Дайте полную характеристику следующих химических процессов горения. Классификация химических реакций, лежащих в основе промышленных химико-технологических процессов

И классификация сталей

- качество;

- химический состав;

- назначение;

- микроструктура;

- прочность .

Качество стали

По химическому составу

Углеродистые стали постоянных примесей

Таблица 1.3.

УГЛЕРОДИСТОЙ СТАЛИ

Легирующие элементы добавками или присадками

Легированные стали низколегированные (до 2,5 мас.%), легированные (от 2,5 до 10 мас.%) и высоколегированные «хромистая»

По назначению стали

Конструкционными низко- (или мало-) и среднеуглеродистыми.

Инструментальными высокоуглеродистыми.

и (с особыми свойствами – ).

и

и повышенной теплостойкости быстрорежущих сталей.

Обыкновенного качества,

Конструкционные стали,

Инструментальные стали,

6) подшипниковые (шарикоподшипниковые ) стали,

7) быстрорежущие стали (высоколегированные, высококачественные инструментальные стали с повышенным содержанием вольфрама).

8) автоматные, т.е. повышенной (или высокой) обрабатываемости , стали.

Анализ состава исторически сложившихся маркировочных групп сталей показывает, что применяемые системы маркировки позволяют кодировать пять классификационных признаков, а именно: качество, химический состав, назначение, степень раскисленности, а также способ получения заготовок (автоматные или, в редких случаях, литейные). Связь маркировочных групп и классов сталей иллюстрируется нижней частью блок-схемы на рис.1.

СИСТЕМА МАРКИРОВОЧНЫХ ГРУПП, ПРАВИЛА МАРКИРОВКИ И ПРИМЕРЫ МАРОК СТАЛЕЙ

Углеродистые конструкционные стали обыкновенного качества

Конкретные стали указанной маркировочной группы обозначаются с помощью двухбуквенного сочетания «Ст» которое является ключевым (системообразующим) в рассматриваемой маркировочной группе. Марки сталей данной группы сразу узнаются по этому символу.

За символом «Ст» без пробела следует цифра, указывающая номер марки – от «0» до «6».

Возрастание номера марки соответствует росту содержания углерода в стали, однако не указывает на его конкретное значение. Допустимые пределы концентрации углерода в сталях каждой марки показаны в табл. 1.5. Содержание углерода в сталях углеродистых обыкновенного качества не превышает 0,5 мас.%. Такие стали являются доэвтектоидными по структурному критерию, и, значит, конструкционными по назначению.

После цифры следует одно из трех буквосочетаний: «кп», «пс», «сп», – показывающее степень раскисленности стали.

Перед символом «Ст» могут стоять заглавные буквы «А»,«Б» или «В» либо может не быть никаких символов. Таким способом передается информация о принадлежности стали к одной из так называемых «групп поставки»: А, Б илиВ , – в зависимости от того, какой из нормируемых показателей стали гарантируется поставщиком.

Сталь группы А поставляется с гарантией химического состава, или заданных ГОСТом допустимых значений концентрации углерода и примесей. Буква «А» часто в марке не ставится и ее отсутствие по умолчанию означает гарантию химического состава. Потребитель стали, не имея информации о механических свойствах, может формировать их путем соответствующей термообработки, выбор режимов которой требует знания химического состава.

Сталь группы Б поставляется с гарантией требуемых механических свойств. Потребитель стали может определить оптимальное ее применение в конструкциях по известным характеристикам механических свойств без предварительной термообработки.

Сталь группы В поставляется с гарантией как химического состава, так и механических свойств. Используется потребителем, главным образом, для создания сварных конструкций. Знание механических свойств позволяет прогнозировать поведение нагруженной конструкции в зонах, далеких от сварных швов, а знание химсостава дает возможность предсказывать и, по необходимости, исправлять термообработкой механические свойства собственно сварных швов.

Примеры записи марок углеродистой стали обыкновенного качества выглядят следующим образом: ВСт3пс , БСт6сп , Ст1кп .

Шарикоподшипниковые стали

Стали для подшипников имеют собственную маркировку, по назначению составляют особую группу конструкционных сталей, хотя по составу и свойствам они близки к инструментальным сталям . Термин «шарикоподшипниковые» определяет их узкую область назначения – подшипники качения (не только шариковые, но также роликовые и игольчатые). Для ее маркировки была предложена аббревиатура «ШХ» – шарикоподшипниковая хромистая , – за которой ставится число десятых долей процента средней концентрации хрома . Из ранее широко известных марок ШХ6, ШХ9 и ШХ15 в употреблении осталась марка ШХ15. Отличие шарикоподшипниковой стали от аналогичной инструментальной – в более жестких требованиях к количеству неметаллических включений и равномерности распределения карбидов в микроструктуре.

Усовершенствование стали ШХ15 путем введения в нее дополнительных легирующих добавок (кремния и марганца) своеобразно отразилось в маркировке – распространением на специфическую систему более поздних правил обозначения легирующих элементов в составе легированных сталей: ШХ15СГ, ШХ20СГ.

