CH 3 COOH + K 2 SO 3 → 2K (CH 3 COO) + H 2 SO 3

2CH 3 COOH + SiO → 2CH 3 COO + H 2 SiO 3

II. Mainot ķīmisko elementu, kas veido vielas, oksidācijas pakāpes

Pamatojoties uz to, izšķir šādas reakcijas:

1. Reakcijas, kas notiek ar elementu oksidācijas pakāpju maiņu jeb redoksreakcijas.

Tās ietver daudzas reakcijas, tostarp visas aizvietošanas reakcijas, kā arī tās savienojumu un sadalīšanās reakcijas, kurās ir iesaistīta vismaz viena vienkārša viela, piemēram:

1.Mg 0 + H + 2 SO 4 = Mg + 2 SO 4 + H 2

2,2Mg 0 + O 0 2 = Mg +2 O -2

Sarežģītas redoksreakcijas tiek veidotas, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi.

2KMn +7 O4 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O

Organiskajā ķīmijā aldehīdu īpašības var kalpot kā spilgts redoksreakciju piemērs.

1. Tos reducē līdz attiecīgajiem spirtiem:

Aldecīdi tiek oksidēti līdz atbilstošām skābēm:

2. Reakcijas norit, nemainot ķīmisko elementu oksidācijas pakāpes.

Tie ietver, piemēram, visas jonu apmaiņas reakcijas, kā arī daudzas savienojumu reakcijas, daudzas sadalīšanās reakcijas, esterifikācijas reakcijas:

HCOOH + CHgOH = HCOOCH 3 + H 2 O

III. Termiskais efekts

Pēc termiskā efekta reakcijas iedala eksotermiskās un endotermiskās.

1. Eksotermiskās reakcijas notiek ar enerģijas izdalīšanos.

Tie ietver gandrīz visas saliktās reakcijas. Endotermiskās reakcijas slāpekļa oksīda (II) sintēzei no slāpekļa un skābekļa un gāzveida ūdeņraža reakcijas ar cieto jodu ir rets izņēmums.

Eksotermiskās reakcijas, kas rodas, izdaloties gaismai, tiek sauktas par sadegšanas reakcijām. Etilēna hidrogenēšana ir eksotermiskas reakcijas piemērs. Tas darbojas istabas temperatūrā.

2. Endotermiskās reakcijas notiek ar enerģijas absorbciju.

Acīmredzot uz tiem attieksies gandrīz visas sadalīšanās reakcijas, piemēram:

1. Kaļķakmens apdedzināšana

2. Butāna krekinga

Reakcijas rezultātā atbrīvotās vai absorbētās enerģijas daudzumu sauc par reakcijas termisko efektu, un ķīmiskās reakcijas vienādojumu, kas norāda uz šo efektu, sauc par termoķīmisko vienādojumu:

H2 (g) + C12 (g) = 2HC 1 (g) + 92,3 kJ

N 2 (g) + O 2 (g) = 2NO (g) - 90,4 kJ

IV. Pēc reaģentu agregācijas stāvokļa (fāzes sastāvs)

Pēc reaģējošo vielu agregācijas stāvokļa tās izšķir:

1. Heterogēnas reakcijas - reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas dažādos agregācijas stāvokļos (dažādās fāzēs).

2. Homogēnās reakcijas - reakcijas, kurās reaģenti un reakcijas produkti atrodas vienā un tajā pašā agregācijas stāvoklis(vienā fāzē).

V. Ar katalizatora līdzdalību

Ar katalizatora līdzdalību tos izšķir:

1. Nekatalītiskas reakcijas bez katalizatora līdzdalības.

2. Katalītiskās reakcijas, kurās iesaistīts katalizators. Tā kā visas bioķīmiskās reakcijas, kas notiek dzīvo organismu šūnās, notiek, piedaloties īpašiem proteīna rakstura bioloģiskiem katalizatoriem - fermentiem, tad tās visas attiecas uz katalītisko vai, precīzāk, fermentatīvo. Jāpiebilst, ka vairāk nekā 70% ķīmiskās rūpniecības izmanto katalizatorus.

