Каталитические реакции в неорганической химии для егэ

Тема 2. СТРОЕНИЕ АТОМА.

  Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. 

Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.

  Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, часть атома, состоящая из протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.

Заряд ядра атома Z равен порядковому номеру элемента в периодической системе.  

Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра. 

 Так как атом – электронейтрален (не заряжен), то число протонов в атоме равно числу электронов (число + = числу — ):     N(e—) = N(p) = Z 

  Массовое число атома А складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного изотопа. Число нейтронов можно найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа.     А = N(p) + N(n)       N(n) = A – Z     

 Oдин и тот же химический элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.

 Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре. 

  Нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.  

Пример 1: Определить число нейтронов у изотопов углерода:  12С и 14С.

 Решение:   у 12С – 6 нейтронов (12-6=6), у 14С – 8 нейтронов (14-6=8).

 Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа мышьяка с массовым числом 75.                

 Решение:    порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА.

В 1913 г датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны вращаются вокруг ядра атома, как планеты обращаются вокруг Солнца.

Такие орбиты называют электронными уровнями (слоями). 

Уровни состоят из близких по энергии подуровней (электронных оболочек). 

Их обозначают  s, p, d, f. 

Подуровни состоят из одинаковых по энергии орбиталей.

На каждой орбитали может быть  не больше двух электронов. 

Они отличаются так называемым СПИНОМ, упрощенно – направлением вращения.

     Принцип Паули (запрет Паули) ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали.

 Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.

            Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одного и того же подуровня происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.

      Пример: атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Связь между уровнем и подуровнями.

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ

    Изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома. 

    На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) — шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) — десять электронов.  

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию.

Энергия подуровней растет в ряду:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f∼5d < 6p < 7s <5f∼6d… 

Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других — 5d-подуровень.

То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.

ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОСТЬ ЗАПОЛНЕНИЯ ОРБИТАЛЕЙ У ПЕРВЫХ 36 АТОМОВ.

Электронная формула  атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:  1s22s22p63s23p6… и т.д.

Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.

Водород (1е): Н 1s1 – заполняется первый уровень.

Гелий (2е) Не 1s2       

ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ЗАПОЛНЕН.

Литий (3е) — начинает заполняться второй уровень:   Li 1s22s1

Бериллий на 2s-подуровень приходит второй электрон.

Затем у бора начинается заполнение 2p-подуровня:  

В  1s22s22p1
У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-подуровня, вплоть до неона:  Ne 1s22s22p6       

ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.

Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-подуровня у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется 3р-подуровень у шести р-элементов: от алюминия до аргона.   

 Na 1s22s22р63s1                                Mg 1s22s22р63s2       

Al 1s22s22р63s23p1  …..                        Ar 1s22s22р63s23p6   

У аргона — инертного газа на внешнем слое 8 электронов.

Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 — аргона выглядит так: 2,8,8.  

При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть 3d-подуровень.

Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идёт заполнение 4s-подуровня. 

Калий — это s-элемент.

K 1s22s22p63s23p64s1   

3d-подуровень пока остаётся незаполненным.   

4s-подуровень заполняется и у кальция:   Са 1s22s22p63s23p64s2 
И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение 3d-подуровня. Это d-элементы.
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2                             

Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
V 1s22s22p63s23p63d34s2   

У ванадия на d-подуровне 3 электрона, на 4s — 2 электрона.  

Казалось бы, у хрома должно получиться: Сr …3d44s2  

Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-подуровня на d-подуровень:    Сr…3d54s1      

Это явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина такого явления — более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка. 
  Дальше у марганца снова происходит «возвращение» электрона на 4s-подуровень:    Mn…3d54s2   

У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-подуровня.  

У никеля на d-подуровне 8 электронов, на 4s — 2 электрона.  У меди вновь происходит переход одного электрона с s  на d-подуровень: Сu …3d104s1 

Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина которого — более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка.  

И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода:

 Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов. 

  Со следующего элемента 4 периода — галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного уровня (№4), теперь уже 4p-подуровня – от галлия до криптона.   

Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 ………      Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6         

Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:  1s2 = [He]     1s22s22p6 = [Ne]  

Пример: электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5, или [Ne]3s23p5.

ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ ИОНОВ.

Ионы – заряженные частицы; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.

Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы). 

S0 (атом серы)+ 2e → S2−(сульфид-анион)    

Cu0(атом меди) -2е →Cu2+ (катион меди)

 Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.

Электроны сначала уходят с внешнего электронного уровня!

Пример: составить электронные формулы ионов: As3- ; Cu2+.

1) As0 1s22s22p63s23p63d104s24p3 → As3- 1s22s22p63s23p63d104s24p6    (добавились ещё 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона)

2) Cu01s22s22p63s23p63d104s1 → Cu2+1s22s22p63s23p6  3d9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s-электрон, а потом – 3d-электроны! ) 

Изоэлектронные частицы – это  атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. Например, ион Са2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.

Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.

NaCl  Na+(10e), Cl —(18e),            BaF2  Ba2+(54 e), F — (10e);        

MgBr2 Mg2+(10e),Br — (36e)     CaS Ca2+(18e),S2-(18e)–ионы изоэлектронны.    Ответ: CaS 

ОСНОВНОЕ И ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМА.

  Основное состояние атома — это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.

   Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.  При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.

Тема 3. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

             Д.И. Менделеев в 1869 году так сформулировал Периодический закон: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса«. 

Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку: 

«Свойства элементов, а также образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер».

Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период заканчивается 118-м элементом).  

Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы — 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном.

  В группах, обозначенных буквой А (главных подгруппах), содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек:   s-элементы (IA- и IIA-группы)  и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы). В группах, обозначенной буквой Б (побочных подгруппах), находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни — d-элементы. 

  Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами. 

 Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = номер последнего энергетического уровня 

Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов в атомах s- и p-элементов.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ.

    1) Атомные и ионные радиусы. 

Радиус атома – это расстояние от центра ядра до внешнего уровня (области максимальной электронной плотности внешнего уровня).

В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного уровня к ядру.  

В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоёв.

У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более заметно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны находятся на внутренних, а не внешних уровнях.

     Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. 

Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными.

     Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.  

   Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковое электронное строение.   

     Радиус изоэлектронных ионов уменьшается слева направо по периоду, т.к. заряд ядра увеличивается и растёт притяжение внешнего электронного уровня к ядру. 

      Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону – (18 е): S2-, Cl—, K+, Ca2+ и т.п. В этом ряду радиус уменьшается, т.к. растёт заряд ядра.   

 2) Электроотрицательность— это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи. 

    Электроны в общей электронной паре смещены  к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.

   Слева направо по периоду происходит увеличение электроотрицательности, т.к. растёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее.   

Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается, т.к. увеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру.

      На рис.  приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу.

     Металлами являются:

-все элементы побочных подгрупп (d-элементы);    

 — лантаноиды, актиноиды;    

-все s- элементы, кроме водорода и гелия. 

р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы:

    Каждый период начинается щелочным металлом (или водородом), а заканчивается инертным газом.

3) Валентность – число связей, которые образует атом в молекуле.

Высшая валентность как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор, инертные газы – гелий, неон, аргон, а также металлы побочных подгрупп первой и VIIIB группы (второй и третий элемент «триады»)).

4) Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные (т.е. электроны полностью смещены от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному.

   Высшая положительная степень окисления определяется числом валентных электронов и равна номеру группы. У s- и р-элементов она равна числу внешних электронов. У d-элементов (кроме групп IB,IIB и VIIIB) — она равна числу d+s электронов.

  Исключения:    1) фтор, кислород      

2) инертные газы – гелий, неон, аргон.

3) медь, серебро, золото  

4) кобальт, никель, родий, палладий, иридий, платина.

Для неметаллов также характерна  низшая (отрицательная) степень окисления: 

  Отрицательная степень окисления неметалла   =      8 – номер группы.

5) Высшие оксиды и гидроксиды.

1) Степень окисления элемента в высшем оксиде и гидроксиде равна номеру группы:

SeO3 – высший оксид селена.

2) Чем активнее металл, тем более выражены основные свойства высшего оксида и гидроксида.

3) Чем активнее неметалл и чем больше высшая степень окисления – тем сильнее выражены кислотные свойства.

6) ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ. 

Существует два типа водородных соединений:

1. Ионные солеобразные гидриды

Это соединения активных металлов с водородом, в которых водород имеет отрицательную степень окисления: СаН2 – гидрид кальция.  Это кристаллические вещества, похожие по виду на соли, поэтому их называют СОЛЕОБРАЗНЫМИ.

1. ЛЕТУЧИЕ водородные соединения – их образуют только НЕМЕТАЛЛЫ.  

В них отрицательную степень окисления имеет неметалл, а водород имеет степень окисления +1. Все газы, кроме воды.

Особенности свойств летучих водородных соединений.

Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

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.