Быстрорежущие стали

Быстрорежущие стали специфически маркируются начальной буквой русского алфавита «Р», соответствующей первому звуку в английском слове rapid – быстрый, скорый . Далее следует целое число процентов вольфрама. Как уже было сказано, наиболее распространенной ранее маркой быстрорежущей стали была Р18.

В связи с дефицитностью и дороговизной вольфрама произошел переход на вольфрамомолибденовую сталь Р6М5 без азота и Р6АМ5 с азотом . Аналогично подшипниковым сталям, произошло слияние (своего рода «гибридизация») двух систем маркировки. Разработка и освоение новых быстрорежущих сталей с кобальтом и ванадием обогатило арсенал «гибридных» марок: Р6АМ5Ф3, Р6М4К8, 11Р3АМ3Ф2 – а также привело к появлению вообще безвольфрамовых быстрорежущих сталей, которые маркируются и в специфической системе (Р0М5Ф1, Р0М2Ф3) , и полностью по-новому – 9Х6М3Ф3АГСТ-Ш, 9Х4М3Ф2АГСТ-Ш .

Классификация чугунов

Чугунами называют сплавы железа с углеродом, имеющие в своем составе более 2,14 мас.% С.

Чугуны выплавляют для передела в сталь (передельные), для получения ферросплавов, играющих роль легирующих присадок, а также как высокотехнологичные сплавы для получения отливок (литейные).

Углерод может находиться в чугуне в виде двух высокоуглеродистых фаз – цементита (Fe 3 C) и графита, а иногда одновременно в виде цементита и графита. Чугун, в котором присутствует только цементит, дает светлый блестящий излом и поэтому называется белым . Присутствие графита придает излому чугуна серый цвет. Однако не всякий чугун с графитом относится к классу так называемых серых чугунов. Между белыми и серыми чугунами лежит класс половинчатых чугунов.

Половинчатыми чугунами называют чугуны, в структуре которых, несмотря на графитизацию, хотя бы частично сохранился цементит ледебурита, а, значит, присутствует собственно ледебурит – имеющая специфический вид эвтектическая структурная составляющая.

К серым относят чугуны, в которых полностью распался цементит ледебурита, и последнего в структуре не стало. Серый чугун состоит из графитных включений и металлической основы . Эта металлическая основа представляет собой перлитную (эвтектоидную), феррито-перлитную (доэвтектоидную) или ферритную (малоуглеродистую) сталь. Указанной последовательности видов металлической основы серых чугунов соответствует все большая степень распада цементита, входящего в состав перлита.

Антифрикционные чугуны

Примеры марок: АЧС-1, АЧС-2, АЧС-3.

Специальные легированные жаростойкие , коррозионностойкие и жаропрочные чугуны:

ПРИМЕРЫ МАРОК СПЕЦИАЛЬНЫХ СЕРЫХ ЧУГУНОВ

Классификация и маркировка

металлокерамических твердых сплавов

Металлокерамическими твердыми сплавами называют сплавы, изготовленные методом порошковой металлургии (металлокерамики) и состоящие из карбидов тугоплавких металлов: WC, TiC, TaC, – соединенных пластичной металлической связкой, чаще всего кобальтом.

В настоящее время в России изготовляют твердые сплавы трех групп: вольфрамовые, титановольфрамовые и титанотанталовольфрамовые , – содержащие в качестве связки кобальт .

Из-за дороговизны вольфрама разработаны твердые сплавы, совсем не содержащие карбида вольфрама. В качестве твердой фазы они содержат только карбид титана либо карбонитрид титана – Ti(NC). Роль пластичной связки выполняет никель-молибденовая матрица . Классификация твердых сплавов представлена блок-схемой.

В соответствии с пятью классами металлокерамических твердых сплавов существующие правила маркировки образуют пять маркировочных групп.

Вольфрамовые (иногда называемые вольфрамокобальтовыми) твердые сплавы

Примеры: ВК3, ВК6, ВК8, ВК10.

Титановольфрамовые (иногда называемые титановольфрамокобаль-товыми) твердые сплавы

Примеры: Т30К4, Т15К6, Т5К10, Т5К12.

Титанотанталовольфрамовые (иногда называемые титанотантало-вольфрамокобальтовыми) твердые сплавы

Примеры: ТТ7К12, ТТ8К6, ТТ10К8, ТТ20К9.

Иногда в конце марки через дефис добавляют буквы или буквосочетания, характеризующие дисперсность частиц карбидов в порошке:

КЛАССИФИКАЦИЯ ТВЁРДЫХ МЕТАЛЛОКЕРАМИЧЕСКИХ СПЛАВОВ

Зарубежные аналоги некоторых отечественных марок легированных сталей приведены в таблице 1.1.

Таблица 1.1.

Зарубежные аналоги ряда отечественных марок легированных сталей

* DIN (Deutsche Industrienorm), ASTM (American Societi for Testing Materials), JIS (Japaneese industrial Standart).