Vi. Uz priekšu

Atšķirt pēc virziena:

1. Neatgriezeniskas reakcijas šajos apstākļos notiek tikai vienā virzienā. Tie ietver visas apmaiņas reakcijas, ko pavada nogulšņu, gāzes vai zemas disociācijas vielas (ūdens) veidošanās un visas degšanas reakcijas.

2. Atgriezeniskas reakcijas šajos apstākļos norit vienlaicīgi divos pretējos virzienos. Lielākā daļa šādu reakciju.

Organiskajā ķīmijā atgriezeniskuma zīmi atspoguļo nosaukumi - procesu antonīmi:

Hidrogenēšana - dehidrogenēšana,

Hidratācija - dehidratācija,

Polimerizācija - depolimerizācija.

Visas esterifikācijas reakcijas (pretējo procesu, kā jūs zināt, sauc par hidrolīzi) un olbaltumvielu, esteru, ogļhidrātu, polinukleotīdu hidrolīzi ir atgriezeniskas. Šo procesu atgriezeniskums ir dzīvā organisma vissvarīgākās īpašības - vielmaiņas pamatā.

Vii. Izšķir plūsmas mehānismu:

1. Radikālas reakcijas notiek starp radikāļiem un molekulām, kas veidojas reakcijas laikā.

Kā jau jūs zināt, visās reakcijās tiek pārtrauktas vecās ķīmiskās saites un veidojas jaunas ķīmiskās saites. Saites pārraušanas metode sākotnējās vielas molekulās nosaka reakcijas mehānismu (ceļu). Ja viela veidojas kovalentās saites dēļ, tad šo saiti var pārraut divos veidos: hemolītiskā un heterolītiskā. Piemēram, molekulām Cl 2, CH 4 utt. tiek realizēts saišu hemolītisks pārrāvums, tas novedīs pie daļiņu veidošanās ar nepāra elektroniem, tas ir, brīvajiem radikāļiem.

Visbiežāk radikāļi veidojas, pārtraucot saites, kurās kopīgie elektronu pāri ir sadalīti aptuveni vienādi starp atomiem (nepolārā kovalentā saite), bet daudzi polārie savienojumi var arī plīst tādā pašā veidā, it īpaši, ja reakcija notiek gāzes fāzē un gaismas ietekmē, kā, piemēram, augstākminēto procesu - C 12 un CH 4 mijiedarbības - gadījumā. Radikāļi ir ļoti reaģējoši, jo tiem ir tendence pabeigt savu elektronu slāni, paņemot elektronu no cita atoma vai molekulas. Piemēram, kad hlora radikālis saduras ar ūdeņraža molekulu, tas izraisa kopējā elektronu pāra plīsumu, kas savieno ūdeņraža atomus un veido kovalentā saite ar vienu no ūdeņraža atomiem. Otrais ūdeņraža atoms, kļūstot par radikāli, veido kopīgu elektronu pāri ar hlora atoma nepāra elektronu no sadalošās Cl 2 molekulas, kā rezultātā rodas hlora radikālis, kas uzbrūk jaunai ūdeņraža molekulai utt.

Reakcijas, kas pārstāv secīgu transformāciju ķēdi, sauc par ķēdes reakcijām. Par ķēdes reakciju teorijas izstrādi divi izcili ķīmiķi - mūsu tautietis N. N. Semenovs un anglis S. A. Hinšelvuds - tika apbalvoti ar Nobela prēmiju.
Aizvietošanas reakcija starp hloru un metānu notiek līdzīgi:

Lielākā daļa organisko un neorganisko vielu sadegšanas reakciju, ūdens, amonjaka sintēze, etilēna, vinilhlorīda uc polimerizācija notiek pēc radikālas mehānisma.

2. Jonu reakcijas notiek starp jau esošajiem vai reakcijas gaitā izveidotajiem joniem.

Tipiski jonu reakcijas ir elektrolītu mijiedarbība šķīdumā. Joni veidojas ne tikai elektrolītu disociācijas laikā šķīdumos, bet arī elektriskās izlādes, apkures vai starojuma ietekmē. Gamma stari, piemēram, pārvērš ūdens un metāna molekulas molekulāros jonos.

