Обратимые реакции в неорганической химии примеры. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

Классификацию химических реакций в неорганической и органической химии осуществляют на основании различных классифицирующих признаков, сведения о которых приведены в таблице ниже.

По изменению степени окисления элементов

Первый признак классификации — по изменению степени окисления элементов, образующих реагенты и продукты.
а) окислительно-восстановительные
б) без изменения степени окисления
Окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов. К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разло­жения и соединения, в которых участвует хотя бы одно прос­тое вещество. К реакциям, идущим без изменения степе­ней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.

По числу и составу реагентов и продуктов

Химические реакции классифицируются по характеру процесса, т.е по числу и составу реагентов и продуктов.

Реакциями соединения называют химические реакции, в результате которых сложные молекулы получаются из нескольких более простых, например:
4Li + O 2 = 2Li 2 O

Реакциями разложения называют химические реакции, в результате которых простые молекулы получаются из более сложных, например:
CaCO 3 = CaO + CO 2

Реакции разложения можно рассматривать как процессы, обратные соединению.

Реакциями замещения называют химические реакции, в результате которых атом или группа атомов в молекуле вещества замещается на другой атом или группу атомов, например:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 

Их отличительный признак - взаимодействие простого вещества со сложным. Такие реакции есть и в органической химии.
Однако понятие «замещение» в органике шире, чем в неорганической химии. Если в молекуле исходного вещества какой-либо атом или функциональная группа заменяются на другой атом или группу, это тоже реакции замещения, хотя с точки зрения неорганической химии процесс выглядит как реакция обмена.
— обмена (в том числе и нейтрализации).
Реакциями обмена называют химические реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов и приводящие к обмену составных частей реагентов, например:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3

По возможности протекать в обратном направлении

По возможности протекать в обратном направлении – обратимые и необратимые.

Обратимыми называют химические реакции, протекающие при данной температуре одновременно в двух противоположных направлениях с соизмеримыми скоростями. При записи уравнений таких реакций знак равенства заменяют противоположно направленными стрелками. Простейшим примером обратимой реакции является синтез аммиака взаимодействием азота и водорода:

N 2 +3H 2 ↔2NH 3

Необратимыми называют реакции, протекающие только в прямом направлении, в результате которых образуются продукты, не взаимодействующие между собой. К необратимым относят химические реакции, в результате которых образуются малодиссоциированные соединения, происходит выделение большого количества энергии, а также те, в которых конечные продукты уходят из сферы реакции в газообразном виде или в виде осадка, например:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2Ca + O 2 = 2CaO

BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr

По тепловому эффекту

Экзотермическими называют химические реакции, идущие с выделением теплоты. Условное обозначение изменения энтальпии (теплосодержания) ΔH, а теплового эффекта реакции Q. Для экзотермических реакций Q > 0, а ΔH < 0.

Эндотермическими называют химические реакции, идущие с поглощением теплоты. Для эндотермических реакций Q < 0, а ΔH > 0.

Реакции соединения как правило будут реак­циями экзотермическими, а реакции разложения - эндотер­мическими. Редкое исключение - реакция азота с кислородом - эндотермиче­ская:
N2 + О2 → 2NO – Q

По фазе

Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной среде (однородные вещества, в одной фазе, например г-г, реакции в растворах).

Гетерогенными называют реакции, протекающие в неоднородной среде, на поверхности соприкосновения реагирующих веществ, находящихся в разных фазах, например, твердой и газообразной, жидкой и газообразной, в двух несмешивающихся жидкостях.

По использованию катализатора

Катализатор – вещество ускоряющее химическую реакцию.

Каталитические реакции протекают только в присутствии катализатора (в том числе и ферментативные).

Некаталитические реакции идут в отсутствие катализатора.

По типу разрыва связей

По типу разрыва химической связи в исходной молекуле различают гомолитические и гетеролитические реакции.

Гомолитическими называются реакции, при которых в результате разрыва связей образуются частицы, имеющие неспаренный электрон - свободные радикалы.

Гетеролитическими называют реакции, протекающие через образование ионных частиц - катионов и анионов.

• гомолитические (равный разрыв, каждый атом по 1 электрону получает)
• гетеролитический (неравный разрыв – одному достается пара электронов)

Радикальными (цепными) называют химические реакции с участием радикалов, например:

CH 4 + Cl 2 hv →CH 3 Cl + HCl

Ионными называют химические реакции, протекающие с участием ионов, например:

KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Электрофильными называют гетеролитические реакции органических соединений с электрофилами - частицами, несущими целый или дробный положительный заряд. Они подразделяются на реакции электрофильного замещения и электрофильного присоединения, например:

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

Нуклеофильными называют гетеролитические реакции органических соединений с нуклеофилами - частицами, несущими целый или дробный отрицательный заряд. Они подразделяются на реакции нуклеофильного замещения и нуклеофильного присоединения, например:

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

Классификация органических реакций

Классификация органических реакций приведена в таблице:

Каждый учитель сталкивается с проблемой нехватки учебного времени. Точнее даже не сталкивается, а постоянно работает в условиях его хронического недостатка. Причем с годами последний неуклонно увеличивается вследствие уплотнения учебного материала, сокращения числа часов, отводимых на изучение химии, и усложнения задач обучения, призванного обеспечивать разностороннее развивающее воздействие на личность учащегося.