** Сталь, близкая по составу; *** Стандарт SAE

Характеристика классификационных признаков

И классификация сталей

К числу современных классификационных признаков сталей относятся следующие:

- качество;

- химический состав;

- назначение;

- металлургические особенности производства;

- микроструктура;

- традиционный способ упрочнения;

- традиционный способ получения заготовок или деталей;

- прочность .

Кратко охарактеризуем каждый из них.

Качество стали определяется в первую очередь содержанием вредных примесей – серы и фосфора – и характеризуется по 4-м категориям (см. табл. 1.2).

По химическому составу стали условно разделяют на углеродистые (нелегированные) стали и легированные.

Углеродистые стали не содержат специально введенных легирующих элементов. Содержащиеся в углеродистых сталях элементы, кроме углерода, относятся к числу так называемых постоянных примесей . Их концентрация должна находиться в пределах, определяемых соответствующими государственными стандартами (ГОСТами). В таблице 1.3. даются усредненные предельные значения концентрации некоторых элементов, позволяющие относить эти элементы к разряду примесей, а не легирующих элементов. Конкретные пределы содержания примесей в углеродистых сталях дают ГОСТы.

Таблица 1.3.

ПРЕДЕЛЬНЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ НЕКОТОРЫХ ЭЛЕМЕНТОВ, ПОЗВОЛЯЮЩИЕ СЧИТАТЬ ИХ ПОСТОЯННЫМИ ПРИМЕСЯМИ

УГЛЕРОДИСТОЙ СТАЛИ

Легирующие элементы , иногда называемые легирующими добавками или присадками , специально вводятся в сталь для получения требуемой структуры и свойств.

Легированные стали подразделяются по суммарной концентрации легирующих элементов, кроме углерода, на низколегированные (до 2,5 мас.%), легированные (от 2,5 до 10 мас.%) и высоколегированные (более 10 мас.%) при содержании в последних железа не менее 45 мас.%. Обычно вводимый легирующий элемент дает легированной стали соответствующее название: «хромистая» – легированная хромом, «кремнистая» – кремнием, «хромокремнистая» – хромом и кремнием одновременно и т.д.

Кроме того, выделяют также ещё сплавы на основе железа, когда в составе материла железа менее 45%, но его более любого другого легирующего элемента.

По назначению стали подразделяют на конструкционные и инструментальные.

Конструкционными считаются стали, применяемые для изготовления различных деталей машин, механизмов и конструкций в машиностроении, строительстве и приборостроении. Должны обладать необходимой прочностью и вязкостью, а также, если требуется, комплексом специальных свойств (коррозионной стойкостью, парамагнетизмом и т. д.). Как правило, конструкционные стали являются низко- (или мало-) и среднеуглеродистыми. Твердость не является для них решающей механической характеристикой.

Инструментальными называются стали, применяемые для обработки материалов резанием или давлением, а также для изготовления измерительного инструмента. Должны обладать высокой твердостью, износостойкостью, прочностью и рядом других специфических свойств, например, теплостойкостью. Необходимым условием получения высокой твердости является повышенное содержание углерода, поэтому инструментальные стали, за редким исключением, всегда являются высокоуглеродистыми.

Внутри каждой из групп имеет место более детальное деление по назначению. Конструкционные стали подразделяют на строительные, машиностроительные и стали специального применения (с особыми свойствами – жаропрочные, жаростойкие, коррозионностойкие, немагнитные ).

Инструментальные стали разделяют на стали для режущего инструмента, штамповые стали и стали для измерительного инструмента.

Общим эксплуатационным свойством инструментальных сталей является высокая твердость, обеспечивающая сопротивляемость инструмента деформации и истиранию его поверхности. В то же время к сталям для режущего инструмента предъявляется специфическое требование – сохранять высокую твердость при повышенных температурах (до 500…600ºС), которые развиваются в режущей кромке при больших скоростях резания. Указанная способность стали называется ее теплостойкостью (или красностойкостью). По указанному критерию стали для режущего инструментаподразделяют на нетеплостойкие, полутеплостойкие, теплостойкие и повышенной теплостойкости . Две последние группы известны в технике под названием быстрорежущих сталей.

От штамповых сталей, помимо высокой твердости, требуется большая вязкость, так как штамповый инструмент работает в условиях ударного нагружения. Кроме того, инструмент для горячей штамповки, соприкасаясь с нагретыми металлическими заготовками, при длительной работе может разогреваться. Поэтому стали для горячей штамповки должны быть еще и теплостойкими.

Стали для измерительного инструмента помимо высокой износостойкости, обеспечивающей точность размеров в течение длительного срока службы, должны гарантировать стабильность размеров инструментов независимо от температурных условий эксплуатации. Другими словами, они должны иметь очень небольшое значение коэффициента теплового расширения.

Химические свойства веществ выявляются в разнообразных химических реакциях.

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями . Часто встречается и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

В левой части уравнения пишутся формулы исходных веществ (реагентов), в правой части — веществ, получаемых в результате протекания химической реакции (продуктов реакции, конечных веществ). Знак равенства, связывающий левую и правую часть, указывает, что общее количество атомов веществ, участвующих в реакции, остается постоянным. Это достигается расстановкой перед формулами целочисленных стехиометрических коэффициентов, показывающих количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции. Если химическая реакция протекает под влиянием внешних воздействий (температура, давление, излучение и т.д.), это указывается соответствующим символом, как правило, над (или «под») знаком равенства.

Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.

В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Природа переносимых частиц.

5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

6. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом — выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0):

С +О 2 = СО 2 + Q

и эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом — поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H >0):

N 2 +О 2 = 2NО — Q.

Такие реакции относят к термохимическим .

Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.

Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ

1. Реакции соединения

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .

2. Реакции разложения

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,
(NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга :

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 ,

или дегидрирования

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 .

3. Реакции замещения

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 ,

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 ,

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 .

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 ,

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 ,

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена :

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl.

4. Реакции обмена

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,

AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3 ,

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации :

НСl + КОН = КСl + Н 2 О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 ,

Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О,

СН 3 СООNа + Н 3 РО 4 = СН 3 СООН + NаН 2 РО 4 .

5. Реакции переноса.

При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой:

АВ + ВС = А + В 2 С,

А 2 В + 2СВ 2 = АСВ 2 +АСВ 3 .

Например:

2AgCl + SnCl 2 = 2Ag + SnCl 4 ,

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

Классификация реакций по фазовым признакам

В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:

1. Газовые реакции

2. Реакции в растворах

NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н 2 О(ж)

3. Реакции между твердыми веществами

Классификация реакций по числу фаз.

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:

1.Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.

2.Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции

CO 2 (г) + NaOH(p-p) = NaHCO 3 (p-p).

газотвердофазные реакции

СO 2 (г) + СаО(тв) = СаСO 3 (тв).

жидкотвердофазные реакции

Na 2 SO 4 (р-р) + ВаСl 3 (р-р) = ВаSО 4 (тв)↓ + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО 3) 2 (р-р) + Н 2 SО 4 (р-р) = СО 2 (r) +Н 2 О(ж) + СаSО 4 (тв)↓.

Классификация реакций по типу переносимых частиц

1. Протолитические реакции.

К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.

В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:

К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Zn + 2H + → Zn 2 + + H 2 ,

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,

Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.

3. Лиганднообменные реакции.

К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2 ,

Fe + 5CO = ,

Al(OH) 3 + NaOH = .

Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.

4. Реакции атомно-молекулярного обмена.

К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О.

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2 ,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О.

Химические элементы, из которых состоит живая и неживая природа, находятся в постоянном движении, потому что непрерывно изменяются вещества, которые состоят из этих элементов.

Химические реакции (от лат. реакция - противодействие, отпор) - это ответное действие веществ на воздействие других веществ и физических факторов (температуры, давления, излучения и др.).

Однако такому определению соответствуют также и физические изменения, происходящие с веществами, - кипение, плавление, конденсация и др. Поэтому необходимо уточнить, что химические реакции - это процессы, в результате которых разрушаются старые химические связи и возникают новые и, как следствие, - из исходных веществ образуются новые вещества.

Химические реакции непрерывно происходят как внутри нашего организма, так и в окружающем нас мире. Бесчисленное множество реакций принято классифицировать по различным признакам. Давайте вспомним из курса 8 класса признаки, с которыми вы уже знакомы. Для этого обратимся к лабораторному опыту.

Лабораторный опыт № 3
Замещение железом меди в растворе сульфата меди (II)

Мы подошли к очень важному понятию в химии - «скорость химической реакции». Известно, что одни химические реакции протекают очень быстро, другие - за значительные промежутки времени. При добавлении раствора нитрата серебра к раствору хлорида натрия практически мгновенно выпадает белый творожистый осадок:

AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl↓.

С огромными скоростями протекают реакции, сопровождающиеся взрывом (рис. 11, 1). Наоборот, медленно растут в каменных пещерах сталактиты и сталагмиты (рис. 11, 2), корродируют (ржавеют) стальные изделия (рис. 11, 3), разрушаются под действием кислотных дождей дворцы и статуи (рис. 11, 4).

Рис. 11.
Химические реакции, протекающие с огромными скоростями (1) и очень медленно (2-4)

В свою очередь, под концентрацией понимают отношение количества вещества (как вы знаете, оно измеряется в молях) к объёму, которое оно занимает (в литрах). Отсюда нетрудно вывести единицу измерения скорости химической реакции - 1 моль/(л с).

Изучает скорость химической реакции особый раздел химии, который называют химической кинетикой.

Знание её закономерностей позволяет управлять химической реакцией, заставляя её протекать быстрее или медленнее.

От каких же факторов зависит скорость химической реакции?

1. Природа реагирующих веществ . Обратимся к эксперименту.

Лабораторный опыт № 4
Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ на примере взаимодействия кислот с металлами

2. Концентрация реагирующих веществ . Обратимся к эксперименту.

Лабораторный опыт № 5
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ на примере взаимодействия цинка с соляной кислотой различной концентрации

Нетрудно сделать вывод: чем выше концентрация реагирующих веществ, тем выше и скорость взаимодействия между ними.