Saskaņā ar citu jonu mehānismu notiek pievienošanās reakcijas ūdeņraža halogenīdu alkēniem, ūdeņradim, halogēniem, spirtu oksidēšana un dehidratācija, spirta hidroksilgrupas aizstāšana ar halogēnu; reakcijas, kas raksturo aldehīdu un skābju īpašības. Šajā gadījumā joni veidojas kovalento polāro saišu heterolītiskā pārrāvumā.

VIII. Pēc enerģijas veida

Izšķir iniciācijas reakciju:

1. Fotoķīmiskās reakcijas. Tos ierosina gaismas enerģija. Papildus iepriekš minētajiem HCl sintēzes fotoķīmiskajiem procesiem vai metāna reakcijai ar hloru, tie ietver ozona veidošanos troposfērā kā sekundāru atmosfēras piesārņotāju. Šajā gadījumā kā primārais darbojas slāpekļa oksīds (IV), kas gaismas ietekmē veido skābekļa radikāļus. Šie radikāļi mijiedarbojas ar skābekļa molekulām, veidojot ozonu.

Ozons veidojas visu laiku, kamēr ir pietiekami daudz gaismas, jo NO var mijiedarboties ar skābekļa molekulām, veidojot to pašu NO 2. Ozona un citu sekundāro atmosfēras piesārņotāju uzkrāšanās var izraisīt fotoķīmisko smogu.

Šāda veida reakcija ietver arī vissvarīgāko procesu augu šūnās - fotosintēzi, kuras nosaukums runā pats par sevi.

2. Radiācijas reakcijas. Tos ierosina augstas enerģijas starojums - rentgena starojums, kodolstarojums (γ-stari, a-daļiņas - He 2+ utt.). Ar radiācijas reakciju palīdzību tiek veikta ļoti ātra radiopolimerizācija, radiolīze (radiācijas sadalīšanās) utt.

Piemēram, fenola divpakāpju ražošanas vietā no benzola to var iegūt, benzolam mijiedarbojoties ar ūdeni starojuma ietekmē. Šajā gadījumā no ūdens molekulām veidojas radikāļi [OH] un [H], ar kuriem benzols reaģē, veidojot fenolu:

C6H6 + 2 [OH] → C6H5OH + H2O

Gumijas vulkanizāciju var veikt bez sēra, izmantojot radiovulkanizāciju, un iegūtā gumija nebūs sliktāka par tradicionālo.

3. Elektroķīmiskās reakcijas. Tie ir iniciēti elektrība... Papildus labi zināmajām elektrolīzes reakcijām norādīsim arī elektrosintēzes reakcijas, piemēram, neorganisko oksidētāju rūpnieciskās ražošanas reakcijas.

4. Termoķīmiskās reakcijas. Tie ir iniciēti siltumenerģija... Tie ietver visas endotermiskās reakcijas un daudzas eksotermiskās reakcijas, kuru sākumam ir nepieciešama sākotnējā siltuma padeve, tas ir, procesa uzsākšana.

Iepriekš minētā ķīmisko reakciju klasifikācija ir atspoguļota diagrammā.

Ķīmisko reakciju klasifikācija, tāpat kā visas citas klasifikācijas, ir nosacīta. Zinātnieki ir vienojušies sadalīt reakcijas noteikti veidi atbilstoši viņu izdalītajām īpašībām. Bet lielāko daļu ķīmisko pārvērtību var attiecināt uz dažādi veidi... Piemēram, aprakstīsim amonjaka sintēzes procesu.

Šī ir salikta reakcija, redoks, eksotermiska, atgriezeniska, katalītiska, neviendabīga (precīzāk, neviendabīga katalītiska), kas turpinās ar spiediena samazināšanos sistēmā. Visa sniegtā informācija ir jāņem vērā, lai veiksmīgi vadītu procesu. Konkrēta ķīmiskā reakcija vienmēr ir daudzveidīga, to raksturo dažādas pazīmes.