Химические реакции следует отличать от ядерных реакций. В результате химической реакции общее число атомов каждого химического элемента и его изотопный состав не меняются. Иное дело ядерные реакции — процессы превращения атомных ядер в результате их взаимодействия с другими ядрами или элементарными частицами, например, превращение алюминия в магний:

$↙{13}↖{27}{Al}+ {}↙{1}↖{1}{H}={}↙{12}↖{24}{Mg}+{}↙{2}↖{4}{He}$

Классификация химических реакций многопланова, т.е. в ее основу могут быть положены различные признаки. Но под любой из таких признаков могут быть отнесены реакции как между неорганическими, так и между органическими веществами.

Рассмотрим классификацию химических реакций по различным признакам.

Классификация химических реакций по числу и составу реагирующих веществ. Реакции, идущие без изменения состава вещества

В неорганической химии к таким реакциям можно отнести процессы получения аллотропных модификаций одного химического элемента, например:

$С_{(графит)}⇄С_{(алмаз)}$

$S_{(ромбическая)}⇄S_{(моноклинная)}$

$Р_{(белый)}⇄Р_{(красный)}$

$Sn_{(белое олово)}⇄Sn_{(серое олово)}$

$3О_{2(кислород)}⇄2О_{3(озон)}$.

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:

1. Изомеризация алканов.

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

2. Изомеризация алкенов.

3. Изомеризация алкинов (реакция А. Е. Фаворского).

4. Изомеризация галогеналканов (А. Е. Фаворский).

5. Изомеризация цианата аммония при нагревании.

Впервые мочевина была синтезирована Ф. Велером в 1882 г. изомеризацией цианата аммония при нагревании.

Реакции, идущие с изменением состава вещества

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

1. 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 на примере реакций получения серной кислоты из серы:

1) получение оксида серы (IV):

$S+O_2=SO_2$ — из двух простых веществ образуется одно сложное;

2) получение оксида серы (VI):

$2SO_2+O_2{⇄}↖{t,p,кат.}2SO_3$ — из простого и сложного веществ образуется одно сложное;

3) получение серной кислоты:

$SO_3+H_2O=H_2SO_4$ — из двух сложных 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:

$4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$.

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:

1) реакция гидрирования — присоединение водорода:

$CH_2{=}↙{этен}CH_2+H_2{→}↖{Ni,t°}CH_3{-}↙{этан}CH_3;$

2) реакция гидратации — присоединение воды:

$CH_2{=}↙{этен}CH_2+H_2O{→}↖{H_3PO_4,t°}{C_2H_5OH}↙{этанол};$

3) реакция полимеризации:

${nCH_2=CH_2}↙{этилен}{→}↖{p,кат.,t°}{(-CH_2-CH_2-)_n}↙{полиэтилен}$

2. 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 примере блока реакций получения кислорода лабораторными способами:

1) разложение оксида ртути (II):

$2HgO{→}↖{t°}2Hg+O_2↑$ — из одного сложного вещества образуются два простых;

2) разложение нитрата калия:

$2KNO_3{→}↖{t°}2KNO_2+O_2↑$ — из одного сложного вещества образуются одно простое и одно сложное;

3) разложение перманганата калия:

$2KMnO_4{→}↖{t°}K_2MnO_4+MnO_2+O_2↑$ — из одного сложного вещества образуются два сложных и одно простое, т.е. три новых вещества.

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

1) реакция дегидратации (отщепления воды) этанола:

$C_2H_5OH{→}↖{H_2SO_4,t°}CH_2=CH_2+H_2O;$

2) реакция дегидрирования (отщепления водорода) этана:

$CH_3—CH_3{→}↖{Cr_2O_3,500°C}CH_2=CH_2+H_2↑;$

3) реакция крекинга (расщепления) пропана:

$CH_3-CH_2CH_3{→}↖{t°}CH_2=CH_2+CH_4↑.$

3. Реакции замещения — это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-либо элемента в сложном веществе.

В неорганической химии примером таких процессов может служить блок реакций, характеризующих свойства, например, металлов:

1) взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

$2Na+2H_2O=2NaOH+H_2↑$

2) взаимодействие металлов с кислотами в растворе:

$Zn+2HCl=ZnCl_2+H_2↑$;

3) взаимодействие металлов с солями в растворе:

$Fe+CuSO_4=FeSO_4+Cu;$

4) металлотермия:

$2Al+Cr_2O_3{→}↖{t°}Al_2O_3+2Cr$.

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:

$CH_4+Cl_2{→}↖{hν}{CH_3Cl}↙{хлорметан}+HCl$,

$CH_3Cl+Cl_2→{CH_2Cl_2}↙{дихлорметан}+HCl$,

$CH_2Cl_2+Cl_2→{CHCl_3}↙{трихлорметан}+HCl$,

$CHCl_3+Cl_2→{CCl_4}↙{тетрахлорметан}+HCl$.

Другой пример — бромирование ароматического соединения (бензола, толуола, анилина):

$C_6H_6Br_2{→}↖{FeBr_3}{C_6H_5Br}↙{бромбензол}+HBr$.

Обратим внимание на особенность реакций замещения у органических веществ: в результате таких реакций образуются не простое и сложное вещества, как в неорганической химии, а два сложных вещества.

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

$C_6H_6+{HNO_3}↙{бензол}{→}↖{H_2SO_4(конц.),t°}{C_6H_5NO_2}↙{нитробензол}+H_2O$

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

4. 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, т.е. только в том случае, если в результате образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (например, $Н_2О$).

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

1) реакция нейтрализации, идущая с образованием соли и воды:

$NaOH+HNO_3=NaNO_3+H_2O$

или в ионном виде:

$OH^{–}+H^{+}=H_2O$;

2) реакция между щелочью и солью, идущая с образованием газа:

$2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3↑+2H_2O$

или в ионном виде:

$NH_4^{+}+OH^{–}=NH_3↑+H_2O$;

3) реакция между щелочью и солью, идущая с образованием осадка:

$CuSO_4+2KOH=Cu(OH)_2↓+K_2SO_4$

или в ионном виде:

$Cu^{2+}+2OH^{-}=Cu(OH)_2↓$

В органической химии можно рассмотреть блок реакций, характеризующих, например, свойства уксусной кислоты:

1) реакция, идущая с образованием слабого электролита — $H_2O$:

$CH_3COOH+NaOH⇄NaCH_3COO+H_2O$

или

$CH_3COOH+OH^{-}⇄CH_3COO^{-}+H_2O$;

2) реакция, идущая с образованием газа:

$2CH_3COOH+CaCO_3=2CH_3COO^{–}+Ca^{2+}+CO_2↑+H_2O$;

3) реакция, идущая с образованием осадка:

$2CH_3COOH+K_2SiO_3=2KCH_3COO+H_2SiO_3↓$

или

$2CH_3COOH+SiO_3^{−}=2CH_3COO^{−}+H_2SiO_3↓$.

Классификация химических реакций по изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества

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:

1.${Mg}↖{0}+{2H}↖{+1}+SO_4^{-2}={Mg}↖{+2}SO_4+{H_2}↖{0}↑$

${{Mg}↖{0}-2{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}{Mg}↖{+2}$

${{2H}↖{+1}+2{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}{H_2}↖{0}$

2.${2Mg}↖{0}+{O_2}↖{0}={2Mg}↖{+2}{O}↖{-2}$

${{Mg}↖{0}-2{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}{Mg}↖{+2}|4|2$

${{O_2}↖{0}+4{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}{2O}↖{-2}|2|1$

Как вы помните, сложные окислительно-восстановительные реакции составляются с помощью метода электронного баланса:

${2Fe}↖{0}+6H_2{S}↖{+6}O_{4(k)}={Fe_2}↖{+3}(SO_4)_3+3{S}↖{+4}O_2+6H_2O$

${{Fe}↖{0}-3{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}{Fe}↖{+3}|2$

${{S}↖{+6}+2{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}{S}↖{+4}|3$

В органической химии ярким примером окислительно-восстановительных реакций могут служить свойства альдегидов:

1. Альдегиды восстанавливаются в соответствующие спирты:

${CH_3-{C}↖{+1} {}↖{O↖{-2}}↙{H↖{+1}}+{H_2}↖{0}}↙{text»уксусный альдегид»}{→}↖{Ni,t°}{CH_3-{C}↖{-1}{H_2}↖{+1}{O}↖{-2}{H}↖{+1}}↙{text»этиловый спирт»}$

${{C}↖{+1}+2{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}{C}↖{-1}|1$

${{H_2}↖{0}-2{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}2{H}↖{+1}|1$

2. Альдегиды окисляются в соответствующие кислоты:

${CH_3-{C}↖{+1} {}↖{O↖{-2}}↙{H↖{+1}}+{Ag_2}↖{+1}{O}↖{-2}}↙{text»уксусный альдегид»}{→}↖{t°}{CH_3-{Ag}↖{0}{C}↖{+3}{O}↖{-2}{OH}↖{-2+1}+2{Ag}↖{0}↓}↙{text»этиловый спирт»}$

${{C}↖{+1}-2{e}↖{-}}↙{восстановитель}{→}↖{окисление}{C}↖{+3}|1$

${2{Ag}↖{+1}+2{e}↖{-}}↙{окислитель}{→}↖{восстановление}2{Ag}↖{0}|1$

Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов.