Концентрацию газообразных веществ для гомогенных производственных процессов повышают, увеличивая давление. Например, так поступают при производстве серной кислоты, аммиака, этилового спирта.

Фактор зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ учитывается не только на производстве, но и в других областях жизнедеятельности человека, например в медицине. Больным с заболеваниями лёгких, у которых скорость взаимодействия гемоглобина крови с кислородом воздуха низкая, облегчают дыхание с помощью кислородных подушек.

3. Площадь соприкосновения реагирующих веществ . Эксперимент, иллюстрирующий зависимость скорости химической реакции от этого фактора, может быть выполнен с помощью следующего опыта.

Лабораторный опыт № 6
Зависимость скорости химической реакции от площади соприкосновения реагирующих веществ

Для гетерогенных реакций: чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ, тем выше скорость реакции .

В этом вы могли убедиться на личном опыте. Чтобы разжечь костёр, вы под дрова подкладывали мелкие щепочки, а под них - скомканную бумагу, от которой и загорался весь костёр. Наоборот, тушение пожара водой заключается в уменьшении площади соприкосновения горящих предметов с воздухом.

На производстве этот фактор учитывают специально, используют так называемый кипящий слой. Твёрдое вещество для повышения скорости реакции измельчают почти до состояния пыли, а затем через него пропускают снизу второе вещество, как правило газообразное. Прохождение его через мелкораздробленное твёрдое вещество создаёт эффект кипения (отсюда и название метода). Кипящий слой используется, например, при производстве серной кислоты и нефтепродуктов.

Лабораторный опыт № 7
Моделирование «кипящего слоя»

4. Температура . Обратимся к эксперименту.

Лабораторный опыт № 8
Зависимость скорости химической реакции от температуры реагирующих веществ на примере взаимодействия оксида меди (II) с раствором серной кислоты различной температуры

Нетрудно сделать вывод: чем выше температура, тем больше скорость реакции.

Первый лауреат Нобелевской премии голландский химик Я. X. Вант-Гофф сформулировал правило:

На производстве используются, как правило, высокотемпературные химические процессы: при выплавке чугуна и стали, варке стекла и мыла, производстве бумаги и нефтепродуктов и т. д. (рис. 12).

Рис. 12.
Высокотемпературные химические процессы: 1 - выплавка чугуна; 2 - варка стекла; 3 - производство нефтепродуктов

Пятый фактор, от которого зависит скорость химической реакции, - катализаторы. С ним вы познакомитесь в следующем параграфе.

Новые слова и понятия

1. Химические реакции и их классификация.
2. Признаки классификации химических реакций.
3. Скорость химической реакции и факторы, от которых она зависит.

Задания для самостоятельной работы

1. Что такое химическая реакция? В чём суть химических процессов?
2. Дайте полную классификационную характеристику следующих химических процессов:
   • а) горению фосфора;
   • б) взаимодействию раствора серной кислоты с алюминием;
   • в) реакции нейтрализации;
   • г) образованию оксида азота (IV) из оксида азота (II) и кислорода.
3. На основе личного опыта приведите примеры химических реакций, протекающих с различной скоростью.
4. Что такое скорость химической реакции? От каких факторов она зависит?
5. Приведите примеры влияния различных факторов на биохимические и производственные химические процессы.
6. На основе личного опыта приведите примеры влияния различных факторов на химические реакции, протекающие в повседневной жизни.
7. Почему продукты питания хранят в холодильнике?
8. Химическую реакцию начали проводить при температуре 100 °С, затем подняли до 150 °С. Температурный коэффициент этой реакции равен 2. Во сколько раз возрастёт скорость химической реакции?

Классификация неорганических веществ с примерами соединений

Теперь проанализируем представленную выше классификационную схему более детально.

Как мы видим, прежде всего все неорганические вещества делятся на простые и сложные :

Простыми веществами называют такие вещества, которые образованы атомами только одного химического элемента. Например, простыми веществами являются водород H 2 , кислород O 2 , железо Fe, углерод С и т.д.

Среди простых веществ различают металлы , неметаллы и благородные газы:

Металлы образованы химическими элементами, расположенными ниже диагонали бор-астат, а также всеми элементами, находящимися в побочных группах.

Благородные газы образованы химическими элементами VIIIA группы.

Неметаллы образованы соответственно химическими элементами, расположенными выше диагонали бор-астат, за исключением всех элементов побочных подгрупп и благородных газов, расположенных в VIIIA группе:

Названия простых веществ чаще всего совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Однако для многих химических элементов широко распространено такое явление, как аллотропия. Аллотропией называют явление, когда один химический элемент способен образовывать несколько простых веществ. Например, в случае химического элемента кислорода возможно существование молекулярных соединений с формулами O 2 и O 3 . Первое вещество принято называть кислородом так же, как и химический элемент, атомами которого оно образовано, а второе вещество (O 3) принято называть озоном. Под простым веществом углеродом может подразумеваться любая из его аллотропных модификаций, например, алмаз, графит или фуллерены. Под простым веществом фосфором могут пониматься такие его аллотропные модификации, как белый фосфор, красный фосфор, черный фосфор.

