Типы химических реакций и количественные расчёты в химии

1. Раздел 2. Лекция 2. 1. 1. Типы химических реакций

2.

Химическая реакция — это превращение реагентов в продукты с изменением состава и
строения веществ, сопровождающееся разрывом старых и образованием новых
химических связей.
Условия протекания реакций:
▪ Соприкосновение веществ.
▪ Нагревание.
▪ Давление.
▪ Катализаторы — вещества,
ускоряющие реакцию, но не
входящие в состав продуктов.
▪ Облучение.
Признаки протекания реакций:
▪ Выделение газа (↑).
▪ Образование осадка (↓).
▪ Изменение цвета.
▪ Выделение или поглощение
тепла.
▪ Появление запаха.

3. Классификация по числу и составу исходных и конечных веществ

Реакции замещения
Реакции соединения
▪ Определение: Из нескольких простых или ▪ Определение: Атом простого вещества
замещает атом в сложном веществе.
сложных веществ образуется одно
▪ Общий вид: A + BC → AC + B
сложное.
▪ Общий вид: A + B → AB
Реакции обмена
Реакции разложения
▪ Определение: Две сложные вещества
▪ Определение: Из одного сложного
обмениваются своими составными
вещества образуется несколько простых
частями.
или сложных веществ.
▪ Общий вид: AB + CD → AD + CB
▪ Общий вид: AB → A + B

4. Классификация по изменению степеней окисления элементов

Окислительно-восстановительные
реакции (ОВР)
o Определение: Реакции, в которых
происходит изменение степеней
окисления элементов.
o Процессы:
Окисление: Отдача электронов,
увеличение степени окисления.
Восстановление: Приём электронов,
уменьшение степени окисления.
Не окислительно-восстановительные реакции
o Определение: Степени окисления
элементов не изменяются.

5. Классификация по тепловому эффекту

Экзотермические реакции
o Определение: Протекают с выделением
теплоты (+Q).
Эндотермические реакции
o Определение: Протекают с поглощением
теплоты (-Q).

6. Классификация по фазе

Гомогенные реакции
o Определение: Реакции, протекающие в
одной фазе.
Гетерогенные реакции
o Определение: Реакции, протекающие на
границе раздела фаз.

7. Классификация по направлению протекания

Необратимые реакции
o Определение: Протекают до конца.
o Признаки: Выделение газа, образование
осадка.
Обратимые реакции
o Определение: Протекают одновременно
в двух противоположных направлениях.

8. Классификация по участию катализатора

Каталитические реакции
o Определение: Протекают с участием
катализатора.
Некаталитические реакции
o Определение: Протекают без
катализатора.

9. Количественные отношения в химии

o Относительная масса (а.е.м.)
Aᵣ (атомная) = масса атома (смотрим в таблице Менделеева).
Mᵣ (молекулярная) = сумма Aᵣ всех атомов в формуле вещества.
o Количество вещества (ν, моль)
1 моль = 6,02·10²³ частиц.
Формула: ν = N / Nₐ.
o Молярная масса (M)
Это масса 1 моль вещества.
Численно равна Mᵣ, но измеряется в г/моль.
Формула: M = m / ν.
o Молярный объем газа (Vₘ)
При нормальных условиях (н.у.) 1 моль любого газа занимает 22,4 л.
Формула: V = ν · 22,4.

10.

o
Массовая доля элемента (ω)
Это доля (в %) массы элемента в составе вещества.
Формула: ω = (n · Aᵣ / Mᵣ) · 100%
o
Выход продукта (η)
Показывает, сколько реально получилось вещества по
сравнению с расчетным (теоретическим) максимумом.
Формула: η = (mпракт. / mтеорет.) · 100%
o
Массовая доля вещества в растворе
Показывает, сколько растворенного вещества содержится в 100
г раствора.
Формула: ω = mвещества / mраствора · 100%

11. Основные количественные законы в химии и расчеты по уравнениям химических реакций

o
Закон сохранения массы (Ломоносов, Лавуазье)
Масса реагентов = массе продуктов.
Следствие: атомы не исчезают и не появляются, а только
перегруппировываются
o
Закон постоянства состава (Пруст)
Любое чистое вещество всегда имеет один и тот же состав
(качественный и количественный), независимо от способа
получения.
o
Закон кратных отношений (Дальтон)
Если два элемента образуют несколько соединений, то массы
одного элемента, приходящиеся на фиксированную массу
другого, относятся как простые целые числа

12.

o
Закон объемных отношений (Гей-Люссак)
Объемы реагирующих и образующихся газов относятся как
небольшие целые числа (равны коэффициентам в уравнении).
o
Закон Авогадро
В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится
одинаковое число молекул.
Следствие: 1 моль любого газа при н.у. занимает 22,4 л.
o
Алгоритм расчетов по уравнениям реакций
1. Записать и уравнять реакцию (коэффициенты!).
2. Перевести известные данные (массу, объем) в моли.
3. По коэффициентам найти n искомого вещества.
4. Перевести моли обратно в массу, объем или число частиц.

13. Моль как единица количества вещества

o
Что такое моль?
Это единица количества вещества в СИ.
1 моль = 6,02·10²³ структурных частиц.
o
Связь с массой
Масса 1 моль вещества (в граммах) численно равна его Mr (или Ar).
Примеры: 1 моль C = 12 г, 1 моль H₂O = 18 г, 1 моль Fe = 56 г.
o
Значение моля в химии
Моль — это “мостик” между микромиром (частицы) и макромиром (граммы/литры).
В уравнениях: коэффициенты показывают соотношение молей. Пример: N₂ + 3H₂ →
2NH₃ (1 моль N₂ ~ 3 моль H₂ ~ 2 моль NH₃).
В растворах: молярная концентрация CM=n/V (моль на литр).
Для формул: моль используют для вывода формул веществ по массовым долям.

14. Молярная масса

o
Определение
M — масса одного моля вещества.
Единица измерения: г/моль.
Формула: M = m / ν
o
Как вычислить?
Численно M (в г/моль) совпадает с Mᵣ (или Aᵣ) из таблицы Менделеева.
Mᵣ = сумма Aᵣ всех атомов в формуле вещества.
Пример: M(H₂SO₄) = 98 г/моль.
o
Для чего нужна?
Пересчет: позволяет переводить массу в моли и обратно: ν = m / M и m = ν · M.
Расчеты по реакциям: по коэффициентам находим моли, затем по M — массы.
Растворы: для расчета молярной концентрации: Cм = ν / V = m / (M · V).

15. Домашнее задание

Задание 1. Ответьте письменно:
Сформулируйте закон сохранения массы и объясните, почему
при горении свечи её масса уменьшается (с точки зрения закона).
Сформулируйте закон постоянства состава и поясните, можно
ли использовать этот закон для воды, полученной из разных
источников.
Задание 2 (на выход продукта).
При взаимодействии 5,6 г оксида кальция CaO с избытком воды
получили 6,3 г гидроксида кальция Ca(OH)2. Рассчитайте выход
продукта (η) в %.
CaO+H2O→Ca(OH)2