К ним, например, относятся все реакции ионного обмена, а также:

• многие реакции соединения:

$Li_2O+H_2O=2LiOH;$

• многие реакции разложения:

$2Fe(OH)_3{→}↖{t°}Fe_2O_3+3H_2O;$

• реакции этерификации:

$HCOOH+CH_3OH⇄HCOOCH_3+H_2O$.

Классификация химических реакций по тепловому эффекту

По тепловому эффекту реакции делят на экзотермические и эндотермические.

Экзотермические реакции.

Эти 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:

$N_2+O_2=2NO – Q$,

$H_{2(г)}+I{2(т)}=2HI – Q$.

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

$4P+5O_2=2P_2O_5+Q,$

$CH_4+2O_2=CO_2+2H_2O+Q$.

Гидрирование этилена — пример экзотермической реакции:

$CH_2=CH_2+H_2{→}↖{Pt}CH_3-CH_3+Q$

Она идет при комнатной температуре.

Эндотермические реакции

Эти реакции протекают с поглощением энергии.

Очевидно, что к ним относятся почти все реакции разложения, например:

а) обжиг известняка:

$CaCO_3{→}↖{t°}CaO+CO_2↑-Q;$

б) крекинг бутана:

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

$H_{2(г)}+Cl_{2(г)}=2HCl_{(г)}+92.3 кДж,$

$N_{2(г)}+О_{2(г)}=2NO_{(г)} – 90.4 кДж$.

Классификация химических реакций по агрегатному состоянию реагирующих веществ (фазовому составу)

Гетерогенные реакции.

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

$2Al_{(т)}+3CuCl_{2(р-р)}=3Cu_{(т)}+2AlCl_{3(р-р)}$,

$СаС_{2(т)}+2Н_2О_{(ж)}=С_2Н_2↑+Са(ОН)_{2(р-р)}$.

Гомогенные реакции.

Это реакции, в которых реагирующие вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (в одной фазе):

Классификация химических реакций по участию катализатора

Некаталитические реакции.

Некаталитические реакции идут без участия катализатора:

$2HgO{→}↖{t°}2Hg+O_2↑$,

$C_2H_4+3O_2{→}↖{t°}2CO_2+2H_2O$.

Каталитические реакции.

Каталитические реакции идут с участием катализатора:

$2KClO_3{→}↖{MnO_2,t°}2KCl+3O_2↑,$

${C_2H_5OH}↙{этанол}{→}↖{H_2SO-4,t°}{CH_2=CH_2}↙{этен}↑+H_2O$

Так как все биологические реакции, протекающие в клетках живых организмов, идут с участием особых биологических катализаторов белковой природы — ферментов, все они относятся к каталитическим или, точнее, ферментативным.

Следует отметить, что более $70%$ химических производств используют катализаторы.

Классификация химических реакций по направлению

Необратимые реакции.

Необратимые реакции протекают в данных условиях только в од ном направлении.

К ним можно отнести все реакции обмена, сопровождающиеся образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества (воды), и все реакции горения.

Обратимые реакции.

Обратимые реакции в данных условиях протекают одновременно в двух противоположных направлениях.

Таких реакций подавляющее большинство.

В органической химии признак обратимости отражают названия-антонимы процессов:

• гедрирование — дегидрирование;
• гидратация — дегидратация;
• полимеризация — деполимеризация.

Обратимы все реакции этерификации (противоположный процесс, как вы знаете, носит название гидролиза) и гидролиза белков, сложных эфиров, углеводов, полинуклеотидов. Обратимость лежит в основе важнейшего процесса в живом организме — обмена веществ.

Муниципальное
бюджетное общеобразовательное учреждение

«Гвардейская
школа № 1» Симферопольского района Республики Крым

ул.
Карла Маркса, дом 97, сп Гвардейское, Симферопольский район,

Республика
Крым, Российская Федерация, 297513

тел.
(3652) 32-30-45, e-mail: gvardeiskay1@mail.ru ОГРН
1159102031329, ИНН 9109010395

«Каталитические
реакции, изучаемые

в
школьном курсе неорганической химии» (обзор
катализаторов)

                                                                    
учитель физики и химии

                                                                    
высшей категории

                                                                    
Стулень Виктор Иванович

сп Гвардейское.
2017 год

Каталитические
реакции, изучаемые в школьном курсе неорганической химии

Бурный промышленный рост, который переживает сейчас
человечество по всем направлениям, оказался бы невозможным без развития новых и
совершенствования традиционных химических технологий. В значительной мере
технологический прогресс определяется массовым применением катализаторов, с
помощью которых низкосортное сырье превращается в высокоценные продукты.

Образно говоря, катализатор — это философский камень
современного химика, только он превращает не свинец в золото, как раньше, а
сырье в пищевые продукты, лекарства, волокна, пластмассы, химические реактивы,
топливо, удобрения и другие продукты, необходимые для нормальной
жизнедеятельности человека.

Применение катализаторов позволяет ускорять химические
реакции в тысячи и даже в миллионы раз, по этой причине катализ чрезвычайно
широко распространен в различных отраслях химической промышленности. В
настоящее время около 91% различных химических производств включают
каталитические стадии. Целый ряд современных промышленных процессов удалось
осуществить только благодаря применению катализаторов, в частности, к таким
относятся крупномасштабные производства аммиака, азотной и серной кислот,
синтетического каучука, моторного топлива.

Огромным разнообразием характеризуется применение
каталитических агентов в органических синтезах для ускорения реакций
гидрирования, дегидрирования, окисления, гидратации и других. С помощью
катализаторов получают основные полупродукты для синтеза полимеров. Громадное
значение в обеспечении авто- и авиатранспорта моторными топливами имеют
процессы каталитического крекинга и риформинга нефтепродуктов.

Значительной вехой в практическом применении катализа
стало производство маргарина каталитическим гидрированием растительного масла.
Впервые эта реакция в промышленном масштабе была осуществлена примерно в 1900
году.

А начиная с 1920-х годов один за другим были
разработаны каталитические способы получения новых органических материалов,
прежде всего пластмасс и волокон. Ключевым моментом в этом процессе стало
каталитическое получение олефинов, нитрилов, эфиров, кислот, других
«кирпичиков» для химического «строительства» пластмасс.

Третья волна промышленного использования
каталитических процессов приходится на 1930-е годы и связана с переработкой
нефти. По своему объему это производство вскоре оставило далеко позади все
другие. Переработка нефти состоит из нескольких каталитических процессов:
крекинга, риформинга, гидрокрекинга, гидросульфирования, изомеризации,
полимеризации и алкилирования.

И, наконец, четвертая волна в использовании катализа
связана с охраной окружающей среды. Наиболее известное достижение в этом
направлении — создание каталитического нейтрализатора выхлопных газов
автомобилей. Каталитические нейтрализаторы, которые устанавливают на автомобили
с 1975 года, сыграли большую роль в улучшении качества воздуха и сберегли таким
образом много жизней.

За работы в области катализа и смежных областей было
присуждено около десятка Нобелевских премий.

О практической значимости каталитических процессов
свидетельствует тот факт, что на долю азота, входящего в состав полученных
промышленным путем азотсодержащих соединений, приходится около половины всего
азота, входящего в состав пищевых продуктов. Количество соединений азота,
образующихся в растениях естественным путем, ограничено, так что производство
пищевого белка зависит от количества азота, вносимого в почву с удобрениями.

Невозможно прокормить даже половину человечества без
синтетического аммиака, который получают исключительно с помощью
каталитического процесса Габера — Боша.

Область применения катализаторов постоянно
расширяется. Важно и то, что катализ позволяет значительно повысить
эффективность ранее разработанных технологий. В качестве примера можно привести
усовершенствование методики проведения каталитического крекинга благодаря
использованию цеолитов.

В предлагаемом вашему вниманию обзоре мы рассмотрим
каталитические реакции, изучаемые в школьном курсе неорганической химии.

1. Каталитические
реакции в неорганической химии.

1.1. Аммиака синтез:

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ + 92,4 кДж

Эта реакция обратимая, экзотермическая и
сопровождается уменьшением объема. Реакция протекает на катализаторе — пористом
железе с добавлением стабилизирующих и промотирующих (активирующих) добавок (Al₂O₃,
K₂O, CaO, SiO₂ и других). Он активен и термически устойчив
в области температур 650 — 830 К.

Соединения серы отравляют катализатор необратимо, а
кислород и некоторые его соединения, особенно СО — обратимо, но очень быстро и
даже в ничтожно малых концентрациях.

В течение последних 40 лет давление при синтезе
аммиака (с целью сохранения энергии) постепенно снижалось от 25_*10⁶ — 35_*10⁶ Па до 8_*10⁶ — 15_*10⁶ Па за
счет оптимизированной работы контура синтеза, которая достигается с помощью
новой технологии, в особенности вследствие изготовления конвертора.

Улучшения во фронтальном конце контура радикально
снизили содержание каталитических ядов (кислород-, серу- и хлорсодержащих
соединений) в газе, входящем в конвертор. Однако, падение давления синтеза
делает необходимым увеличение объема катализатора в три-четыре раза. Требования
к качеству катализатора также возрастают. Очевидно, что даже небольшие улучшения
рабочей активности катализатора могут привести к значительным улучшениям в
работе современных контуров синтеза аммиака.