Для разрешения этого постоянно усиливающегося противоречия важно, с одной стороны, убедительно раскрыть перед учеником значимость образования, необходимость личностной заинтересованности в нем и перспективности самодвижения в его приобретении. С другой стороны – интенсифицировать осуществляемый в школе учебно – воспитательный процесс (УВП). Первого можно достигнуть в том случае, если обучение будет построено так, что ученик ЗАХОЧЕТ и СМОЖЕТ осознать себя СУБЪЕКТОМ УЧЕНИЯ, то есть таким участником УВП, который понимает и принимает его цели, владеет способами их достижения и стремится к расширению спектра этих способов. Таким образом, ведущими условиями превращения учащегося в субъект учения (в рамках предметного обучения химии) является его компетентность в содержании рассматриваемых учебных вопросов и способах овладения им и ориентация на достижение целостных знаний по предмету.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Классификация химических реакций в неорганической и органической химии.

/в помощь молодому учителю/

Цель: систематизировать знания учащихся о подходах к классификации химических реакций. Образовательные задачи: · повторить и обобщить сведения о классификации химических реакций по признаку – числу исходных и полученных веществ; рассмотреть законы сохранения массы веществ и энергии при химических реакциях как частный случай проявления всеобщего закона природы.

Воспитательные задачи: · доказать ведущую роль теории в познании практики; · показать учащимся взаимосвязь противоположных процессов; · доказать материальность изучаемых процессов;

Развивающие задачи: · развитие логического мышления путем сравнения, обобщения, анализа, систематизации.

Тип урока: урок комплексного применения знаний.

Методы и приемы: беседа, письменная работа, фронтальный опрос.

Ход урока I. Организационный момент

II. Мотивация учебной деятельности учащихся, сообщение темы, цели, задач урока.

III. Проверка знаний учащимися фактического материала.

Фронтальная беседа: 1. Какие типы химических реакций вам известны? (реакции разложения, соединения, замещения и обмена). 2. Дайте определение реакции разложения? (Реакции разложения – реакции, при которых из одного сложного вещества образуются два и более новых простых или менее сложных веществ). 3. Дайте определение реакции соединения? (Реакции соединения – реакции, при которых два или несколько веществ образуют одно более сложное вещество). 4. Дайте определение реакции замещения? (Реакции замещения – реакции, при которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе). 5 Дайте определение реакции обмена? (Реакции обмена – реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями). 6. Какова основа этой классификации? (основой классификации является число исходных и образовавшихся веществ)

IV. Проверка знаний учащимися основных понятий, законов, теорий, умений объяснять их сущность.

1. Объясните сущность протекания химических реакций. (Сущность химических реакций сводится к разрыву связей в исходных веществах и возникновению новых химических связей в продуктах реакции. При этом общее число атомов каждого элемента остается постоянным, следовательно, масса веществ в результате химических реакций не изменяется.)
2. Кем и когда была установлена эта закономерность? (В 1748 году русским ученым М.В.Ломоносовым – закон сохранения массы веществ).

V. Проверка глубины осмысления знаний, степени обобщения.

Задание: определите тип химической реакции (соединения, разложения, замещения, обмена). Дайте объяснения сделанным вами заключения. Расставьте коэффициенты. (ИКТ)

	1 ВАРИАНТ	2 ВАРИАНТ	3 ВАРИАНТ
	Mg + O 2 =MgO	Fe + CuCl 2 = Cu + FeCl 2	Cu + O 2 = CuO
	K + H 2 O = KOH + H 2	P + O 2 = P 2 O 5	Fe 2 O 3 + HCl = FeCl 3 + H 2 O
	Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 +H 2	Mg + HCl = MgCl 2 + H 2	Ba + H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2
	Zn + Cu(NO 3 ) 2 =Cu+Zn(NO 3 ) 2	Al 2 O 3 + HCl = AlCl 3 +H 2 O	SO 2 + H2O ↔ H 2 SO 3
	CaO + H 2 O = Ca(OH) 2	P 2 O 5 + H 2 O = H 3 PO 4	CuCl 2 + KOH= Cu(OH) 2 +KCl
	CaO + H 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O	Ba(OH) 2 + HNO 3 = Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O	Ca(OH) 2 + HNO 3 = Ca(NO 3 ) 2 + H 2 O
	NaOH + H 2 S = Na 2 S + H 2 O	Ca + H 2 O = Ca(OH) 2 +H 2	AgNO 3 + NaBr = AgBr↓ + NaNO 3
	BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓+ NaCl	AgNO 3 + KCl = AgCl +KNO 3	Cu + Hg(NO 3 ) 2 = Cu(NO 3 ) 2 + Hg
	CO 2 + H2O ↔ H 2 CO 3	Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + H 2 O	Mg + HCl = MgCl 2 + H 2

VI Классификация химических реакций в органической химии.