Ķīmiskās reakcijas, to īpašības, veidi, rašanās apstākļi un citi ir viens no interesantas zinātnes, ko sauc par ķīmiju, stūrakmeņiem. Mēģināsim noskaidrot, kas ir ķīmiskā reakcija un kāda ir tās nozīme. Tātad ķīmiskā reakcija ķīmijā tiek uzskatīta par vienas vai vairāku vielu pārvēršanos citās vielās. Šajā gadījumā to kodoli nemainās (atšķirībā no kodolreakcijām), bet notiek elektronu un kodolu pārdale, un, protams, parādās jauni ķīmiskie elementi.

Ķīmiskās reakcijas dabā un ikdienā

Man un Tev apkārt notiek ķīmiskas reakcijas, turklāt mēs paši regulāri veicam dažādas ikdienas darbības, kad, piemēram, aizdedzam sērkociņu. Īpaši daudz ķīmisko reakciju pašas nenojaušot (un varbūt pat nenojaušot) veic pavāri, gatavojot ēdienu.

Protams, iekšā dabas apstākļi notiek daudzas ķīmiskas reakcijas: vulkāna izvirdums, lapotnes un koki, bet ko lai saka, gandrīz jebkuru bioloģisko procesu var attiecināt uz ķīmisko reakciju piemēriem.

Ķīmisko reakciju veidi

Visas ķīmiskās reakcijas var aptuveni iedalīt vienkāršās un sarežģītās. Savukārt vienkāršas ķīmiskās reakcijas iedala:

• saliktas reakcijas,
• sadalīšanās reakcijas,
• aizvietošanas reakcijas,
• apmaiņas reakcijas.

Savienojuma ķīmiskā reakcija

Saskaņā ar izcilā ķīmiķa D. Mendeļejeva ļoti trāpīgo definīciju kombinācijas reakcija notiek, kad "ir viena no divām vielām". Savienojuma ķīmiskās reakcijas piemērs var būt dzelzs un sēra pulveru karsēšana, kurā no tiem veidojas dzelzs sulfīds - Fe + S = FeS. Vēl viens spilgts šīs reakcijas piemērs ir vienkāršu vielu, piemēram, sēra vai fosfora, sadegšana gaisā (iespējams, līdzīgu reakciju var saukt arī par termiski ķīmisku reakciju).

Ķīmiskās sadalīšanās reakcija

Tas ir vienkārši, sadalīšanās reakcija ir pretēja saliktajai reakcijai. Ar to no vienas vielas iegūst divas vai vairākas vielas. Vienkāršs piemērsķīmiskās sadalīšanās reakcija var būt krīta sadalīšanās reakcija, kuras laikā veidojas pats krīts dzēsts kaļķis un oglekļa dioksīds.

Ķīmiskās aizvietošanas reakcija

Aizvietošanas reakcija tiek veikta, kad vienkārša viela mijiedarbojas ar sarežģītu. Sniegsim ķīmiskās aizvietošanas reakcijas piemēru: ja jūs nolaižat tērauda naglu šķīdumā ar vara sulfātu, tad šīs vienkāršās ķīmiskā pieredze mēs saņemsim tintes akmens(dzelzs izspiedīs varu no sāls). Šādas ķīmiskās reakcijas vienādojums izskatīsies šādi:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Ķīmiskās apmaiņas reakcija

Apmaiņas reakcijas notiek tikai starp kompleksiem ķīmiskās vielas, kuras laikā viņi maina savas daļas. Daudzas šādas reakcijas notiek dažādos risinājumos. Skābes neitralizācija ar žulti - šeit labs piemērsķīmiskās apmaiņas reakcija.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

Šis ir šīs reakcijas ķīmiskais vienādojums, kurā ūdeņraža jons no HCl savienojuma tiek apmainīts ar nātrija jonu no NaOH savienojuma. Šīs ķīmiskās reakcijas sekas ir nātrija hlorīda šķīduma veidošanās.

