Продукт какой реакции могут быть н2о и со2

Сложность статьи

Определение

Химическая реакция — это превращение одних веществ (реагентов) в другие, отличающиеся по химическому составу или строению (продукты реакции).

ПРИЗНАКИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Химическое превращение от физического всегда можно отличить по наличию одного или нескольких признаков:

изменение цвета;
выпадение осадка;
выделение газа;
образование слабодиссоциированных веществ (например, воды);
выделение энергии (тепловой или световой).

ТИПЫ КЛАССИФИКАЦИЙ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Существует несколько подходов к классификации химических реакций^

по числу и составу реагирующих и образующихся веществ
по изменению степени окисления
по агрегатному состоянию реагирующих веществ
по тепловому эффекту
по участию катализатора
по направлению протекания реакции

Рассмотрим их подробнее.

КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ЧИСЛУ И СОСТАВУ РЕАГИРУЮЩИХ И ОБРАЗУЮЩИХСЯ ВЕЩЕСТВ

Продукт какой реакции могут быть н2о и со2

Например:

$CaO + CO_2 = CaCO_3$

$ CaCO_3 = CaO + CO_2$

Первая реакция является реакцией соединения (иногда говорят присоединения), поскольку из двух веществ получается одно. Во второй реакции, наоборот, из одного вещества получается два и это реакция разложения.

В реакциях замещения простое вещество замещает один из элементов в сложном веществе, в результате чего получается новое просто вещество и новое сложное вещество. Например:

$2Al + Fe_2O_3 = 2Fe + Al_2O_3$

В реакциях обмена два сложных вещества обмениваются своими составными частями и образуется два новых сложных вещества:

$2NaOH + H_2SO_4 = Na_2SO_4 + 2H_2O$

КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ИЗМЕНЕНИЮ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

Определение

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, протекающие с изменением степеней окисления элемента(ов).

В любой окислительно-восстановительной реакции (ОВР) всегда должен быть как минимум один элемент, повышающий степень окисления (восстановитель), и другой — понижающий степень окисления (окислитель).

КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ТЕПЛОВОМУ ЭФФЕКТУ

Определение

Тепловой эффект реакции — $Delta Q$ — теплота, поглощаемая или выделяемая системой в ходе химической реакции.

Определение

Экзотермические реакции — реакции, протекающие с выделением тепла (+Q)

Самые типичные экзотермические реакции — это реакции горения:

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

Иногда энергетический “выигрыш” настолько велик, что происходит выделение и тепловой и световой энергии, что чаще всего принято называть взрывом. Например, горение метана в атмосфере воздуха.

В случае, если на образование новых химических связей требуется энергия большая, чем выделилась при разрыве старых связей, то системе требуется дополнительная подача тепла.

Определение

Эндотермические реакции — реакции, протекающие с поглощением тепла (-Q)

Например,

$CaCO_3 xrightarrow[]{t, ^circ C} CaO + CO_2 – Q$

Определение

Термохимические уравнения — уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта реакции.

Подробнее термохимические уравнения будут рассмотрены в соответствующем разделе.

КЛАССИФИКАЦИЯ ПО АГРЕГАТНОМУ СОСТОЯНИЮ РЕАГЕНТОВ

Напомним, что существует четыре агрегатных состояния вещества: газ, жидкость, твердое и плазма (последнее встречается крайне редко).

Определение

Реакции, протекающие в одной фазе называются гомогенными, например реакция между двумя растворами или между двумя газами. Реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными.

Граница раздела фаз присутствует в системе, образованной, например, жидкостью и твердым телом (металл и кислота), твердым телом и газом (гетерогенный катализ), двумя несмешивающимися жидкостями (масло и вода). Чаще всего химические реакции являются гетерогенными.

Агрегатное состояние вещества обычно обозначается буквами русского алфавита нижним индексом в скобках : (г) — газ, (ж) — жидкость, (т) — твердое.

КЛАССИФИКАЦИЯ ПО НАЛИЧИЮ КАТАЛИЗАТОРА

Определение

Катализатор — вещество, которое ускоряет скорость химической реакции, но само при этом не расходуется.