А: В неорганической химии реакции соединения, а в органической химии такие реакции часто называют реакциями присоединения (Реакции, в результате которых две и более молекул реагирующих веществ соединяются в одну) В них обычно участвуют соединения, содержащие двойную или тройную связь. Разновидности реакций присоединения: гидрирование, гидратация, гидрогалогенирование, галогенирование, полимеризация. Примеры данных реакций:

1.Гидрирование – реакция присоединения молекулы водорода по кратной связи:

Н 2 С = СН 2 + Н 2 → CН 3 – СН 3

этилен этан

НС ≡ СН + Н 2 → CН 2 = СН 2

ацетилен этилен

2.Гидрогалогенирование – реакция присоединения галогеноводорода по кратной связи

Н 2 С = СН 2 + НCl→ CН 3 ─CH 2 Cl

этилен хлорэтан

(по правилу В.В.Марковникова)

Н 2 С = СН─СН 3 + НCl→ CН 3 ─CHCl─СН 3

пропилен 2 - хлорпропан

HC≡CH + HCl → H 2 C=CHCl

ацетилен хлорвинил

HC≡C─СН 3 + HCl → H 2 C=CCl─СН 3

пропин 2-хлорпропен

3.Гидратация – реакция присоединения воды по кратной связи

Н 2 С = СН 2 + Н 2 О→ CН 3 ─CH 2 ОН (первичный спирт)

этен этанол

(при гидратации пропена и других алкенов образуются вторичные спирты)

HC≡CH + H 2 О → H 3 C─CНО

ацетилен альдегид – этаналь (реакция Кучерова)

4.Галогенирование – реакция присоединения молекулы галогена по кратной связи

Н 2 С = СН─СН 3 + Cl 2 → CН 2 Cl─CHCl─СН3

пропилен 1,2 – дихлорпропан

HC≡C─СН 3 + Cl 2 → HCCl=CCl─СН 3

пропин 1,2-дихлорпропен

5.Полимеризация – реакции, в ходе которых молекулы веществ с небольшой молекулярной массой соединяются друг с другом с образованием молекул веществ с высокой молекулярной массой.

n СН 2 =СН 2 → (-СН 2 -СН 2 -)n

Этилен полиэтилен

Б: В органической химии к реакциям разложения (отщепления) относятся: дегидратация, дегидрирование, крекинг, дегидрогалогенирование.

Соответствующие уравнения реакций:

1.Дегидратация (отщепление воды)

С 2 Н 5 ОН → C 2 H 4 + Н 2 O (H 2 SO 4 )

2.Дегидрирование (отщепление водорода)

С 6 Н 14 → С 6 Н 6 + 4Н 2

гексан бензол

3.Крекинг

C 8 H 18 → C 4 H 10 + C 4 H 8

октан бутан бутен

4. Дегидрогалогенирование (отщепление галогеноводорода)

C 2 H 5 Br → C 2 H 4 + НВг (NaOH,спирт)

Бромэтан этилен

В: В органической химии реакции замещения понимаются шире, то есть замещать может не один атом, а группа атомов или замещается не атом, а группа атомов. К разновидности реакции замещения можно отнести нитрование и галогенирование предельных углеводородов, ароматических соединений, спиртов и фенола:

С 2 Н 6 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl +HCl

этан хлорэтан

С 2 Н 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 +H 2 O (реакция Коновалова)

этан нитроэтан

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

бензол бромбензол

С 6 Н 6 + HNO 3 → C 6 H 5 NO 2 +H 2 O

бензол нитробензол

C 2 H 5 OH + HCl → C 2 H 5 Cl + H 2 O

Этанол хлорэтан

C 6 H 5 ОН + 3Br 2 → C 6 H 2 Br 3 + 3HBr

фенол 2,4,6 - трибромфенол

Г: Реакции обмена в органической химии характерны для спиртов и карбоновых кислот

НСООН + NaOH → HCOONa + Н 2 O

муравьиная кислота формиат натрия

(реакция нейтрализации)

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH↔ CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

уксусная этанол этиловый эфир уксусной кислоты

(реакция этерификации ↔ гидролиз)

VII Закрепление ЗУН

1. При нагревании гидроксида железа (3) происходит реакция
2. Взаимодействие алюминия с серной кислотой относится к реакции
3. Взаимодействие уксусной кислоты с магнием относится к реакции
4. Определите тип химических реакций в цепочке превращений:

(использование ИКТ)

А) Si→SiO 2 →Na 2 SiO 3 →H 2 SiO 3 →SiO 2 →Si

Б) СН 4 →С 2 Н 2 →С 2 Н 4 →С 2 Н 5 ОН→С 2 Н

Урок 114

Тема учебного занятия : Классификация химических реакций в органической и неорганической химии.

Продолжительность: 45 мин

Цель урока: Повторить и обобщить представление о химической реакции, как о процессе превращения, рассмотреть некоторые из многочисленных классификаций химических реакций по различным признакам.

Задачи урока:

1) Образовательная – систематизировать, обобщить и углубить знания учащихся о химических реакциях и их классификации, развить навыки самостоятельной работы, умения записывать уравнения реакций и расставлять коэффициенты, указывать типы реакций, делать выводы и обобщения.

2) Развивающая – развивать речевые навыки, способности к анализу; развитие познавательных способностей, мышления, внимания, умения использовать изученный материал для познания нового. 3) Воспитательная – воспитание самостоятельности, сотрудничества, нравственных качеств – коллективизма, способности к взаимовыручке.