Сложные вещества

Сложными веществами называют вещества, образованные атомами двух или более химических элементов.

Так, например, сложными веществами являются аммиак NH 3 , серная кислота H 2 SO 4 , гашеная известь Ca(OH) 2 и бесчисленное множество других.

Среди сложных неорганических веществ выделяют 5 основных классов, а именно оксиды, основания, амфотерные гидроксиды, кислоты и соли:

Оксиды — сложные вещества, образованные двумя химическими элементами, один из которых кислород в степени окисления -2.

Общая формула оксидов может быть записана как Э x O y , где Э — символ какого-либо химического элемента.

Номенклатура оксидов

Название оксида химического элемента строится по принципу:

Например:

Fe 2 O 3 — оксид железа (III); CuO — оксид меди (II); N 2 O 5 — оксид азота (V)

Нередко можно встретить информацию о том, что в скобках указывается валентность элемента, однако же это не так. Так, например, степень окисления азота N 2 O 5 равна +5, а валентность, как это ни странно, равна четырем.

В случае, если химический элемент имеет единственную положительную степень окисления в соединениях, в таком случае степень окисления не указывается. Например:

Na 2 O — оксид натрия; H 2 O — оксид водорода; ZnO — оксид цинка.

Классификация оксидов

Оксиды по их способности образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями подразделяют соответственно на солеобразующие и несолеобразующие .

Несолеобразующих оксидов немного, все они образованы неметаллами в степени окисления +1 и +2. Список несолеобразующих оксидов следует запомнить: CO, SiO, N 2 O, NO.

Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные , кислотные и амфотерные .

Основными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с кислотами (или кислотными оксидами) образуют соли. К основным оксидам относят оксиды металлов в степени окисления +1 и +2, за исключением оксидов BeO, ZnO, SnO, PbO.

Кислотными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с основаниями (или основными оксидами) образуют соли. Кислотными оксидами являются практически все оксиды неметаллов за исключением несолеобразующих CO, NO, N 2 O, SiO, а также все оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5, +6 и +7).

Амфотерными оксидами называют оксиды, которые могут реагировать как с кислотами, так и основаниями, и в результате этих реакций образуют соли. Такие оксиды проявляют двойственную кислотно-основную природу, то есть могут проявлять свойства как кислотных, так и основных оксидов. К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов в степенях окисления +3, +4, а также в качестве исключений оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO.

Некоторые металлы могут образовывать все три вида солеобразующих оксидов. Например, хром образует основный оксид CrO, амфотерный оксид Cr 2 O 3 и кислотный оксид CrO 3 .

Как можно видеть, кислотно-основные свойства оксидов металлов напрямую зависят от степени окисления металла в оксиде: чем больше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства.

Основания

Основания — соединения с формулой вида Me(OH) x , где x чаще всего равен 1 или 2.

Исключения: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 и Pb(OH) 2 не относятся к основаниям, несмотря на степень окисления металла +2. Данные соединения являются амфотерными гидроксидами, которые еще будут рассмотрены в этой главе более подробно.

Классификация оснований

Основания классифицируют по количеству гидроксогрупп в одной структурной единице.

Основания с одной гидроксогруппой, т.е. вида MeOH, называют однокислотными основаниями, с двумя гидроксогруппами, т.е. вида Me(OH) 2 , соответственно, двухкислотными и т.д.

Также основания подразделяют на растворимые (щелочи) и нерастворимые.

К щелочам относятся исключительно гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также гидроксид таллия TlOH.

Номенклатура оснований

Название основания строится по нижеследующему принципу:

Например:

Fe(OH) 2 — гидроксид железа (II),

Cu(OH) 2 — гидроксид меди (II).

В тех случаях, когда металл в сложных веществах имеет постоянную степень окисления, указывать её не требуется. Например:

NaOH — гидроксид натрия,

Ca(OH) 2 — гидроксид кальция и т.д.

Кислоты

Кислоты — сложные вещества, молекулы которых содержат атомы водорода, способные замещаться на металл.

Общая формула кислот может быть записана как H x A, где H — атомы водорода, способные замещаться на металл, а A — кислотный остаток.

Например, к кислотам относятся такие соединения, как H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HNO 2 и т.д.

Классификация кислот

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты делятся на:

— одноосновные кислоты : HF, HCl, HBr, HI, HNO 3 ;

— двухосновные кислоты : H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 ;

— трехосновные кислоты : H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .

Следует отметить, что количество атомов водорода в случае органических кислот чаще всего не отражает их основность. Например, уксусная кислота с формулой CH 3 COOH, несмотря на наличие 4-х атомов водорода в молекуле, является не четырех-, а одноосновной. Основность органических кислот определяется количеством карбоксильных групп (-COOH) в молекуле.

Также по наличию кислорода в молекулах кислоты подразделяют на бескислородные (HF, HCl, HBr и т.д.) и кислородсодержащие (H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 и т.д.). Кислородсодержащие кислоты называют также оксокислотами .

Более детально про классификацию кислот можно почитать .

