Классификация химических реакций

Из определения химии как науки ясно, что под химической реакциейпонимают превращения одних веществ в другие. При этом выполняются фундаментальные законы сохранения:

- общий атомный состав продуктов и реагентов одинаковы (атомы сохраняются);

- в реакции сохраняется суммарный заряд;

- энергия, выделяющееся в ходе прямой реакции, равна энергии, поглощающейся в обратной ей реакции.

Химические реакции классифицируются по различным признакам.

1. По составу реагентов и продуктов реакции делятся на реакции соединения, разложения, замещения и обмена.

Реакции соединения - это такие реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество, например:

2H₂ + O₂ = 2H₂O или SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Реакции разложения -это такие реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ – простых или сложных, например:

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + H₂O + CO₂

Реакции замещения -это реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества или молекулы одного вещества замещают некоторые атомы (молекулы) в составе другого вещества. Например:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

[Cu(H₂O)₄]Cl₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]Cl₂ + 4H₂O

Реакции обмена -это такие реакции, в результате которых два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества. Например:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

2. По признаку выделения или поглощения тепла реакции делят на экзотермические и эндотермические.

Экзотермические -это реакции, протекающие с выделением тепла, например:

H₂ + Cl₂ = 2HCl + 184,6 кДж (DН⁰ = -184,6 кДж),

где DН⁰ – тепловой эффект при постоянном давлении в стандартных условиях (см. в разделе 4).

Эндотермические -это реакции, протекающие с поглощением тепла из окружающей среды, например:

N₂ + O₂ = 2NO - 180,8 кДж (DН⁰ = +180,8 кДж)

3. По признаку обратимости реакции подразделяются на обратимые и необратимые.

Обратимые- это такие реакции, которые могут протекать в двух взаимно противоположных направлениях при небольшом изменении условий (концентраций, температуры, давления), например:

3H₂ + N₂ D 2NH₃

В уравнениях обратимых реакций знак равенства заменяется двумя стрелками, направленными в противоположные стороны.

Необратимые -это реакции, протекающие до конца, т.е. до полного превращения реагентов в конечные продукты; причём обратная реакция не может быть проведена ни при каких условиях. Примером такой принципиально необратимой реакции может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂.

Реакция прекратится тогда, когда вся соль превратится в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций немного. Большинство реакций являются обратимыми.

По признаку природы реагентов и продуктов реакци и подразделяются на основно-кислотные, окислительно-восстановительные, комплексообразования и др.за солей, например:

Основно-кислотнореакции протекают без изменения степеней окисления. К ним относятся реакции между кислотами и основаниями, солями и кислотами, солями и основаниями, а также реакции гидролиза солей, например:

НCl + NaOH = NaCl + Н₂О;

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2HCl

Окислительно-восстановительные реакции (они подробно рассматриваются в разделе 4) протекают с изменением степени окисления всех или части элементов, например:

_{+4 -1 +2 0}

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂­ + 2H₂O

Реакции комплексообразования изучаются в разделе 2, а здесь мы приводим пример одной из таких реакций:

2KI + HgI₂ = K₂[HgI₄]

Одна и та же реакция может быть классифицирована по нескольким признакам. Так, кислотно-основные реакции одновременно часто являются обменными и т. д.