Конспект урока: Химические реакции

Классификация химических реакций

В природе мы можем наблюдать два типа явлений: физические и химические. Для химии наибольший интерес представляют химические явления, или химические реакции. Существенным отличием химических явлений от физических является то, то во время химических явлений происходит превращение одних веществ в другие . При физических явлениях состав вещества не изменяется.

Химические реакции всегда сопровождаются какими-либо признаками :

• изменение цвета;
• выпадение или растворение осадка;
• выделение газа;
• изменение окраски индикатора;
• появление запаха и пр.

Конечно, не всегда проявление признака указывает на то, что протекает именно химическая реакция.

Для того, чтобы не потеряться в огромном разнообразии химических реакций, принято их классифицировать по различным признакам:

Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация

Вспомним основные понятия.

• Электролиты – вещества, которые в расплавах или растворах проводят электрический ток.
• Неэлектролиты – вещества, которые в расплавах или растворах не проводят электрический ток.
• Электролитическая диссоциация  – процесс распада электролита на ионы в растворе или расплаве.
• Ионы – положительно или отрицательно заряженные частицы.

Положительные ионы называют катионами , например, катион водорода ${\mathrm{H}}^{+}$ или катионы металлов ${\mathrm{M}}^{\mathrm{n}+}$ и пр.

Отрицательные ионы называют анионами, например, гидроксид-анион ОН⁻ или анионы кислотных остатков ${\mathrm{Acd}}^{\mathrm{n}-}$.

Диссоциация электролитов характеризуется особой величиной – степенью диссоциации α , которая находится по формуле:

$\mathrm{\alpha }=\frac{{\mathrm{n}}_{\mathrm{д}}}{{\mathrm{n}}_{\mathrm{р}}}$,

где n_д – количество вещества электролита, распавшегося на ионы; n_р – количество растворенного вещества.

Степень диссоциации в растворе зависит от природы электролита и его концентрации (чем больше концентрация, тем меньше степень диссоциации, соответственно, степень диссоциации можно увеличить, разбавив раствор).

По степени электролитической диссоциации электролиты можно разделить на сильные и слабые.

Сильные электролиты в растворе полностью распадаются на ионы (α→1), то есть диссоццируют необратимо. К ним относят:

• все растворимые в воде соли;
• щёлочи;
• многие кислоты, например, $\mathrm{HCl}, {\mathrm{HNO}}_3, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4$.

Слабые электролиты лишь частично распадаются на ионы (α→0). Диссоциируют такие электролиты обратимо. 

К слабым электролитам относят:

• многие неорганические кислоты, например: ${\mathrm{HNO}}_2, {\mathrm{H}}_2\mathrm{S}, {\mathrm{H}}_2{\mathrm{CO}}_3, \mathrm{HF}$;
• гидрат аммиака ${\mathrm{NH}}_3 · {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$;
• органические кислоты, например, ${\mathrm{CH}}_3\mathrm{COOH}$ (уксусная кислота).

Реакции ионного обмена

Реакции ионного обмена могут протекать в растворах при соблюдении некоторых условий:

• выпадение осадка;
• выделение газа;
• образование слабого электролите (в частности, воды).

Для протекания реакции должно соблюдаться хотя бы одно условие.

В растворе не могут одновременно существовать ионы, которые образуют нерастворимое или малорастворимое вещество, газ или молекулы слабого электролита.

Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов.

При протекании химических реакций осуществляются два процесса: окисление и восстановление.

Окисление – процесс отдачи электронов. Вещество, которое отдает электроны называется  восстановитель .

Восстановление – процесс принятия электронов. Вещество, принимающее электроны, называется  окислитель .

Взаимосвязь значений степеней окисления и процессов окисления и восстановления можно увидеть на схеме:

К ОВР относятся все реакции замещения, так как в них всегда участвует простое вещество. Любая реакция с участием простого вещества будет окислительно-восстановительной.

 

В ОВР число электронов, которые отдал восстановитель будет равно числу электронов, которые принял окислитель, то есть соблюдается электронный баланс .

 

Для того, чтобы составить уравнение ОВР методом электронного баланса, нужно выполнить следующие действия:

 

1. Определить степени окисления химических элементов в уравнении реакции и найти те элементы, которые изменили свою с. о.
2. Составить уравнения перехода электронов, схему электронного баланса и определить процессы окисления и восстановления, а также окислитель и восстановитель.
3. Составить молекулярное уравнение реакции с учетом коэффициентов, полученных при составлении электронного баланса.

Решение

1. Определяем степени окисления:

${\mathrm{Al}}^0 + {{\mathrm{Cl}}_2}^0 = {\mathrm{Al}}^{+3}{{\mathrm{Cl}}_3}^{-1}$

Степень окисления изменили и алюминий, и хлор.

2. Составляем уравнения перехода электронов и схему электронного баланса:

3. Записываем молекулярное уравнение с учетом коэффициентов:

$2\mathrm{Al} + 3{\mathrm{Cl}}_2 = 2{\mathrm{AlCl}}_3$

$\mathrm{Cu} + {\mathrm{HNO}}_3 (\mathrm{конц}.) = \mathrm{Cu}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2 + {\mathrm{NO}}_2 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$