Ķīmisko reakciju pazīmes

Pēc ķīmisko reakciju rašanās pazīmēm var spriest, vai ķīmiskā reakcija starp reaģentiem ir pagājusi vai nē. Šeit ir daži ķīmisko reakciju pazīmju piemēri:

• Krāsas maiņa (vieglā dzelzs, piemēram, mitrā gaisā pārklājas ar brūnu pārklājumu, ķīmiskās reakcijas rezultātā starp dzelzi un).
• Nokrišņi (ja pēkšņi caur kaļķa šķīdumu tiek izvadīts oglekļa dioksīds, tad iegūstam baltas nešķīstošas ​​kalcija karbonāta nogulsnes).
• Gāzes izdalīšanās (ja pilināt uz cepamā soda citronskābe jūs iegūstat oglekļa dioksīda izdalīšanos).
• Vāji disociētu vielu veidošanās (visas reakcijas, kuru rezultātā veidojas ūdens).
• Šķīduma mirdzums (šeit piemērs ir reakcijas, kas notiek ar luminola šķīdumu, kas ķīmisko reakciju laikā izstaro gaismu).

Kopumā ir grūti noteikt, kuras ķīmisko reakciju pazīmes ir galvenās dažādas vielas un dažādām reakcijām ir savas īpašības.

Kā noteikt ķīmiskās reakcijas pazīmi

Jūs varat noteikt ķīmiskās reakcijas zīmi vizuāli (ar krāsas maiņu, mirdzumu) vai pēc šīs reakcijas rezultātiem.

Ķīmiskās reakcijas ātrums

Ķīmiskās reakcijas ātrumu parasti saprot kā viena no reaģentu daudzuma izmaiņas laika vienībā. Turklāt ķīmiskās reakcijas ātrums vienmēr ir pozitīva vērtība. 1865. gadā ķīmiķis N. N. Beketovs formulēja masu iedarbības likumu, kas nosaka, ka "ķīmiskās reakcijas ātrums katrā laika momentā ir proporcionāls reaģentu koncentrācijām, kas paaugstinātas līdz jaudām, kas vienādas ar to stehiometriskajiem koeficientiem".

Ķīmiskās reakcijas ātruma faktori ietver:

• reaģējošo vielu īpašības,
• katalizatora klātbūtne,
• temperatūra,
• spiediens,
• reaģentu virsmas laukums.

Visiem tiem ir vistiešākā ietekme uz ķīmiskās reakcijas ātrumu.

Ķīmiskās reakcijas līdzsvars

Ķīmiskais līdzsvars ir ķīmiskās sistēmas stāvoklis, kurā notiek vairākas ķīmiskas reakcijas un ātrums katrā tiešā un apgrieztā reakciju pārī ir vienāds. Tādējādi tiek izdalīta ķīmiskās reakcijas līdzsvara konstante - tā ir vērtība, kas noteiktai ķīmiskajai reakcijai nosaka attiecību starp sākotnējo vielu un produktu termodinamiskajām aktivitātēm ķīmiskā līdzsvara stāvoklī. Zinot līdzsvara konstanti, varat noteikt ķīmiskās reakcijas virzienu.

Ķīmisko reakciju rašanās nosacījumi

Lai uzsāktu ķīmiskās reakcijas, ir jārada tam atbilstoši apstākļi:

• vielu nonākšana ciešā saskarē.
• karsējot vielas noteikta temperatūra(ķīmiskās reakcijas temperatūrai jābūt piemērotai).

Ķīmiskās reakcijas siltuma efekts

Tas ir sistēmas iekšējās enerģijas izmaiņu nosaukums ķīmiskās reakcijas gaitas rezultātā un sākotnējo vielu (reaģentu) pārvēršanās reakcijas produktos daudzumos, kas atbilst ķīmiskās reakcijas vienādojumam šādos apstākļos:

• tikai iespējamais darbsšajā gadījumā ir tikai darbs pret ārēju spiedienu.
• izejmateriāliem un produktiem, kas iegūti ķīmiskās reakcijas rezultātā, ir vienāda temperatūra.

Ķīmiskās reakcijas, video

Un noslēgumā interesants video par pārsteidzošākajām ķīmiskajām reakcijām.