Предшественник промышленного катализатора синтеза,
невосстановленный катализатор, производится путем плавления оксидов железа,
главным образом магнетита Fe₃O₄, и оксидов или карбонатов
Аl, К, Са, и Мg, так называемых активаторов. Плавление осуществляют в
электрической печи при температуре выше 1600^oС.
Отношение Fе²⁺/Fе³⁺ в
расплаве обычно находится в интервале 0,5 — 0,75.

Расплав затем выливают в металлические поддоны, где он
затвердевает и охлаждается. Твердый предшественник катализатора разбивают на
мелкие куски, измельчают и просеивают с получением требуемого размера зерен.

Предшественник катализатора восстанавливают до
активного железного катализатора «in situ» (на месте нахождения) в конверторе
синтеза аммиака или используют для производства предварительно восстановленного
катализатора путем полного восстановления при оптимизированных условиях в
реакторе предварительного восстановления. Полученный материал является
пирофорным, но после окисления наружного слоя активной поверхности кислородом
он может безопасно содержаться на воздухе при температуре окружающей среды.

Активаторы, упомянутые выше, Аl₂O₃,
К₂O, СаO, SiO₂ и иногда МgO, играют существенную роль в
процессе формирования максимально возможной большей поверхности железа в
восстановленном катализаторе и для кинетики образования аммиака.

С тех пор, как начата разработка катализатора,
приблизительно 105 лет назад, концентрация таких активаторов была
оптимизирована с целью получения максимальной активности. Дополнительные
улучшения, вероятно, возможны только при добавлении новых активаторов или новых
комбинаций активаторов.

В качестве такого нового активатора был использован
оксид кобальта.

Из патента США 3839229 известен катализатор синтеза
аммиака, в котором в качестве активатора используется оксид кобальта.
Катализатор состоит по существу из твердого раствора оксида железа и оксида
кобальта, и указанный оксид кобальта присутствует в количестве от 5 до 10% вес.
из расчета на кобальт. В катализатор дополнительно введен активатор, выбираемый
из группы, включающей окись алюминия, двуокись кремния, двуокись циркония,
оксид магния, известь (СаО), оксид калия и оксиды редкоземельных металлов.

Другим возможным активатором является оксид титана.
Только небольшое число катализаторов, в которых используется такой активатор,
описано ранее. С.А. Абдукадурова и другие в журнале «Труды Московского
химико-технологического института», 1970, 2, 122 — 5, описывают, что оксид
титана улучшает термическую устойчивость, но снижает активность. Однако, оксид
титана не так эффективен, как оксид алюминия по отношению к площади
поверхности.

1.2. Аммиака каталитическое окисление:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Реакцию проводят
при повышенной температуре (около 800 °C) и наличии катализатора, селективно
ускоряющего реакцию. Скорость окисления аммиака до оксида азота (II) повышают
платина (Pt) и ее
сплавы с металлами-платиноидами, оксиды железа, марганца, кобальта, (хрома) и
другие.

Основным
промышленным катализатором окисления аммиака в настоящее время является платина
и ее сплавы с палладием и родием. В условиях острого дефицита на металлы
платиновой группы и их высокой стоимости актуальной становится задача
сокращения финансовых вложений и потерь платиноидов.

До
настоящего времени учёными разных стран было разработано несколько составов
оксидных катализаторов, в которых активным компонентом являются оксид железа,
оксид хрома, оксид кобальта, оксид висмута и другие.

Известен
оксидный катализатор, получаемый смешением оксидов алюминия, железа, кальция и
хрома с последующим таблетированием и прокаливанием при 875 — 900 °C (SU
авторское свидетельство 641985, класс B 01 J 37/04, 1979).

Известен
катализатор окисления аммиака, содержащий около 90 — 95% оксида железа и 5 — 10%
оксида хрома, получаемый смешением нитратов железа и хрома, выдерживанием при
315 °C,
охлаждением, смешиванием с графитом, последующим таблетированием и
прокаливанием при 560 — 650 °C (FR, патент,
2119121, класс B 01 J 23/881, 1972).

В
качестве прототипа выбран оксидный катализатор, изготавливаемый в виде
таблеток, состоящий из 80% оксида железа и 20% оксида алюминия (Лоцман А.А.
Технология производства оксидных катализаторов окисления аммиака из новых видов
сырья. Автореферат кандидата технических наук. М., АО «ГИАП», 23 с., 1995).
Способ приготовления катализатора заключается в смешении оксида железа,
получаемого термическим разложением азотнокислого железа, и нитрата алюминия,
получаемого растворением технического гидроксида алюминия, с последующим
термическим разложением катализаторной массы при 600 — 700 °C,
измельчением, таблетированием и спеканием готовых таблеток. В пилотных
испытаниях показана его работоспособность на второй стадии окисления аммиака.

К
недостаткам таблетированных катализаторов следует отнести значительное
газодинамическое сопротивление слоя катализатора и наличие аммиака в газовом
потоке. Кроме того, в способах присутствуют водные стадии и стоки, которые
необходимо утилизировать, а использование азотнокислых солей приводит к
загрязнению воздушного бассейна. Использование оксидов хрома в последние
годы запрещается во всех развитых странах ввиду высокой токсичности Cr⁺⁶.

В
последние годы возрос также дефицит и на исходное железосодержащее сырье —
нитрат железа. Кроме того, двухкомпонентные системы не обеспечивают необходимой
стабильности работы оксидного катализатора (М.М. Караваев, А.П. Засорин, Р.Ф.
Клешев. Каталитическое окисление аммиака. М., Химия, 1983, 232 с.)

Один
из современных катализаторов процесса окисления аммиака на основе оксидов
железа и алюминия дополнительно содержит оксид кремния или оксид кремния и
оксиды редкоземельных элементов (РЗЭ), циркония, при следующем соотношении
компонентов: Fe₂O₃ 70 — 94%, Al₂O₃
1 — 29%, SiO₂ или/и оксиды РЗЭ, оксид циркония 1 — 29%. Фаза,
которая содержит оксид циркония, кроме основной добавки обычно содержит
оксидную часть, содержащую оксида лантана 30 — 33%, оксида церия 45 — 55%,
оксида празеодима 5 — 6%, оксида неодима 10 — 13%, оксида самария 1 — 2%,
остальные лантаноиды не более 1%).

При
этом катализатор представляет собой блоки сотовой структуры.

В
настоящее время важной задачей является разработка высокоэффективного блочного
катализатора сотовой структуры для окисления аммиака на основе доступного сырья
— альфа-оксида железа, обладающего высокой активностью и устойчивостью к
термическим ударам и позволяющего повысить безопасность процесса за счет
снижения гидравлического сопротивления слоя катализатора и стабилизации
газового потока.

1.3. Воды разложение:

2H₂O  2H₂ + O₂  — 570,6 кДж

Реакция получения водорода (и кислорода) путем
разложения воды с помощью электричества известна ученым уже давно, но она
требует огромных энергозатрат и поэтому используется в промышленности в очень
ограниченных масштабах.

Лучше
всего эту реакцию катализирует металлическая платина, причём в виде
нанокластеров — частичек размером 5-10 нанометров! Это — самое эффективное, что
есть на сегодня. В промышленности практически все используют коммерческий
катализатор фирмы E-Tek «платина-на-саже» (platinum on carbon black), где
подобран оптимальный размер частиц платины и размер частиц сажи. Фирма выпускает
катализаторы с разной загрузкой платины — от 5 до 20%.

Реакция
разложения идёт гораздо быстрее и с большей эффективностью при повышенных
температурах (термоактивационный процесс). Приемлемого для промышленного
использования КПД реакции удаётся добиться, используя высокотемпературные
системы с температурой около 600 ºС (перегретый пар при повышенном давлении).

Кроме
того, при этом платиновый катализатор не отравляется угарным газом и другими каталитическими
ядами.

В
реакции при комнатной температуре приходится использовать очень чистую (минимум
— дважды дистиллированную) воду или использовать не чистую платину, а различные
сплавы с рутением, мирясь с понижением эффективности и ускорением деградации
катализатора. Рутений катализирует окисление ядов.

Расщепление воды, с целью получения газообразных водорода
и кислорода, является «священным Граалем» многих ученых, ведущих работы в
направлении разработки практически неисчерпаемого источника экологически чистой
энергии.

Семь
лет назад (апрель 2010 года) команде ученых под руководством Даниэля
Ноцеры из Массачусетского технологического института в США удалось получить
дешевый катализатор для получения водорода из воды с помощью электричества.

Этот
катализатор позволит снизить электрическое напряжение, при котором протекает
каталитическая реакция. Таким образом, снижаются затраты энергии. Кроме того, в
качестве катализатора используется соединение, состоящее из элементов бора и
никеля, которое гораздо дешевле платины. Все перечисленные преимущества позволят
существенно снизить себестоимость производства водорода. 

 Новый катализатор можно наносить в
виде тонкой пленки практически на любую поверхность с использованием
электричества. На электроде, опущенном в борный раствор, при напряжении менее
двух вольт протекает реакция разложения воды с выделением кислорода, а на
противоположном электроде выделяется водород. 