Средства обучения: Учебник О.С. Габриелян. Химия – 10, 11. М.: Дрофа 2008г.; таблицы растворимости, Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, компьютер,

Методы: - Организация УПД: беседа, объяснение

Контроль: фронтальный опрос, минисамостоятельные работы на закрепление.

Тип урока: Повторение, закрепление и систематизация знаний полученных ранее.

Форма урока:

Этапы урока: 1. Организационная часть: Цель – подготовить обучащихся к началу работы на уроке. 2. Подготовка к восприятию ранее изученной темы. Цель – актуализация ранее полученных знаний через восстановление опорных знаний – целепологание. 3. Повторение и закрепление ранее изученного материала. Цель – повторение, закрепление и систематизация знаний ранее полученных. 4. Подведение итогов, оценка деятельности обучащихся, домашнее задание. Цель – анализ, самоанализ, применение теоретических знаний обучащихся на практике.

План работы:

Организационный момент……………………………………………………….2 мин

Мотивация………………………………………………………………………...3 мин

Изучение материалов……………………………………………………………30 мин

Закрепление …………………………………………………………………..…..5 мин

Выводы ……………………………………………………………………….…...3 мин

Домашнее задание ………………………………………………………….….…2 мин

Ход учебного занятия

Приветствие, учет посещаемости

Организация внимания студентов

Подготовка к уроку

Мотивация

Обучащимся задаются вопросы.

1)Что такое химическая реакция? (термин «реакция» с латыни означает «противодействие», «отпор», «ответное действие»). 2)Признаки химических реакций? а) Изменение окраски. б) Появление запаха. в) Образования осадка. г) Выделение газа. д) Выделение или поглощение тепла. е) Выделение света. 3)А каковы же условия возникновения и течения химических реакций?

а) Нагревание. б) Измельчение и перемешивание. в) Растворение. г) Добавление катализатора. д) Давление. Преподаватель благодарит обучащихся за ответы.

Формирования интереса к материалу занятия студентов

Запись темы урока в тетрадь

Изучение нового материала

Без химических реакций невозможна жизнь. В окружающем нас мире протекает огромное число реакций. Чтобы ориентироваться в огромном царстве химических реакций необходимо знать их типы. В любой науке применяется приём классификаций, позволяющих по общим признакам разделить всё множество объектов на группы. И сегодня на уроке мы поговорим о типах химических реакций и по каким при знакам их классифицируют. ПРИЛОЖЕНИЕ 1

1 признак химической реакции: «Число и состав исходных и полученных веществ». Определить какое вещество пропущено, уровнять химическую реакцию, определить тип химической реакции? а) 2 КОН + Н2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2 H 2 O обмен б) С2Н2 + Н2О = СН3СОН соединение в) 2 Na + 2 HCI = 2 NaCI + H 2 замещение г) СН4 = С + 2 Н2 разложение 2 признак химической реакции: «Изменение степени окисления». Уровнять предложенную реакцию с помощью электронного баланса и указать окислитель и восстановитель . Н2 S + 8 HNO 3 = H 2 SO 4 + 8 NO 2 + 4 H 2 O ОВР S – восстановитель; N – окислитель. Н2О + СО2 = Н2СО3 не ОВР 3 признак химической реакции: «Тепловой эффект». Определить, какая из предложенных реакций является экзотермической? 1) СН4 + 2 О2 = СО2 + 2 Н2О + Q экзотермическая 2) 2 HgO = 2 Hg + O 2 - Q эндотермическая 4 признак химической реакции: «Агрегатное состояние веществ». Определить тип химической реакции по агрегатному состоянию веществ. 1) 3 C 2 H 2 = C 6 H 6 гетерогенная 2) Zn + S = ZnS гомогенная 5 признак химической реакции: «Введение других веществ». Определить среди предложенных реакций каталитическую? а) N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3 каталитическая б) СН4 + 2 О2 = СО2 + 2 Н2О некаталитическая 6 признак химической реакции: «Обратимость». Определить среди предложенных: какая обратимая, т.е. идущая в двух направлениях, а какая необратимая, идущая до конца. а) С2Н2 + Н2 = С2Н4 обратимая б) 2 Na + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 необратимая

Обучащиеся работают с реакциями по 6 признакам и вносят результаты в таблицу, заранее выданную для каждого (приложение 2 ).

4. Применение химических реакций в строительстве (сообщения обучающихся)

Объяснение преподавателя. Демонстрация слайдов

Прослушивание объяснения преподавателя, просмотр слайдов. Запись в тетрадь определения.

Закрепление

Обучащиеся на чистых листочках выполняют дифференцированное задание (приложение 3).

Организация работы студентов. Контроль

Выполнение задания в тетради.

Выводы и итоги урока

Обучащимся задаются вопросы: 1 ) О каком явлении мы сегодня вели речь? 2) С какими понятиями мы сегодня работали? 3) Какие умения на уроке применяли? 4)Достигли ли мы задач, поставленных в начале урока?

Оценка деятельности студентов на уроке

Самооценка оценки деятельности на уроке

Домашнее задание

У В. Маяковского есть такая философская мысль: Если звёзды зажигаются в небе, значит, это кому-нибудь нужно. Если химики изучают классификацию химических реакций, то, следовательно, это кому – то нужно. И здесь у меня возникает желание предложить вам небольшой реферат , в котором на примерах нужно показать значение всех типов реакций в реальной жизни, в её богатстве и разнообразии

(творческое домашнее задание).

