Реферат: Химические реакции

1. Химические реакции.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

3. Реакции в растворах электролитов.

4. Представление о кислотах и основаниях.

5. Гидролиз солей.

Список литературы.

2

3

4

5

7

9

1. Химические реакции

Химические свойства веществ выявляются в химических реакциях . Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей. Химическая реакция изображается в общем виде уравнением

aA + bB = cC + dD,

где вещества A и B, вступившие в реакцию, называют реагентами (или исходными веществами ), а новые вещества C и D, образующиеся в результате протекания реакции, - продуктами (или конечными веществами ). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами.

Химические реакции классифицируются различными способами:

1) По типу взаимодействия:

реакции разложения 2HgO = 2Hg + O₂

реакции соединения 2Na + Cl₂ = 2NaCl

реакции замещения CuO + H₂ = H₂ O + Cu

реакции двойного обмена CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂ O

Указанные типы нередко совмещаются в более сложных реакциях. Например:

Na₂ CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ ­ + H₂ O.

Эта реакция – одновременно и реакция двойного обмена, и реакция разложения, так как промежуточно образующаяся угольная кислота H₂ CO₃ неустойчива и разлагается на CO₂ и H₂ O.

2) По тепловому эффекту:

экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом – выделением энергии в форме теплоты (+Q):

C + O₂ = CO₂ + Q,

эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом – поглощением энергии в форме теплоты (-Q):

N₂ + O₂ = 2NO – Q.

3) По направлению протекания процесса реакции подразделяются на необратимые , которые протекают только в прямом направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты:

AgNO₃ + NaCl = AgCl¯ + NaNO₃ ,

и обратимые реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, при этом реагенты превращаются в продукты лишь частично (т.е. реакции не идут до конца слева направо):

2SO₂ + O₂ « 2SO₃ .

Необратимость химической реакции подчёркивается в уравнении знаком равенства (=) между формулами реагентов и формулами продуктов, а обратимость реакции – специальным знаком – противоположно направленными стрелками («).

4) По изменению степеней окисления реакции подразделяются на:

протекающие без изменения степеней окисления всех элементов, входящих в исходные вещества, например

NaOH + HCl = NaCl + H₂ O,

и окислительно-восстановительные реакции, протекающие с изменением степеней окисления всех или некоторых (или даже хотя бы одного!) элементов, например:

2Cu⁰ + O⁰ = 2Cu²⁺ O^2- ,

Cu²⁺ O^2- + H⁰ = Cu⁰ + H¹⁺ O^2- ,

Cl⁰ + 2Na¹⁺ O^2- H¹⁺ = Na¹⁺ Cl^1- + Na¹⁺ Cl¹⁺ O^2- + H¹⁺ O^2- .

2. Окислительно-восстановительные реакции

Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Если атом отдаёт свои электроны, то он приобретает положительный заряд, например:

Zn⁰ – 2e = Zn²⁺ .

Если отрицательно заряженный ион (заряд –1), например Cl^- , отдаёт 1 электрон, то он становится нейтральным атомом:

Cl^- - 1e = Cl⁰ .

Если положительно заряженный ион или атом отдаёт электроны, то величина его положительного заряда увеличивается соответственно числу отданных электронов:

Fe²⁺ - 1e = Fe³⁺ .

--> ЧИТАТЬ ПОЛНОСТЬЮ <--