Через месяц ученым из Национальной
лаборатории имени Лоренса Беркли удалось получить катализатор на основе
молибдена. Это соединение также намного дешевле платины и может работать с
морской и грязной водой.

Правда, как в случае с бор-никелевым
катализатором, так и с молибденовым, о коммерческом внедрении последних научных
достижений говорить рано, требуются дополнительные исследования эффективности
инновационных катализаторов, поиск недорогих способов их производства и разработка
технических условий процессов с максимально высоким КПД выхода продуктов
реакции.  

В апреле 2011 года группа ученых университета Монаша (Monash) из
Австрии заявила, что ключом к неисчерпаемой водородной энергетике будущего
может стать природный минерал бёрнессит (Birnessite) (бернессит, тодорокит),
который в природе придает черную окраску некоторым горным породам.

Минерал, добытый в Керченском железорудном бассейне
Республики Крым, описывается химической формулой (Na,Ca,K)_0,6(Mn⁴⁺,Mn³⁺)₂O₄·1,5H₂O.

Учёные разработали процесс расщепления молекулы воды,
основанный на применении марганцевого катализатора и использующий для этого
солнечный свет. В ходе экспериментов довольно сложный катализатор
преобразовался в более простое соединение, аналогом которого является природный
минерал бёрнессит. Работа этого катализатора полностью повторяет процессы, на
которых основывается процесс расщепления воды под воздействием солнечных лучей
в природе.

Оказалось, что самой большой
эффективностью в области расщепления воды обладает естественный материал,
который достаточно устойчив, чтобы выдержать жесткие физические и химические
нагрузки во время его использования.

Следует отметить, что данные открытия могут
найти применение в энергетике будущего. Перспективными областями применения
таких катализаторов считаются солнечная энергетика, системы на основе
водородных топливных ячеек, получение ракетного топлива. 

1.4. Йодида алюминия синтез:

2Al + 3J₂ = 2AlJ₃

Иодид алюминия может быть получен реакцией
непосредственного соединения порошкообразного алюминия и йода, для начала
реакции необходима одна капля воды в качестве катализатора процесса.

При этом оксидная плёнка порошкового алюминия Al₂O₃ в начальной стадии реакции является катализатором
взаимодействия йода с водой, в ходе которого образуется самая сильная из всех
кислот — йодоводородная кислота. Взаимодействие воды с йодом происходит
следующим образом:

2H₂O + 2J₂ = 4HJ + O₂

Реакция не останавливается на промежуточной
стадии:

H₂O + J₂ = HJ + HJO

Практически мгновенно происходит
диспропорционирование йодноватистой кислоты, гипойодит-ион JO^— не удалось зафиксировать в растворе даже при 0 ^оС.

Образующаяся йодоводородная кислота растворяет
покрывающую алюминий оксидную плёнку, ускоряя реакцию.

1.5. Нитрата аммония (аммиачной селитры)
разложение:

Чистая аммиачная селитра NH₄NO₃
не чувствительна к толчкам, ударам или трению. Однако при определенных условиях
нитрат аммония обладает взрывчатыми свойствами. На этом основании его
используют как сырье в производстве аммиачно-селитренных взрывчатых веществ.
Они взрываются только от детонатора. Взрывы чистой аммиачной селитры могут быть
вызваны в основном или воздействием детонаторов, или термическим разложением
соли в замкнутом пространстве.

Взрывоопасность нитрата аммония возрастает в
присутствии минеральных кислот и легко окисляющихся материалов, таких как
органические вещества и некоторые металлы, особенно в порошкообразном состоянии
(например, свинец, алюминий, цинк, сурьма, висмут, никель, медь, кадмий).
В большинстве случаев в присутствии этих металлов (особенно кадмия и меди)
образуется неустойчивый, легко разлагающийся нитрит аммония.

При увеличении размера частиц и повышении влажности
взрывоопасность аммиачной селитры значительно уменьшается. Влажная соль,
содержащая более 3% воды, не взрывает даже при взрыве детонатора.  

При нагревании нитрат аммония начинает разлагаться
согласно уравнению:

NH₄NО₃
= NH₃ + HNО₃ — 175 кДж

Это разложение становится заметным выше 150 ºС, но,
даже при 165 ºС, потеря в весе аммиачной селитры не превосходит 6% за сутки.
При более высоких температурах нитрат аммония разлагается интенсивно по
следующим реакциям:

при 200 — 260 ºС — NH₄NO₃ = N₂О + 2Н₂О + 37 кДж;

при быстром нагревании выше 270 ºС или при ударе
происходит взрывная реакция — 2NH₄NO₃ = 2N₂ + O₂ + 4H₂O + 225 кДж.

Термическое разложение NH₄NО₃
может происходить одновременно по нескольким реакциям, причем одна из них может
доминировать над другими. Термический распад азотной кислоты обусловливает
появление в газообразных продуктах разложения аммиачной селитры NО и NO₂.
По-видимому, выделяющиеся в результате термического распада азотной кислоты NО₂
и Н₂О являются катализаторами дальнейшего разложения NH₄NO₃.

Термическое разложение расплавленной аммиачной селитры
ускоряется также в присутствии соединений Сг⁶⁺, Сг³⁺, Сг²⁺ и других
соединений d-элементов. Таким образом, чистую аммиачную селитру следует отнести
к классу потенциально взрывчатых веществ.

Раствор нитрата аммония является одним из побочных
продуктов различных переработок сырья радиохимической технологии. Значительные
количества аммонийсодержащих технологических растворов и жидких радиоактивных
отходов (ЖРО) низкого и среднего уровня активности образуются в ходе
производства и переработки ядерного топлива. Поскольку нитрат аммония относится
к классу потенциально опасных химических соединений ввиду способности к
детонации при определенных условиях, то для обеспечения производственной
безопасности в ходе окончательной утилизации технологических аммонийсодержащих
растворов и ЖРО необходимым условием является разложение нитрата аммония до
простых химически стабильных продуктов.

В промышленности известен способ окислительного
разрушения солей аммония, включающий доводку перерабатываемого раствора по
азотной кислоте, нагрев и смешение раствора с индуктором, в качестве которого
используется формальдегид (Патент RU 2329554 С2, G21F 9/06, опубликован
20.07.2008 года). Несмотря на высокую степень окислительного разложения аммония
недостатками известного способа являются: статический режим проведения
процесса, обуславливающий длительность производственного цикла; высокая
активность окислительной системы при содержании азотной кислоты в процессе до
10 моль/л; увеличение исходного объема раствора за счет внесения раствора
формальдегида.

Широко используется также способ разложения нитрата
аммония в процессах гомогенной и каталитической денитрации (А.В. Ананьев, И.Г.
Тананаев, В.П. Шилов. Радиохимия, 2005. Т. 47, №2, с. 140-144), включающий
разложение нитрата аммония в системе азотная — метановая (муравьиная) кислоты
HNO₃ — HCOOH в присутствии катализатора 1% Pt/SiO₂. К
недостаткам данного способа следует отнести статический режим протекания
процесса и, вследствие этого, низкую производительность, обуславливающую
сложность технологической адаптации; высокий расход азотной кислоты на 1 моль
нитрата аммония; наличие остаточных количеств муравьиной кислоты в растворе
после разложения нитрата аммония; увеличение исходного объема раствора за счет
внесения раствора муравьиной кислоты.

При каталитическом разложении нитрата аммония путём
обработки раствора его азотной кислотой также используют нагрев и смешение
раствора с индуктором, в качестве которого используется щавелевая кислота. В
качестве твердофазного платиносодержащего катализатора для осуществления
процесса используется биметаллический платино-циркониевый катализатор,
нанесенный на инертный пористый носитель с массовым содержанием платины от 0,05
до 0,2% и циркония до 1%. В частном случае в качестве носителя катализатора
используется силикагель фракции 0,2-0,5 мм, оксид алюминия фракции 0,3-1,0 мм.

1.6. Озона разложение:

2O₃  3O₂

Наиболее часто применяемым катализатором разложения
озона является оксид марганца (IV) MnO₂ или смеси
его с различными промотирующими добавками.

Озон высокой концентрации оказывает
пагубное воздействие на человеческий организм и окружающую среду. Кроме этого,
он отличается очень неприятным запахом. Тем не менее, различная офисная и
бытовая техника, включая принтеры, копировальные аппараты, факсы,
воздухоочистители, кондиционеры, пылесборники и озоновые стерилизаторы образуют
во время своей работы озон и выделяют его в окружающую среду.

Катализаторы разложения озона широко
используются для очистки воздуха типографий, в устройствах систем
кондиционирования воздуха, в частности для удаления озона из воздуха,
подаваемого в кабины самолетов, очистки газообразных выбросов промышленных
производств, для очистки сточных вод, для получения питьевой воды в жилых
районах, разложения остаточного озона в технологических процессах озонирования
воды, а также поверхностной обработки полупроводников в микроэлектронике.

Около 30 лет назад был предложен способ
получения катализатора процесса разложения озона, для осуществления которого
используют щелочные растворы перманганата калия, что приводит к снижению
активности катализатора. Кроме того, при осуществлении данного способа
приготовления катализатора образуется большой объем сточных вод (заявка Японии
№(В4) №4-35223, класс B 01 J 23/84, 1987 год).