ПРИЛОЖЕНИЕ 1

Химические реакции, или химические явления, – это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и (или) строению.

При химических реакциях обязательно происходит изменение веществ, при котором рвутся старые и образуются новые связи между атомами.

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 одного химического элемента, например:

C (графит) C (алмаз)
P (белый) P (красный)
3O2 (кислород) 2O3 (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:

Изомеризация .

Реакция изомеризации алканов имеет большое практическое значение, так как углеводороды изостроения обладают меньшей способностью к детонации.

Реакции, идущие с изменением состава вещества

Можно выделить четыре типа таких реакций: соединения, разложения, замещения и обмена.

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:

Получение оксида серы (IV):

S + O2 = SO2 – из двух простых веществ образуется одно сложное.

Получение оксида серы (VI):

2SO2 + O2

2SO3

– из простого и сложного 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:

4NO2 + О2 + 2Н2O = 4HNO3

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:

Реакция гидрирования – присоединения водорода:

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:

Разложение оксида ртути (II):

2HgO

2Hg + O2

– из одного сложного вещества образуются два простых.

В органической химии реакции разложения можно рассмотреть на блоке реакций получения этилена в лаборатории и в промышленности:

Реакция дегидратации (отщепления воды) этанола:

Реакция дегидрирования (отщепление водорода) этана:

Реакции замещения – это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе. B неорганической химии примером таких процессов может служить блок реакций, характеризующих свойства, например, металлов:

Взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Взаимодействие металлов с кислотами в растворе:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

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:

CH3Cl

HCl

хлорметан

В органической химии к реакциям замещения относят и некоторые реакции между двумя сложными веществами, например нитрование бензола:

+ HNO3

C6H5NO2

H2O

бензол

нитробензол

Она формально является реакцией обмена. То, что это реакция замещения, становится понятным только при рассмотрении ее механизма.

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, Н2О).

B неорганической химии это может быть блок реакций, характеризующих, например, свойства щелочей:

Реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + Н2O

или в ионном виде:

OH– + H+ = H2O

Реакция между щелочью и солью, идущая с образованием газа:

2NH4Cl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O

B органической химии можно рассмотреть блок реакций, характеризующих, например, свойства уксусной кислоты: Реакция, идущая с образованием слабого электролита – H2O:

Na(CH3COO) + H2O

Реакция, идущая с образованием газа:

2CH3COOH + CaCO3 → 2CH3COO– + Ca2+ + CO2 + H2O

Реакция, идущая с образованием осадка:

2CH3COOH + K2SiO3 → 2K(CH3COO) + H2SiO3↓

II. По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества

По этому признаку различают следующие реакции:

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:

Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов. К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, например:

Li 2 O + Н 2 O = 2LiOH ,

многие реакции разложения:

Fe 2 O 3 + 3H 2 O

реакции этерификации:

HCOOH + CH 3 OH

HCOOCH 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:

N 2 + O 2 = 2 NO – Q

Экзотермические реакции, которые протекают с выделением света, относят к реакциям горения , например:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 + Q

Гидрирование этилена – пример экзотермической реакции:

CH 3 –CH 3

+ Q

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:

CaO + CO 2

– Q

Количество выделенной или поглощенной в результате реакции энергии называют тепловым эффектом реакции , а уравнение химической реакции с указанием этого эффекта называют термохимическим уравнением , например:

H 2 (г) + Cl 2 (г) = 2HCl(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:

Гетерогенные реакции – реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях (в разных фазах):

2Al(т) + 3CuCl 2 (р-p) = 3Cu(т) + 2AlCl3(р-p)

CaC 2 (т) + 2H 2 O(ж) = C 2 H 2 + Ca(OH) 2 (р-p)

Гомогенные реакции – реакции, в которых реагирующие вещества и

продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (в одной фазе):

H 2 (г) + F 2 (г) = 2HF(г)

V. По участию катализатора

По участию катализатора различают:

Некаталитические реакции , идущие без участия катализатора:

2Hg + O 2

2. Каталитические реакции , идущие с участием катализатора:

C 2 H 5 OH

CH 2 =CH 2

+ H 2 O

Этанол этен

Так как все биохимические реакции, протекающие в клетках живых организмов, идут с участием особых биологических катализаторов белковой природы – , все они относятся к каталитическим или, точнее, ферментативным. Следует отметить, что более 70 % химических производств используют катализаторы.

VI. По направлению

По направлению различают:

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.

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,

Обратимы все реакции этерификации (противоположный процесс, как вы знаете, носит название гидролиза

Рисунок 1. Классификация химических реакций

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.

Приложение 2

Классификация реакций

Тип реакции

Пример

не сопровождаются изменением состава

Аллотропные модификации

C (графит) C (алмаз)

с изменением состава веществ

с выделением или поглощением тепла

С изменением степени окисления

По направлению

По изменению фазового состава

По использованию катализатора

Приложение 3

Запишите термохимическое уравнение реакции горения метана, если известно, что при сгорании 5,6 л этого газа (н. у.) выделяется 225 кДж теплоты.