Номенклатура кислот и кислотных остатков

Нижеследующий список названий и формул кислот и кислотных остатков обязательно следует выучить.

В некоторых случаях облегчить запоминание может ряд следующих правил.

Как можно видеть из таблицы выше, построение систематических названий бескислородных кислот выглядит следующим образом:

Например:

HF — фтороводородная кислота;

HCl — хлороводородная кислота;

H 2 S — сероводородная кислота.

Названия кислотных остатков бескислородных кислот строятся по принципу:

Например, Cl — — хлорид, Br — — бромид.

Названия кислородсодержащих кислот получают добавлением к названию кислотообразующего элемента различных суффиксов и окончаний. Например, если кислотообразующий элемент в кислородсодержащей кислоте имеет высшую степень окисления, то название такой кислоты строится следующим образом:

Например, серная кислота H 2 S +6 O 4 , хромовая кислота H 2 Cr +6 O 4 .

Все кислородсодержащие кислоты могут быть также классифицированы как кислотные гидроксиды, поскольку в их молекулах обнаруживаются гидроксогруппы (OH). Например, это видно из нижеследующих графических формул некоторых кислородсодержащих кислот:

Таким образом, серная кислота иначе может быть названа как гидроксид серы (VI), азотная кислота — гидроксид азота (V), фосфорная кислота — гидроксид фосфора (V) и т.д. При этом число в скобках характеризует степень окисления кислотообразующего элемента. Такой вариант названий кислородсодержащих кислот многим может показаться крайне непривычным, однако же изредка такие названия можно встретить в реальных КИМах ЕГЭ по химии в заданиях на классификацию неорганических веществ.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — гидроксиды металлов, проявляющие двойственную природу, т.е. способные проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований.

Амфотерными являются гидроксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 (как и оксиды).

Также в качестве исключений к амфотерным гидроксидам относят соединения Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 и Pb(OH) 2 , несмотря на степень окисления металла в них +2.

Для амфотерных гидроксидов трех- и четырехвалентных металлов возможно существование орто- и мета-форм, отличающихся друг от друга на одну молекулу воды. Например, гидроксид алюминия (III) может существовать в орто-форме Al(OH) 3 или мета-форме AlO(OH) (метагидроксид).

Поскольку, как уже было сказано, амфотерные гидроксиды проявляют как свойства кислот, так и свойства оснований, их формула и название также могут быть записаны по-разному: либо как у основания, либо как у кислоты. Например:

Соли

Соли — это сложные вещества, в состав которых входят катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Так, например, к солям относятся такие соединения как KCl, Ca(NO 3) 2 , NaHCO 3 и т.д.

Представленное выше определение описывает состав большинства солей, однако же существуют соли, не попадающие под него. Например, вместо катионов металлов в состав соли могут входить катионы аммония или его органические производные. Т.е. к солям относятся такие соединения, как, например, (NH 4) 2 SO 4 (сульфат аммония), + Cl — (хлорид метиламмония) и т.д.

Также противоречат определению солей выше класс так называемых комплексных солей, которые будут рассмотрены в конце данной темы.

Классификация солей

С другой стороны, соли можно рассматривать как продукты замещения катионов водорода H + в кислоте на другие катионы или же как продукты замещения гидроксид-ионов в основаниях (или амфотерных гидроксидах) на другие анионы.

При полном замещении образуются так называемые средние или нормальные соли. Например, при полном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется средняя (нормальная) соль Na 2 SO 4 , а при полном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH) 2 на кислотные остатки нитрат-ионы образуется средняя (нормальная) соль Ca(NO 3) 2 .

Соли, получаемые неполным замещением катионов водорода в двухосновной (или более) кислоте на катионы металла, называют кислыми. Так, при неполном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется кислая соль NaHSO 4 .

Соли, которые образуются при неполном замещении гидроксид-ионов в двухкислотных (или более) основаниях, называют осно вными солями. Например, при неполном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH) 2 на нитрат-ионы образуется осно вная соль Ca(OH)NO 3 .

Соли, состоящие из катионов двух разных металлов и анионов кислотных остатков только одной кислоты, называют двойными солями . Так, например, двойными солями являются KNaCO 3 , KMgCl 3 и т.д.

Если соль образована одним типом катионов и двумя типами кислотных остатков, такие соли называют смешанными. Например, смешанными солями являются соединения Ca(OCl)Cl, CuBrCl и т.д.

Существуют соли, которые не попадают под определение солей как продуктов замещения катионов водорода в кислотах на катионы металлов или продуктов замещения гидроксид-ионов в основаниях на анионы кислотных остатков. Это — комплексные соли. Так, например, комплексными солями являются тетрагидроксоцинкат- и тетрагидроксоалюминат натрия с формулами Na 2 и Na соответственно. Распознать комплексные соли среди прочих чаще всего можно по наличию квадратных скобок в формуле. Однако нужно понимать, что, чтобы вещество можно было отнести к классу солей, в его состав должны входить какие-либо катионы, кроме (или вместо) H + , а из анионов должны быть какие-либо анионы помимо (или вместо) OH — . Так, например, соединение H 2 не относится к классу комплексных солей, поскольку при его диссоциации из катионов в растворе присутствуют только катионы водорода H + . По типу диссоциации данное вещество следует скорее классифицировать как бескислородную комплексную кислоту. Аналогично, к солям не относится соединение OH, т.к. данное соединение состоит из катионов + и гидроксид-ионов OH — , т.е. его следует считать комплексным основанием.