Немного позже был предложен катализатор
для разложения озона, который отличается длительной продолжительностью
эксплуатации. Однако в его состав входят такие дорогостоящие металлы, как Ti,
Ag, Au, а также вводят такие добавки, как Pt, Ru, Re, Os, Rh, Pd (патент US
№5002920 «Catalyst for ozone decomposition)), дата подачи 31.10.1989 года, дата
выдачи 26.03.1991 года).

Недостатком катализатора, изготовляемого
на основе благородных металлов, является использование при его приготовлении
дефицитных и дорогостоящих металлов.

Также известен катализатор, используемый
для разложения озона, и способ его получения (патент US №5221649 «Catalysts and
methods for ozone decomposition)), дата подачи 21.02.1992 года, дата выдачи
22.06.1996 года). Основу катализатора представляет собой неактивный носитель
типа: глина, углерод, диоксид марганца, на который осаждают один из оксидов
металлов из группы Cu, Со, Fe, Ni, Ag. В состав катализатора входят, глина 9 —
50 %; диоксид марганца 20 — 90 % и один из оксидов металла из группы Co, Ni и
Ag в количестве 1 — 30 % от общего количества оксида марганца.

Недостатком известного катализатора
является его низкая активность в реакции разложения озона. При использовании
глины в составе катализатора заметно снижается прочность катализатора в
присутствии водяных паров.

Известен отечественный катализатор
разложения озона «гопталюм» марки ГТТ, который содержит 30 — 40 % MnО₂,
20 — 30 % CuO, 30 — 50 % талюма (смесь моно — и диалюминатов кальция), и его
модификация, содержащая оксид никеля (патент РФ на изобретение №2077946
«Катализатор для разложения озона», дата подачи 12.01.1996 года, опубликовано 27.04.1997
года).

Однако, катализаторы марки ГТТ имеют
недостатки: в их состав входит оксид никеля, являющийся веществом I класса
опасности. Кроме того, при низких температурах заметно снижается каталитическая
активность во влажном газовом потоке, а также снижается эффективность очистки струи
газа при увеличении газодинамических нагрузок вследствие истирания
катализатора, уноса активной фазы. Увеличение высоты слоя катализатора влечет
за собой резкое увеличение гидравлического сопротивления. Помимо этого,
требуется применение устройств, фиксирующих слой катализатора, пылефильтров.

1.7. Оксида серы
(IV) в оксид
серы (VI)
окисление:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

Реакция окисления оксида серы (IV) до оксида серы (VI)
протекает с хорошим практическим выходом только в присутствии катализатора.

В качестве катализатора (контактной массы) при
окислении оксида серы (IV) применяются ванадиевые катализаторы. Помимо оксида
ванадия V₂O₅, который сам по себе недостаточно активен в
состав применяемой контактной массы БАВ (барий-алюминий-ванадий) входят
активаторы — сульфаты калия, бария и алюминия. Эти вещества находятся на
поверхности пористого носителя — аморфного кремнезёма (SiO₂),
обладающего сильно развитой поверхностью. Из массы формуют кусочки в виде
гранул небольшого размера (5 — 12 мм).

Каталитическое действие оксида ванадия V₂O₅
сводится к следующему: при повышенных температурах он является сильным
окислителем, так как легко отщепляет кислород.

1. Сернистый газ (оксид серы (IV)) хорошо
адсорбируется на его поверхности и окисляется до оксида серы (VI).

2. Оксид серы (VI) без труда десорбируется с
поверхности катализатора.

3. За счёт отдачи кислорода степень окисления ванадия
в оксиде понижается, и образуются низшие оксиды ванадия.

Химизм реакции имеет следующий вид: V₂O₅
+ SO₂ = V₂O₄ + SO₃.

4. Затем низшие оксиды ванадия снова окисляются до
оксида V₂O₅, который играет роль переносчика кислорода.

Химизм этой реакции имеет следующий вид: 2V₂O₄
+ O₂ = 2V₂O₅.

Чистый оксид ванадия V₂O₅
обладает слабой каталитической активностью, резко возрастающей в присутствии
солей щелочных металлов, причем наибольшее влияние оказывают соли калия. Мощное
промотирующее действие солей щелочных металлов обусловлено образованием
низкоплавких пиросульфованадатов (3К₂S₂О₇·V₂О₅,
2К₂S₂O₇·V₂O₅ и K₂S₂O₇·V₂O₅,
разлагающихся соответственно при 315 — 330, 365 — 380 и 400 — 405 °С). Активный
компонент в условиях катализа находится в расплавленном состоянии.

1.8. Пероксида (перекиси) водорода разложение:

2H₂O₂  2H₂O
+ O₂ + 98 кДж

Пероксид водорода является нестабильным
веществом. В чистом виде пероксид H₂O₂ очень неустойчив и
легко разлагается, часто — со взрывом. В водных растворах перекись более
стабильна, но при хранении также постепенно выделяет кислород.

Реакция ускоряется в сотни раз под действием
света, в результате нагревания или действия катализаторов. Роль катализаторов
этого процесса могут выполнять соединения меди, железа, кобальта, оксид
марганца (IV), фермент каталаза и некоторые другие
вещества.

Чистый пероксид водорода — вещество очень опасное, так
как при некоторых условиях возможно его взрывное разложение с выделением 98 кДж
теплоты на моль Н₂О₂. Это очень большая энергия, ее
достаточно, чтобы полностью испарить в 2,5 раза больше воды, чем образуется в
этой реакции.

Достаточно опасны концентрированные водные растворы пероксида
водорода, в их присутствии легко самовоспламеняются многие органические
соединения, а при ударе такие смеси могут взрываться. Концентрированные растворы
хранят в сосудах из особо чистого алюминия или парафинированных стеклянных
сосудах.

Чаще приходится встречаться с менее концентрированным
30%-ным раствором Н₂О₂, который называется пергидролем,
но и такой раствор опасен: вызывает ожоги на коже (при его действии кожа сразу
же белеет из-за обесцвечивания красящих веществ), при попадании примесей
возможно взрывное вскипание. Разложение Н₂О₂ и его
растворов, в том числе и взрывное, вызывают многие вещества, например, ионы
тяжелых металлов, которые при этом играют роль катализатора, и даже ничем не
примечательные обычные пылинки.

Взрывы пероксида водорода при его разложении можно объяснить
высокой экзотермичностью реакции, цепным характером процесса и значительным
снижением энергии активации разложения Н₂О₂ в присутствии
различных веществ.

В крови человека и животных содержится фермент
каталаза; именно благодаря ей «вскипает» от выделения кислорода аптечная
«перекись водорода», когда ее используют для дезинфекции ран. Другой фермент —
пероксидаза действует иначе: он не разлагает Н₂О₂, но в его
присутствии происходит окисление других веществ пероксидом водорода.

Реакции разложения пероксида водорода хорошо идут в присутствии металлов
переменной валентности. Связанные в комплексные соединения, они значительно
усиливают свою активность. Например, ионы меди менее активны, чем ионы железа,
но связанные в аммиачные комплексы [Cu(NH₃)₄]²⁺,
они вызывают быстрое разложение Н₂О₂. Аналогичное
действие оказывают ионы Mn²⁺ связанные
в комплексы с некоторыми органическими соединениями.

Иногда заметное разложение Н₂О₂ вызывают
даже следы примесей, которые почти не обнаруживаются аналитически. Так, одним
из эффективных катализаторов реакции оказался золь металлического осмия: мощное
каталитическое действие его наблюдалось даже при разведении 1:109, то есть 1 г атомов
Os на 1000 тонн воды.

Активными катализаторами являются коллоидные растворы других
металлов: палладия, платины, иридия, золота, серебра, а также твердые оксиды
некоторых металлов — MnO2, Co₂O₃, PbO₂ и
других, которые сами при этом не изменяются.

Разложение может идти очень бурно. Так, если маленькую щепотку
оксида марганца (IV) MnO₂ бросить в пробирку с 30%-ным раствором Н₂О₂,
из пробирки вырывается столб пара с брызгами жидкости. С более
концентрированными растворами происходит взрыв.

Более спокойно протекает разложение на поверхности платины. При
этом на скорость реакции сильное влияние оказывает состояние поверхности.
Немецкий химик Вальтер Шпринг провел в конце 19 века такой опыт. В тщательно
очищенной и отполированной платиновой чашке реакция разложения 38%-ного
раствора Н₂О₂ не шла даже при нагревании до 60 °С.
Если же сделать иглой на дне чашки еле заметную царапину, то уже холодный (при
12 °С) раствор начинает выделять на месте царапины пузырьки кислорода, а при
нагревании разложение вдоль этого места заметно усиливается.

Если же в такой раствор ввести губчатую платину, обладающую очень
большой поверхностью, то возможно взрывное разложение.

В водных растворах практически всегда есть следы различных
катализаторов (катализировать разложение могут даже ионы металлов, содержащихся
в стекле), к растворам Н₂О₂, даже разбавленным, при их
длительном хранении добавляют ингибиторы и стабилизаторы, связывающие ионы
металлов. При этом растворы слегка подкисляют, так как при действии чистой воды
на стекло получается слабощелочной раствор, что способствует разложению Н₂О₂.