Ингибитор — вещество, замедляющее или предотвращающее протекание химической реакции.

Следует понимать, что катализатор участвует в реакции и претерпевает ряд изменений (каталитический цикл), превращается в промежуточные соединения, которые разрушаются к концу каталитического цикла, превращаясь в исходный катализатор. Поэтому иногда в учебниках встречается формулировка: “катализатор в реакции не расходуется”.

Классификация реакций по наличию катализатора
каталитические	некаталитические
с участием катализатора	без участия катализатора
$2KClO_3 /xrightarrow[]{MnO_2} 2KCl + 3O_2uparrow$	$2HgO /xrightarrow[]{t, ^circ C} 2Hg + O_2$

Природные катализаторы – ферменты, способны в мягких условиях (например, t тела человека равна 36,6 градуса) способствовать тому, что биохимические процессы в организме протекают с эффективностью, близкой к 100%, в то время, как выход промышленных химических процессов редко составляет более 50%.

Ингибиторы используются в быту и в промышленности для подавления протекания нежелательных процессов: старения полимеров, окисления топлива и смазочных масел, пищевых жиров и др. Например, ортофосфорная кислота замедляет процессы окисления железа (коррозию), поэтому ее используют для предотвращения ржавления. Часто ингибиторы используются в медицине, в лекарственных препаратах, например ингибиторы образования ферментов и др

КЛАССИФИКАЦИЯ ПО НАПРАВЛЕНИЮ ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИИ

Определение

Реакции, которые при заданных условиях протекают как в прямом, так и в обратном направлении, называют обратимыми.

Классификация реакций по направлению реакций
обратимые	необратимые
протекают одновременно в двух противоположных направлениях	протекают в одном направлении (необратимо)
$2H_2 + O_2 /Leftrightarrow 2H_2O$	$KOH + HNO_3 = KNO_3 + H_2O$

При записи таких реакций вместо знака равенства используют противоположно направленные стрелки: $”leftrightarrow”$. В этом случае может наступить состояние равновесия. Это означает, что скорость прямого процесса становится равной скорости обратного процесса. С точки зрения получения конечных продуктов – обратимость реакции является негативным явлением, поэтому часто в промышленных химических процессах приходится смещать химическое равновесие различными способами. Способы смещения химического равнвесия подробно рассматриваются в теме: “Химическое равновесие”.

Обратимые реакции очень распространены в химии. К ним относятся диссоциация воды и слабых кислот, гидролиз некоторых солей, реакции водорода с бромом, иодом и азотом, многие промышленно важные реакции, такие как:

$2SO_2textrm{(г)} + O_2textrm{(г)} = 2SO_3textrm{(г)}$

$COtextrm{(г)}+ 2H_2textrm{(г)} = CH_3OHtextrm{(г)}$

$2CH_4textrm{(г)}= C_2H_2textrm{(г)} + 3H_2textrm{(г)}$

$C_2H_4textrm{(г)} + H_2Otextrm{(г)} = C_2H_5OHtextrm{(г)}$

$Ctextrm{(тв)} + H_2Otextrm{(г)} = COtextrm{(г)} + H_2textrm{(г)}$

$CH_4textrm{(г)}+ H_2Otextrm{(г)} = COtextrm{(г)} + 3H_2textrm{(г)}$.

Источник

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ – процессы превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Записываются химическим уравнением и схемой, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции.
В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях.
Например:
Химическая схема: Р + О2 –> Р2О5
Химическое уравнение: 4Р + 5О2 = 2Р2О5
Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: (температура, катализатор, проведение реакции в растворе или в расплаве).
4Р + 5О2 = 2Р2О5 + Q (термохимическое уравнение)

1.КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ЧИСЛУ И СОСТАВУ ИСХОДНЫХ ВЕЩЕСТВ И ПРОДУКТОВ РЕАКЦИИ

1) РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ

Из нескольких реагирующих веществ получается одно:
A+ B + C = D
Могут происходить без изменения валентности:
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са (НСО3)2,
bnи относиться к числу окислительно-восстановительных: 2Fе + 3Сl2 = 2FеСl3

В органической химии РЕАКЦИИ ПРИСОЕДИНЕНИЯ:
С2Н4 + Н2 –> С2Н6 (гидрирование)
СН2=СН2 –> (-CH2-CH2-)n (полимеризация)

2) РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ

Происходит образование нескольких веществ из одного сложного вещества:
А =В +С + D

Продуктами разложения могут быть как простые, так и сложные вещества.

В ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ – это реакции:
крекинга: дегидрирования: дегидратации: дегидрогалогенирования и т.п.

С18H38 -(t)–> С9H18 + С9H20
C4H10 -(кат,t)–> C4H6 + 2H2
С2Н5ОН -(H2SO4конц,t) — >C2H4+H2O

3) РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ

Обычно простое вещество заменяет часть сложного, образуя другое простое вещество и другое сложное:
А + ВС = АВ + С
Чаще принадлежат к окислительно-восстановительным:
2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3 ,
Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2

Изредка не сопровождаются изменением степени окисления.
СаСО3+ SiO2 –> СаSiO3 + СО2

В ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ – галогенирование, гидролиз
СН4 + Сl2 –(свет) –> СН3Сl + НСl – хлорирование – Н заменяется в метане на хлор.
СН3Сl + КОН(р-р) –> CH3OH + KCl – гидролиз галогеналкана – замещение хлора на ОН-группу.

4) РЕАКЦИИ ОБМЕНА

Реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:
АВ + СD = АD + СВ
Всегда происходят без изменения валентного состояния атомов.
Реакции обмена между кислотами и основаниями называются реакциями нейтрализации.
ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О
СrСl3 + 3NаОН = Сr(ОН)3 + 3NаСl.

2. КЛАССИФИКАЦИЯ ПО НАЛИЧИЮ КАТАЛИЗАТОРА

Катализа́тор – химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции.
Ингибитор – химическое вещество, замедляющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции.

1.КАТАЛИТИЧЕСКИЕ реакции, для протекания которых требуется применение катализатора.

2. НЕКАТАЛИТИЧЕСКИЕ – реакции, которые протекают самопроизвольно без катализаторов.

3. КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ЧИСЛУ ФАЗ, В КОТОРЫХ НАХОДЯТСЯ УЧАСТНИКИ РЕАКЦИИ.

1. ГОМОГЕННЫЕ (ОДНОФАЗНЫЕ) РЕАКЦИИ.

Реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций,протекающих в растворах.
H2(г)+ Cl2(г) = 2HCl(г)
NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н2О(ж)

2. ГЕТЕРОГЕННЫЕ (МНОГОФАЗНЫЕ) РЕАКЦИИ.

Относятся реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах.
Например:
CO2(г) + NaOH(p-p) = NaHCO3(p-p)
СO2(г) + СаО(тв) = СаСO3(тв).
4. КЛАССИФИКАЦИЯ РЕАКЦИЙ ПО ТИПУ ПЕРЕНОСИМЫХ ЧАСТИЦ

1. ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ И РЕАКЦИИ ОБМЕНА

это реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Это реакции обмена и гидролиза:
ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,
Са3Р2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2РН3

2. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

меняются степени окисления элементов в составе реагирующих веществ.
Например:
8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

РЕАКЦИЯМИ ОКИСЛЕНИЯ В ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ – в молекуле происходит увеличение числа атомов кислорода или уменьшение числа атомов водорода:
СН3ОН + СuO –> HCOH + Cu + H2O – окисление спирта (метанола) в альдегид (метаналь).
РЕАКЦИЯМИ ВОССТАНОВЛЕНИЯ В ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ – В молекуле происходит увеличение числа атомов водорода или уменьшение числа атомов кислорода:
HCOH + H2 –> СН3ОН – восстановление альдегида в спирт (гидрирование альдегида).

5. КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ВОЗМОЖНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИИ В ПРЯМОМ И ОБРАТНОМ НАПРАВЛЕНИИ.

1) ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ.

Продукты способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ, т.е. реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.
Примеры:
Реакция этерификации;
реакции гидролиза;
гидрирование- дегидрирование,
гидратация-дегидратация;
получение аммиака из простых веществ и т.д.

2) НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ.

Химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ.
Это все реакции горения;
реакции щелочных металлов в водных растворах;
обменные реакции, идущие с выделением осадка и газа и др.
6. КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ЗНАКУ ТЕПЛОВОГО ЭФФЕКТА РЕАКЦИИ.

Химическая реакция протекает либо с выделением, либо с поглощением теплоты.
Выделение теплоты (Q>0) – реакция ЭКЗОТЕРМИЧЕСКАЯ.
Поглощение теплоты (Q<0) – ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ .

Количество теплоты обозначают буквой Q, называется тепловым эффектом химической реакции, измеряют в кДж (килоджоулях).

Термохимические уравнения – уравнения с указанием количества теплоты.
Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.
Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.

1) ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ.

Реакции, протекающие с выделением энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0):
С +О2 = СО2 + Q
К ним относятся: реакции горения;
реакция нейтрализации;
реакции щелочных металлов в растворах;
образование аммиака;
nокисление SO2 в SO3 и др.

2) ЭНДОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ.

Протекающие с поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H >0): N2 +О2 = 2NО – Q
К ним относятся: реакции разложения;
процессы, идущие только при нагревании;
реакция гидролиза и др.

18(Б) Тесты ЕГЭ ФИПИ 2015 Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

Источник

Общие химические свойства углекислого газа: CO2 инертен, то есть химически не активен; при попадании в водный раствор легко вступает в реакции.
Большинство кислотных оксидов устойчивы к высоким температурам, но углекислота при их воздействии восстанавливается.

Взаимодействие с другими веществами:

1) Углекислота относится к кислотным оксидам, то есть в сочетании с водой образуется кислота. Однако угольная кислота неустойчива и распадается сразу. Эта реакция имеет обратимый характер:

СО2 + H2O ↔ CO2 × H2O (растворение) ↔ Н2СО3

Диоксид углерода + вода ↔ угольная кислота

Молекула угольной кислоты

2) При взаимодействии углекислого газа и соединений азота с водородом (аммиаком) в водном растворе происходит разложение до углеаммонийной соли.

2NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3

Аммиак + углекислота = гидрокарбонат аммония

Углеаммонийная соль

Полученное вещество часто используется в приготовлении хлеба и различных кондитерских изделий.

3) Ход некоторых реакций должен поддерживаться высокими температурами. Примером является производство мочевины при 130 °C и давлении 200 атм., схематически изображаемое так:

2NH3 + СО2 → (NH2)2СО + H2O

Аммиак + диоксид углерода → карбамид + вода

Также под воздействием температуры около 800 градусов протекает реакция образования оксида цинка:

Zn + CO2 → ZnO + CO

Оксид цинка

Цинк + двуокись углерода → оксид цинка + оксид углерода

4) Возможно уравнение с гидроксидом бария, при котором выделяется средняя соль.

Ba(OH)2+CO2 = BaCO3 + H2O

Гидроксид бария + углекислота = карбонат бария + оксид водорода.

Применяется для регулировки калориметров по теплоемкости. Также вещество используют в промышленности для производства красных кирпичей, синтетических тканей, фейерверков, гончарных изделий, плитки для ванн и туалетов.

5) Углекислый газ выделяется при реакциях горения.

Горение метана.

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + 891кДж

Горение газа

Горение газа на плите

Метан + кислород = углекислота + вода (в газообразном состоянии) + энергия

Горение этилена

C2H4 + 3O2 → 2CO2 + 2H2O + Q

Этилен + кислород = диоксид углерода + оксид водорода + энергия

Горение этана

2С2Н6 + 7О2 → 4CO2 + 6H2O + Q

Этан + кислород = двуокись углерода + вода + энергия

Горение этанола

C2H5OH + 3O2 = 3H2O + 2CO2 + Q

Молекула этанола

Этанол + кислород = вода + углекислота + энергия

6) Газ не поддерживает горения, этот процесс возможен только с некоторыми активными металлами, например, магнием.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

Магний + углекислота = углерод + оксид магния.

MgO активно применяется при производстве косметических средств. Вещество используют в пищевой промышленности как пищевую добавку.