Номенклатура солей

Номенклатура средних и кислых солей

Название средних и кислых солей строится по принципу:

Если степень окисления металла в сложных веществах постоянная, то ее не указывают.

Названия кислотных остатков были даны выше при рассмотрении номенклатуры кислот.

Например,

Na 2 SO 4 — сульфат натрия;

NaHSO 4 — гидросульфат натрия;

CaCO 3 — карбонат кальция;

Ca(HCO 3) 2 — гидрокарбонат кальция и т.д.

Номенклатура основных солей

Названия основных солей строятся по принципу:

Например:

(CuOH) 2 CO 3 — гидроксокарбонат меди (II);

Fe(OH) 2 NO 3 — дигидроксонитрат железа (III).

Номенклатура комплексных солей

Номенклатура комплексных соединений значительно сложнее, и для сдачи ЕГЭ многого знать из номенклатуры комплексных солей не нужно.

Следует уметь называть комплексные соли, получаемые взаимодействием растворов щелочей с амфотерными гидроксидами. Например:

*Одинаковыми цветами в формуле и названии обозначены соответствующие друг другу элементы формулы и названия.

Тривиальные названия неорганических веществ

Под тривиальными названиями понимают названия веществ не связанные, либо слабо связанные с их составом и строением. Тривиальные названия обусловлены, как правило, либо историческими причинами либо физическими или химическими свойствами данных соединений.

Список тривиальных названий неорганических веществ, которые необходимо знать:

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:

27 13 Аl + 1 1 Н = 24 12 Мg + 4 2 Не

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.

I. По числу и составу реагирующих веществ

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)
3O 2 (кислород) ↔ 2O 3 (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).

CH 3 - CH 2 - С= - СН ↔ СН 3 - С= - С- СН 3

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.

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

1. Получение оксида серы (IV):

S + O 2 = SO - из двух простых веществ образуется одно сложное.

2. Получение оксида серы (VI):

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - из простого и сложного веществ образуется одно сложное.

3. Получение серной кислоты:

SO 3 + Н 2 O = Н 2 SO 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:

4NО 2 + O 2 + 2Н 2 O = 4НNO 3

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:

CH 2 =CH 2 + Н 2 → Н 3 -СН 3

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:

С 2 H 5 OH → CH 2 =CH 2 + H 2 O

2. Реакция дегидрирования (отщепление водорода) этана:

CH 3 -CH 3 → CH 2 =CH 2 + H 2

или СН 3 -СН 3 → 2С + ЗН 2

3. Реакция крекинга (расщепления) пропана:

CH 3 -СН 2 -СН 3 → СН 2 =СН 2 + СН 4

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 + 2Н 2 O = 2NаОН + Н 2

2. Взаимодействие металлов с кислотами в растворе:

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2

3. Взаимодействие металлов с солями в растворе:

Fе + СuSO 4 = FеSO 4 + Сu

4. Металлотермия:

2Аl + Сr 2 O 3 → Аl 2 O 3 + 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).

С 6 Н 6 + Вr 2 → С 6 Н 5 Вr + 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, Н 2 O).

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:

СuSO 4 + 2КОН = Сu(ОН) 2 + К 2 SO 4

или в ионном виде:

Сu 2+ + 2OН - = Сu(ОН) 2

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

1. Реакция, идущая с образованием слабого электролита - Н 2 O:

СН 3 СООН + NаОН → Nа(СН3СОО) + Н 2 O

2. Реакция, идущая с образованием газа:

2СН 3 СООН + СаСO 3 → 2СН 3 СОО + Са 2+ + СO 2 + Н 2 O

3. Реакция, идущая с образованием осадка:

2СН 3 СООН + К 2 SO 3 → 2К(СН 3 СОО) + Н 2 SO 3

2СН 3 СООН +SiO → 2СН 3 СОО + Н 2 SiO 3

II. По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества

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

2. 2Mg 0 + O 0 2 = Mg +2 O -2

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

2KMn +7 O 4 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2 Cl - 2 + 5Cl 0 2 + 8H 2 O

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 = НСООСН 3 + H 2 O

III. По тепловому эффекту

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

IV. По агрегатному состоянию реагирующих веществ (фазовому составу)

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).

V. По участию катализатора

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.

VI. По направлению

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.

VII. По механизму протекания различают:

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 Сl 2 , СН 4 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 С 12 и СН 4 - . 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 Сl 2 , 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.

2. Ионные реакции идут между уже имеющимися или образующимися в ходе реакции ионами.

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.

VIII. По виду энергии,

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 NO 2 . 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 - Не 2+ 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:

С 6 Н 6 + 2[ОН] → С 6 Н 5 ОН + Н 2 O

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.