В некоторых условиях разложение пероксида водорода происходит
очень необычно. Например, если нагреть подкисленный серной кислотой раствор Н₂О₂ в
присутствии иодата калия KJO₃, то при
определенных концентрациях реагентов наблюдается колебательная реакция, при
этом выделение кислорода периодически прекращается, а потом возобновляется с
периодом от 40 до 800 секунд.

Очень важной, практически значимой задачей
является получение твердых катализаторов разложения высококонцентрированного
пероксида водорода (ВПВ), которые находят применение в ракетно-космической
технике, системах ориентации космических аппаратов, маршевых жидкостных
реактивных двигателях для вывода большей массы полезной нагрузки на орбиту, а
также для разработки систем жизнеобеспечения межпланетных пилотируемых кораблей. 

1.9. Хлората
калия (бертолетовой соли) разложение:

При
температуре примерно 400 ºС происходит разложение бертолетовой соли. В
результате выделяется кислород и перхлорат калия:

4KClO₃
→ KCl + 3KClO₄.

Следующая
стадия разложения протекает при температуре от 550 до 620 ºС:

KClO₄ →
2O₂↑ + KCl.

В
присутствии катализаторов (ими могут быть оксид меди CuO, оксид железа (III) Fe₂O₃
или оксид марганца (IV) MnO₂) разложение протекает при более низкой
температуре (от 150 до 300 ºС) и в одну стадию:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑.

1.10. Хлористого сульфурила синтез:

SO₂ + Cl₂ ↔ SO₂Cl₂

Хлористый сульфурил с хорошим практическим выходом
можно синтезировать при непосредственном взаимодействии диоксида серы с хлором
на активном угле при красном калении.

Такая реакция может проходить с участием газообразных
реагентов или при использовании хлористого сульфурила в качестве растворителя.
При тщательной предварительной подготовке активного угля (осушке, прокаливании
в инертной атмосфере) и использовании чистых и осушенных реакционных газов
можно на 1 кг активированного угля получать несколько сотен килограммов
конечного продукта.

Отравление катализатора может быть вызвано
блокированием внутренней поверхности побочными продуктами. В этих процессах
применяются в основном отмытые, свободные от золы формованные угли.

В настоящее время не осталось ни одной области
мирового хозяйства, где бы не использовались пористые углеродные материалы.
Одним из перспективных направлений их промышленного применения являются
химические производства, в которых углерод может использоваться как катализатор
или носитель катализатора.

При этом в ряде химических процессов, например,
производстве хлористого сульфурила на развитой углеродной макроповерхности с
участием высокоактивного химического реагента — хлора — происходит образование
ряда побочных продуктов реакции, что существенно сокращает срок эксплуатации
углеродных материалов, осложняет процесс выделения основных продуктов реакции и
неблагоприятно сказывается на экологической обстановке.

Для решения этой проблемы необходимы стойкие к
воздействию агрессивных сред высокопористые материалы с повышенной механической
прочностью. В этой связи актуален целенаправленный синтез пористых углеродных
материалов специального назначения, как носителей, так и катализаторов для
химических и нефтехимических процессов, протекающих в жестких условиях.
Примером такого синтеза является разработанный недавно процесс получения нового
пористого углерод-углеродного материала на основе дисперсного и пиролитического
углерода.

Имея пиролитическую природу, новый пористый углеродный
материал значительно превосходит обычные активированные угли по главным
параметрам — доле микропор, механической, термической и химической стойкости.

Катализаторы и
охрана окружающей среды.

Применение
катализаторов для уменьшения загрязнения воздуха началось в конце 40-х годов
прошлого столетия. В 1952 году А. Хаген-Смит установил, что углеводороды и
оксиды азота, входящие в состав выхлопных газов, реагируют на свету с
образованием чрезвычайно активных оксидантов (в частности, озона), которые
оказывают раздражающее действие на глаза и дают другие нежелательные эффекты.

Примерно
в это же время Ю. Хоудри разработал способ каталитической очистки выхлопных
газов путем окисления CO и углеводородов до CO₂ и Н₂О. В
1970 году была сформулирована Декларация о чистом воздухе (уточненная в 1977
году, расширенная в 1990 году), согласно которой все новые автомобили, начиная
с моделей 1975 года, должны снабжаться каталитическими нейтрализаторами
выхлопных газов. Были установлены нормы для состава выхлопных газов.

Поскольку
соединения свинца, добавляемые в бензин, существенно отравляют катализаторы,
принята программа поэтапного отказа от них. Обращалось внимание и на
необходимость снижения содержания оксидов азота.

Специально
для автомобильных нейтрализаторов созданы катализаторы, в которых активные
компоненты нанесены на керамическую подложку с сотовой структурой, через ячейки
которой проходят выхлопные газы. Подложку покрывают тонким слоем оксида
металла, например, Al₂O₃, на который наносят катализатор
— платину, палладий или родий.

Содержание
оксидов азота, образующихся при сжигании природных топлив на
теплоэлектростанциях, также можно уменьшить добавлением в дымовые газы малых
количеств аммиака и пропусканием их через титано-ванадиевый катализатор.

Масштабы
использования каталитических процессов в различных отраслях промышленности
увеличиваются с каждым годом. Всё более широкое применение находят катализаторы
для нейтрализации веществ, загрязняющих окружающую среду. Возрастает роль
катализаторов в производстве аналогов природных углеводородов и
кислородсодержащих синтетических разновидностей моторных топлив из газа и угля.
Весьма перспективным представляется создание топливных элементов для
экономичного преобразования энергии топлива в электрическую энергию.

Новые
концепции катализа позволят получать полимерные материалы и другие промышленные
продукты, обладающие многими ценными свойствами, усовершенствовать методы
получения энергии, увеличить производство пищевых продуктов, в частности путём
синтеза белков из алканов и аммиака с помощью микроорганизмов.

Возможно
удастся разработать генноинженерные способы получения ферментов и
металлорганических соединений, приближающихся по своей каталитической
активности и селективности к природным биологическим катализаторам.

ЛИТЕРАТУРА

Гейтс Б.К. Химия каталитических процессов. М., 1981.

Боресков Г.К. Катализ. Вопросы теории и практики. Новосибирск, 1987. 

Ганкин В.Ю., Ганкин Ю.В. Новая общая теория катализа. Л., 1991. 

Токабе К. Катализаторы и каталитические процессы. М., 1993.

Каталитические и некаталитические реакции. Самоподготовка к ЕГЭ и ЦТ по химии

Темы кодификатора ЕГЭ: Классификация химических реакций в органической и неорганической химии.

Химические реакции — это такой вид взаимодействия частиц, когда из одних химических веществ получаются другие, отличающиеся от них по свойствам и строению. Вещества, которые вступают в реакцию — реагенты. Вещества, которые образуются в ходе химической реакции — продукты.

В ходе химической реакции разрушаются химические связи, и образуются новые.

В ходе химических реакций не меняются атомы, участвующие в реакции. Меняется только порядок соединения атомов в молекулах. Таким образов, число атомов одного и того же вещества в ходе химической реакции не меняется.

Химические реакции классифицируют по разным признакам. Рассмотрим основные виды классификации химических реакций.

Классификация по числу и составу реагирующих веществ

По составу и числу реагирующих веществ разделяют реакции, протекающие без изменения состава веществ, и реакции, протекающие с изменением состава веществ:

1. Реакции, протекающие без изменения состава веществ (A → B)

К таким реакциям в неорганической химии можно отнести аллотропные переходы простых веществ из одной модификации в другую:

S_{ромбическая} → S_{моноклинная}.

В органической химии к таким реакциям относятся реакции изомериза-ции, когда из одного изомера под действием катализатора и внешних факторов получается другой (как правило, структурный изомер).

Например, изомеризация бутана в 2-метилпропан (изобутан):

CH₃-CH₂-CH₂-CH₃ → CH₃-CH(CH₃)-CH₃.

2. Реакции, протекающие с изменением состава

• Реакции соединения (A + B + …  → D) — это такие реакции, в которых из двух и более веществ образуется одно новое сложное вещество. В неорганической химии к реакция соединения относятся реакции горения простых веществ, взаимодействие основных оксидов с кислотными и др. В органической химии такие реакции называются реакциями присоединения. Реакции присоединения — это такие реакции, в ходе которых к рассматриваемой органической молекуле присоединяется другая молекула. К реакциям присоединения относятся реакции гидрирования (взаимодействие с водородом), гидратации (присоединение воды), гидрогалогенирования (присоединение галогеноводорода), полимеризация (присоединение молекул друг к другу с образованием длинной цепочки) и др.

Например, гидратация :

CH₂=CH₂ + H₂O → CH₃-CH₂-OH

• Реакции разложения (A → B + C + …) — это такие реакции, в ходе которых из одной сложной молекулы образуется несколько менее сложных или простых веществ.  При этом могут образовываться как простые, так и сложные вещества.

Например, при разложении пероксида водорода:

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂.

В органической химии разделяют собственно реакции разложения и реакции отщепления. Реакции отщепления (элиминирования) — это такие реакции, в ходе которых происходит отрыв атомов или атомных групп от исходной молекулы при сохранении ее углеродного скелета.