При соединении 18 г алюминия в кислороде выделяется 547 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

Лекция: Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

Виды химических реакций в неорганической химии

А) Классификация по количеству начальных веществ:

Разложение – вследствие данной реакции, из одного имеющегося сложного вещества, образуются два или несколько простых, а так же сложных веществ.

Пример: 2Н 2 O 2 → 2Н 2 O + O 2

Соединение – это такая реакция, при которой из двух и более простых, а также сложных веществ, образуется одно, но более сложное.

Пример: 4Al+3O 2 → 2Al 2 O 3

Замещение – это определенная химическая реакция, которая проходит между некоторыми простыми, а так же сложными веществами. Атомы простого вещества, в данной реакции, замещаются на атомы одного из элементов, находящегося в сложном веществе.

Пример: 2КI + Cl2 → 2КCl + I 2

Обмен – это такая реакция, при которой два сложных по строению вещества обмениваются своими частями.

Пример: HCl + KNO 2 → KCl + HNO 2

Б) Классификация по тепловому эффекту:

Экзотермические реакции – это определенные химические реакции, при которых происходит выделение тепла.
Примеры:

S +O 2 → SO 2 + Q

2C 2 H 6 + 7O 2 → 4CO 2 +6H 2 O + Q

Эндотермические реакции – это определенные химические реакции, при которых происходит поглощение тепла. Как правило, это реакции разложения.

Примеры:

CaCO 3 → CaO + CO 2 – Q
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2 – Q

Теплота, которая выделяется или поглощается в результате химической реакции, называется тепловым эффектом.

Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции, называют термохимическими .

В) Классификация по обратимости:

Обратимые реакции – это реакции, которые протекают при одинаковых условиях во взаимопротивоположных направлениях.

Пример: 3H 2 + N 2 ⇌ 2NH 3

Необратимые реакции – это реакции, которые протекают только в одном направлении, а так же завершающиеся полным расходом всех исходных веществ. При этих реакциях выделяе тся газ, осадок, вода.
Пример: 2KClO 3 → 2KCl + 3O 2

Г) Классификация по изменению степени окисления:

Окислительно - восстановительные реакции – в процессе данных реакций происходит изменение степени окисления.

Пример: Сu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.

Не окислительно - восстановительные – реакции без изменения степени окисления.

Пример: HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O.

Д) Классификация по фазе:

Гомогенные реакции – реакции, протекающие в одной фазе, когда исходные вещества и продукты реакции имеют одно агрегатное состояние.

Пример: Н 2 (газ) + Cl 2 (газ) → 2HCL

Гетерогенные реакции – реакции, протекающие на поверхности раздела фаз, при которых продукты реакции и исходные вещества имеют разное агрегатное состояние.
Пример: CuO+ H 2 → Cu+H 2 O

Классификация по использованию катализатора:

Катализатор – вещество, которое ускоряет реакцию. Каталитическая реакция протекает в присутствии катализатора, некаталитическая – без катализатора.
Пример: 2H 2 0 2 MnO 2 → 2H 2 O + O 2 катализатор MnO 2

Взаимодействие щелочи с кислотой протекает без катализатора.
Пример: КOH + HCl → КCl + H 2 O

Ингибиторы – вещества, замедляющие реакцию.
Катализаторы и ингибиторы сами в ходе реакции не расходуются.

Виды химических реакций в органической химии

Замещение – это реакция, в процессе которой происходит замена одного атома/группы атомов, в исходной молекуле, на иные атомы/группы атомов.
Пример: СН 4 + Сl 2 → СН 3 Сl + НСl

Присоединение – это реакции, при которых несколько молекул вещества соединяются в одну. К реакциям присоединения относятся:

• Гидрирование – реакция, в процессе которой происходит присоединение водорода по кратной связи.

Пример: СН 3 -СН = СН 2 (пропен) + Н 2 → СН 3 -СН 2 -СН 3 (пропан)

Гидрогалогенирование – реакция, присоединяющая галогенводород.

Пример: СН 2 = СН 2 (этен) + НСl → СН 3 -СН 2 -Сl (хлорэтан)

Алкины реагируют с галогеноводородами (хлороводородом, бромоводородом) так же, как и алкены. Присоединение в химической реакции проходит в 2 стадии, и определяется правилом Марковникова:

При присоединении протонных кислот и воды к несимметричным алкенам и алкинам атом водорода присоединяется к наиболее гидрогенизированному атому углерода.

Механизм данной химической реакции. Образующийся в 1 - ой, быстрой стадии, p- комплекс во 2 - ой медленной стадии постепенно превращается в s-комплекс - карбокатион. В 3 - ей стадии происходит стабилизация карбокатиона – то есть взаимодействие с анионом брома:

И1, И2 - карбокатионы. П1, П2 - бромиды.

Галогенирование – реакция, при которой присоединяется галоген. Галогенированием так же, называют все процессы, в результате которых в органические соединения вводятся атомы галогена. Данное понятие употребляется в "широком смысле". В соответствии с данным понятием, различают следующие химические реакции на основе галогенирования: фторирование, хлорирование, бромирование, йодирование.

Галогенсодержащие органические производные считаются важнейшими соединениями, которые применяются как в органическом синтезе, так и в качестве целевых продуктов. Галогенпроизводные углеводородов, считаются исходными продуктами в большом количестве реакций нуклеофильного замещения. Что касается практического использования соединений, содержащих галоген, то они применяются в виде растворителей, например хлорсодержащие соединения, холодильных агентов - хлорфторпроизводные, фреоны, пестицидов, фармацевтических препаратов, пластификаторов, мономеров для получения пластмасс.

Гидратация – реакции присоединения молекулы воды по кратной связи.

Полимеризация – это особый вид реакции, при которой молекулы вещества, имеющие относительную невеликую молекулярную массу, присоединяются друг к другу, впоследствии образовывая молекулы вещества с высокой молекулярной массой.

Занятие 2

Классификация химических реакций в неорганической химии

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

По числу исходных веществ и продуктов реакции

Разложение – реакция, в которой из одного сложного вещества образуются два и более простых или сложных веществ

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

Соединение – реакция, в результате которой из двух и более простых или сложных веществ, образуется одно более сложное

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

Замещение – реакция, протекающая между простыми и сложными веществами, при которой атомы простого вещества замещаются на атомы одного из элементов в сложном веществе.

Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2

Обмен – реакция, при которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Одна из реакций обмена реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием, в результате которой получается соль и вода.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

По тепловому эффекту

Реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими реакциями.

С + О 2 → СО 2 + Q

2) Реакции, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими реакциями.

N 2 + O 2 → 2NO – Q

По признаку обратимости

Обратимые – реакции, проходящие при одних и тех условиях в двух взаимопротивоположных направлениях.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные, называются необратимыми, при этом должен выделяться газ, осадок, или малодиссоциирующее вещество- вода.

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

Na 2 CO 3 +2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Са + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

И реакции, протекающие без изменения степени окисления.

HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O

5.Гомомгенные реакции, если исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии. И гетерогенные реакции, если продукты реакции и исходные вещества находятся в разных агрегатных состояниях.

Например: синтез аммиака.

Окислительно-восстановительные реакции.

Различают два процесса:

Окисление – это отдача электронов, в результате степень окисления увеличивается. Атом молекула или ион, отдающий электрон называется восстановителем .

Mg 0 - 2e → Mg +2

Восстановление – процесс присоединения электронов, в результате степень окисления уменьшается. Атом молекула или ион, присоединяющий электрон называется окислителем .

S 0 +2e → S -2

O 2 0 +4e → 2O -2

В окислительно–восстановительных реакциях должно соблюдаться правило электронного баланса (число присоединенных электронов должно быть равно числу отданных, свободных электронов быть не должно). А так же должен соблюдаться атомный баланс (число одноименных атомов в левой части должно быть равно числу атомов в правой части)

Правило написание окислительно-восстановительных реакций.

Написать уравнение реакции

Поставить степени окисления

Найти элементы, у которых изменяется степень окисления

Выписать попарно их.

Найти окислитель и восстановитель

Написать процесс окисление или восстановления

Уравнять электроны, пользуясь правилом электронного баланса (найти н.о.к.), расставив коэффициенты

Написать суммарное уравнение

Поставить коэффициенты в уравнение химической реакции

KClO 3 → KClO 4 + KCl; N 2 + H 2 → NH 3 ; H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O; Al + O 2 = Al 2 O 3 ;

Сu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O; KClO 3 → KCl + O 2 ; P + N 2 O = N 2 + P 2 O 5 ;

NO 2 + H 2 O = HNO 3 + NO

. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химических реакций от концентрации, температуры и природы реагирующих веществ.

Химические реакции протекают с разными скоростями. Изучением скорости химической реакции, а также выявлением её зависимости от условий проведения процесса занимается наука - химическая кинетика.

υ гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единице объёма:

υ =Δ n / Δt ∙V

где Δ n – изменение числа молей одного из веществ (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции), (моль);

V – объем газа или раствора (л)

Поскольку Δ n / V = ΔC (изменение концентрации), то

υ =Δ С / Δt (моль/л∙ с)

υ гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ.

υ =Δ n / Δt ∙ S

где Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);

Δt – интервал времени (с, мин);

S – площадь поверхности соприкосновения веществ (см 2 , м 2)

Почему скорость разных реакций не одинакова?

Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Но не каждое их столкновение приводит к химической реакции. Для того чтобы столкновение привело к химической реакции, молекулы должны иметь достаточно высокую энергию. Частицы, способные при столкновении, вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц – энергией активации Е акт . Активных частиц в веществе намного меньше, чем со средней энергией, поэтому для начала многих реакций системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).

Энергетический барьер (величина Е акт ) разных реакций различен, чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция.

2. Факторы, влияющие на υ (количество соударений частиц и их эффективность).

1) Природа реагирующих веществ: их состав, строение => энергия активации

▪ чем меньше Е акт , тем больше υ;

2) Температура : при t на каждые 10 0 С, υ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Задача 1. Скорость некоторой реакции при 0 0 С равна 1 моль/л ∙ ч, температурный коэффициент реакции равен 3. Какой будет скорость данной реакции при 30 0 С?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 моль/л∙ч

3) Концентрация: чем больше, тем чаще происходят соударения и υ . При постоянной температуре для реакции mA + nB = C по закону действующих масс:

υ = k ∙ С A m ∙ C B n

где k – константа скорости;

С – концентрация (моль/л)

Закон действующих масс:

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.