Например, реакция отщепления водорода (дегидрирование) от пропана:

C₃H₈  → C₃H₆ + H₂

Как правило, в названии таких реакций есть приставка «де». Реакции разложения в органической химии происходят, как правило, с разрывом углеродной цепи.

Например, реакция крекинга бутана (расщепление на более простые молекулы при нагревании или под действием катализатора):

C₄H₁₀ → C₂H₄ + C₂H₆

• Реакции замещения — это такие реакции, в ходе которых атомы или группы атомов одного вещества замещаются на атомы или группы атомов другого вещества. В неорганической химии эти реакции происходят по схеме:

AB + C = AC + B.

Например, более активные галогены вытесняют менее активные из соединений. Взаимодействие йодида калия с хлором:

2KI + Cl₂ → 2KCl + I₂.

Замещаться могут как отдельные атомы, так и молекулы.

Например, при сплавлении менее летучие оксиды вытесняют более летучие из солей. Так, нелетучий оксид кремния вытесняет оксид углерода из карбоната натрия при сплавлении:

Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂

В органической химии реакции замещения — это такие реакции, в ходе которых часть органической молекулы замещается на другие частицы. При этом замещенная частица, как правило, соединяется с частью молекулы-заместителя.

Например, реакция хлорирования метана:

CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl

По числу частиц и составу продуктов взаимодействия эта реакция больше похожа на реакцию обмена. Тем не менее, по механизму такая реакция является реакцией замещения.

• Реакции обмена — это такие реакции, в ходе которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями:

AB + CD = AC + BD

К реакциям обмена относятся реакции ионного обмена, протекающие в растворах; реакции, иллюстрирующие кислотно-основные свойства веществ и другие.

Пример реакции обмена в неорганической химии — нейтрализация соляной кислоты щелочью:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Пример реакции обмена в органической химии — взаимодействие уксусной кислоты с щелочью:

CH₃-CООH + KOH = CH₃-CООК + H₂O

Классификация химических реакций по изменению степени окисления элементов, образующих вещества

По изменению степени окисления элементов химические реакции делят на окислительно-восстановительные реакции, и реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов.

• Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это реакции, в ходе которых степени окисления веществ изменяются. При этом происходит обмен электронами.

В неорганической химии к таким реакциям относятся, как правило, реакции разложения, замещения, соединения, и все реакции, идущие с участием простых веществ. Для уравнивания ОВР используют метод электронного баланса (количество отданных электронов должно быть равно количеству полученных) или метод электронно-ионного баланса.

В органической химии разделяют реакции окисления и восстановления, в зависимости от того, что происходит с органической молекулой.

Реакции окисления в органической химии — это реакции, в ходе которых уменьшается число атомов водорода или увеличивается число атомов кислорода в исходной органической молекуле.

Например, окисление этанола под действием оксида меди:

CH₃-CH₂-OH + CuO → CH₃-CH=O + H₂O + Cu

Реакции восстановления в органической химии — это реакции, в ходе которых увеличивается число атомов водорода или уменьшается число атомов кислорода в органической молекуле.

Например, восстановление уксусного альдегида водородом:

CH₃-CH=O + H₂ → CH₃-CH₂-OH

• Протолитические реакции и реакции обмена — это такие реакции, в ходе которые степени окисления атомов не изменяются.

Например, нейтрализация едкого натра азотной кислотой:

NaOH + HNO₃ = H₂O + NaNO₃

Классификация реакций по тепловому эффекту

По тепловому эффекту реакции разделяют на экзотермические и эндотермические.

Экзотермические реакции — это реакции, сопровождающиеся выделением энергии в форме теплоты (+Q). К таким реакциям относятся почти все реакции соединения.

Исключения —  реакция азота с кислородом с образованием оксида азота (II) — эндотермическая:

N₂ + O₂ = 2NO – Q

Реакция газообразного водорода с твердым йодом также эндотермическая:

H₂ + I₂ = 2HI – Q

Экзотермические реакции, в ходе которых выделяется свет, называют реакциями горения.

Например, горение метана:

CH₄ + O₂ = CO₂ + H₂O

Также экзотермическими являются:

• реакции щелочных металлов с водой;
• реакции, сопровождающиеся взрывом;
• разложение дихромата аммония («вулканчик»);
• образование аммиака: N₂ + 3H₂ = 2NH₃;
• реакции нейтрализации;
• синтез метанола;
• алюмотермия;
• реакции, в которых из менее стабильных веществ образуются более стабильные;
• в органической химии — реакции присоединения, реакции горения, окисления и др.

Эндотермические реакции — это реакции, сопровождающиеся поглощением энергии в форме теплоты (— Q). Как правило, с поглощением теплоты идет большинство реакций разложения (реакции, требующие длительного нагревания).

Например, разложение известняка:

CaCO₃ → CaO + CO₂ – Q

Также эндотермическими являются:

• реакции гидролиза;
• реакции, идущие только при нагревании;
• реакции, протекающие только при очень высоких температурах или под действием электрического разряда.

Например, превращение кислорода в озон:

3O₂ = 2O₃ — Q

В органической химии с поглощением теплоты идут реакции разложения. Например, крекинг пентана:

C₅H₁₂ → C₃H₆ + C₂H₆ – Q

Классификация химических реакций по агрегатному состоянию реагирующих веществ (по фазовому составу)

Вещества могут существовать в трех основных агрегатных состояниях — твердом, жидком и газообразном. По фазовому состоянию разделяют реакции гомогенные и гетерогенные.

• Гомогенные реакции — это такие реакции, в которых реагирующие вещества и продукты находятся в одной фазе, и столкновение реагирующих частиц происходит во всем объеме реакционной смеси. К гомогенным реакциям относят взаимодействия жидкость-жидкость и газ-газ.

Например, окисление сернистого газа:

2SO_2(г) + O_2(г) = 2SO_3(г)

• Гетерогенные реакции — это реакции, в которых реагирующие вещества и продукты находятся в разных фазах. При этом столкновение реагирующих частиц происходит только на границе соприкосновения фаз. К таким реакциям относятся взаимодействия газ-жидкость, газ-твердая фаза, твердая-твердая, и твердая фаза — жидкость.

Например, взаимодействие углекислого газа и гидроксида кальция:

CO_2(г) + Ca(OH)_2(р-р) = CaCO_3(тв) + H₂O

Для классификации реакций по фазовому состоянию полезно уметь определять фазовые состояния веществ. Это достаточно легко сделать, используя знания о строении вещества, в частности, о типах кристаллической решетки.

Вещества с ионной, атомной или металлической кристаллической решеткой, как правило твердые при обычных условиях; вещества с молекулярной решеткой, как правило, жидкости или газы при обычных условиях.

Обратите внимание, что при нагревании или охлаждении вещества могут переходить из одного фазового состояния в другое. В таком случае необходимо ориентироваться на условия проведения конкретной реакции и физические свойства вещества.

Например, получение синтез-газа происходит при очень высоких температурах, при которых вода — пар:

CH_4(г) + H2O_(г) = CO_(г) + 3H_2(г)

Таким образом, паровая конверсия метана — гомогенная реакция.

Классификация химических реакций по участию катализатора

Катализатор — это такое вещество, которое ускоряет реакцию, но не входит в состав продуктов реакции. Катализатор участвует в реакции, но практически не расходуется в ходе реакции. Условно схему действия катализатора К при взаимодействии веществ A + B можно изобразить так:

A + K = AK;

AK + B = AB + K.

В зависимости от наличия катализатора различают каталитические и некаталитические реакции.

• Каталитические реакции — это реакции, которые идут с участием катализаторов.
  Например, разложение бертолетовой соли: 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂.
• Некаталитические реакции — это реакции, которые идут без участия катализатора.
  Например, горение этана: 2C₂H₆ + 5O₂ = 2CO₂ + 6H₂O.

Все реакции, протекающие с участием в клетках живых организмов, протекают с участием особых белковых катализаторов — ферментов. Такие реакции называют ферментативными.

Более подробно механизм действия и функции катализаторов рассматриваются в отдельной статье.

Классификация реакций по способности протекать в обратном направлении

Обратимые реакции — это реакции, которые могут протекать и в прямом, и в и обратном направлении, т.е. когда при данных условиях продукты реакции могут взаимодействовать друг с другом.

К обратимым реакциям относятся:

• большинство гомогенных реакций,
• этерификация;
• реакции гидролиза;
• гидрирование-дегидрирование,
• гидратация-дегидратация;
• получение аммиака из простых веществ,
• окисление сернистого газа,
• получение галогеноводородов (кроме фтороводорода) и сероводорода;
• синтез метанола;
• получение и разложение карбонатов и гидрокарбонатов, и т.д.

Необратимые реакции — это реакции, которые протекают преимущественно в одном направлении, т.е. продукты реакции не могут взаимодействовать друг с другом при данных условиях.

Примеры необратимых реакций:

• горение;
• реакции, идущие со взрывом;
• реакции, идущие с образованием газа, осадка или воды в растворах;
• растворение щелочных металлов в воде; и др.

• Курс