Задача 2. Реакция идет по уравнению А +2В → С. Во сколько раз и как изменится скорость реакции, при увеличении концентрации вещества В в 3 раза?

Решение:υ = k ∙ С A m ∙ C B n

υ = k ∙ С A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ а ∙ в 2

υ 2 = k ∙ а ∙ 3 в 2

υ 1 / υ 2 = а ∙ в 2 / а ∙ 9 в 2 = 1/9

Ответ: увеличится в 9 раз

Для газообразных веществ скорость реакции зависит от давления

Чем больше давление, тем выше скорость.

4) Катализаторы – вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают Е акт => υ .

▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции

▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки.

▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ

1. При протекании реакции концентрация реагентов:

1) увеличивается

2) не изменяется

3) уменьшается

4) не знаю

2. При протекании реакции концентрация продуктов:

1) увеличивается

2) не изменяется

3) уменьшается

4) не знаю

3. Для гомогенной реакции А+В → … при одновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 раза скорость реакции возрастает:

1) в 2 раза

2) в 3 раза

4) в 9 раз

4. Скорость реакции H 2 + J 2 →2HJ понизится в 16 раз при одновременном уменьшении молярных концентраций реагентов:

1) в 2 раза

2) в 4 раза

5. Скорость реакции CO 2 + H 2 → CO + H 2 O при увеличении молярных концентраций в 3 раза (CO 2) и в 2 раза (H 2) возрастает:

1) в 2 раза

2) в 3 раза

4) в 6 раз

6. Скорость реакции C (T) + O 2 → CO 2 при V-const и увеличении количеств реагентов в 4 раза возрастает:

1) в 4 раза

4) в 32 раза

10. Скорость реакции А+В → … увеличится при:

1) понижении концентрации А

2) повышении концентрации В

3) охлаждении

4) понижении давления

7. Скорость реакции Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 выше при использовании:

1) порошка железа, а не стружек

2) железных стружек, а не порошка

3) концентрированной H 2 SO 4 , а не разбавленной H 2 SO 4

4) не знаю

8. Скорость реакции 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 будет выше, если использовать:

1) 3%-й раствор H 2 O 2 и катализатор

2) 30%-й раствор H 2 O 2 и катализатор

3) 3%-й раствор H 2 O 2 (без катализатора)

4) 30%-й раствор H 2 O 2 (без катализатора)

Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Химические реакции по направлению их протекания можно разделить

▪ Необратимые реакции протекают только в одном направлении (реакции ионного обмена с , ↓, мдс, горения и некоторые др.)

Например, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3

▪ Обратимые реакции при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях (↔).

Например, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Состояние обратимой реакции, при котором υ → = υ ← называется химическим равновесием.

Чтобы реакция на химических производствах проходила как можно полнее, необходимо сместить равновесие в сторону продукта. Для того, чтобы определить, как тот или иной фактор изменит равновесие в системе, используют принцип Ле Шателье (1844 г.):

Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие .

Равновесие смещается:

1) при С реаг →,

при С прод ← ;

2) при p (для газов) - в сторону уменьшения объема,

при ↓ р – в сторону увеличения V;

если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

3) при t – в сторону эндотермической реакции (- Q),

при ↓ t – в сторону экзотермической реакции (+ Q).

Задача 3. Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q , чтобы сместить равновесие в сторону разложения PCl 5 (→)

↓ С (PCl 3) и С (Cl 2)

Задача 4. Как сместиться химическое равновесие реакции 2СО + О 2 ↔ 2СО 2 + Q при

а) повышении температуры;

б) повышении давлении

1. Способ, смещающий равновесие реакции 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 вправо (→), - это:

1) увеличение концентрации угарного газа

2) увеличение концентрации углекислого газа

3) уменьшение концентрации оксида мели (I)

4) уменьшение концентрации оксида меди (II)

2. В гомогенной реакции 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O при повышении давления равновесие сместится:

2) вправо

3) не сместится

4) не знаю

8. При нагревании равновесие реакции N 2 + O 2 2NO – Q:

1) сместится вправо

2) сместится влево

3) не сместится

4) не знаю

9. При охлаждении равновесие реакции H 2 + S H 2 S + Q:

1) сместится влево

2) сместится вправо

3) не сместится

4) не знаю

1. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

   Документ

   Задания А 19 (ЕГЭ 2012 г) Классификация химических реакций в неорганической и органической химии . К реакциям замещения относится взаимодействие: 1) пропена и воды, 2) ...

2. Тематическое планирование уроков химии в 8-11 классах 6

   Тематическое планирование

   1 Химические реакции 11 11 Классификация химических реакций в неорганической химии . (С) 1 Классификация химических реакций в органической химии . (С) 1 Скорость химических реакций . Энергия активации. 1 Факторы, влияющие на скорость химических реакций ...

3. Вопросы к экзаменам по химии для студентов 1 го курса ну(К)орк фо

   Документ

   Метана, применение метана. Классификация химических реакций в неорганической химии . Физические и химические свойства и применение этилена. Химическое равновесие и условия его...

4.