7) Двуокись углерода реагирует с гидроксидами с получением солей, которые существуют в двух формах, как карбонаты и бикарбонаты. Например, углекислый газ и гидроксид натрия, согласно формуле, образуют гидрокарбонат Na:

CO2 + NaOH → NaHCO3

диоксид углерода + гидроксид натрия → гидрокарбонат натрия.

Или же при большем количестве NaOH образуется карбонат Na с образованием воды:

CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O

Диоксид углерода + гидроксид натрия → карбонат натрия + вода

Кислотно-щелочные реакции углекислоты используются на протяжении веков для затвердевания известкового раствора, что может быть выражено простым уравнением:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Гидроксид кальция + двуокись углерода → карбонат кальция + оксид водорода

8) В зелёных растениях играет важную роль в процессе фотосинтеза:

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

Схема образования глюкозы

Образование глюкозы

Диоксид углерода + вода → глюкоза + кислород.

9) Химические свойства углекислоты используются в промышленности при производстве соды, суть этого процесса можно выразить суммарным уравнением:

NaCl + CO2 + NH3 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl

Хлорид натрия + Диоксид углерода + аммиак + вода → гидрокарбонат натрия + хлорид аммония

10) Фенолят Na разлагается при взаимодействии с углекислым газом, при этом малорастворимый фенол выпадает в осадок:

C6H5ONa + CO2 + H2O = C6H5OH + NaHCO3

Фенолят натрия + двуокись углерода + оксид водорода = фенол + гидрокарбонат натрия

11) Пероксид натрия и углекислый газ, взаимодействуя, образуют среднюю соль карбоната Na с выделением кислорода.

2Na2O2 + 2CO2 → 2N2CO3 + O2

Пероксид натрия + углекислота → карбонат натрия + кислород

Колба с веществом

Колба с пероксидом натрия

Образование углекислоты происходит при растворении в воде кальцинированной соды (стиральной соды).

NaHCO3 + H2O → CO2 + H2O + NaOH

Гидрокарбонат натрия + вода → углекислота + вода + гидроксид натрия
При этой реакции (гидролиз по катиону) образуется сильнощелочная среда.

12) CO2 вступает в реакцию с гидроксидом калия, последний образуется путем электролиза хлористого калия.

2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O

Гидроксид калия + углекислота → карбонат калия + вода

13) Газ в силу своего строения не реагирует с благородными газами, то есть гелием, неоном, аргоном, криптоном, ксеноном, радоном, оганесоном.

Заключение

Мы привели большую часть химических реакций, в которых участвует CO2. Ученые всего мира пытаются решить проблему увеличения концентрации углекислоты в воздухе, не без помощи реакций с другими веществами, которые известны химикам. А какие химические формулы взаимодействия углекислого газа знаете вы?

Источник

Реакции соединения
Реакции разложения
Реакции одинарного замещения
Реакции двойного замещения
Реакции окисления
Окислительно-восстановительные реакции

Во время химических реакций из одних веществ получаются другие (не путать с ядерными реакциями, в которых один химический элемент превращается в другой).

Реагенты – вещества,
вступающие в химическую реакцию

Продукты реакции – вещества,
полученные после химической реакции

Любая химическая реакция описывается химическим уравнением:

Реагенты → Продукты реакции

Стрелка указывает направление протекания реакции.

Например: CH4 (г) + 2O2 (г) → CO2 (г) + 2H2O(г)

В данной реакции метан (СН4) реагирует с кислородом (О2), в результате чего образуется диоксид углерода (СО2) и вода (Н2О), а точнее – водяной пар. Именно такая реакция происходит на вашей кухне, когда вы поджигаете газовую конфорку. Читать уравнение следует так: одна молекула газообразного метана вступает в реакцию с двумя молекулами газообразного кислорода, в результате получается одна молекула диоксида углерода и две молекулы воды (водяного пара).

Числа, расположенные перед компонентами химической реакции, называются коэффициентами реакции.

Химические реакции бывают эндотермическими (с поглощением энергии) и экзотермические (с выделением энергии). Горение метана – типичный пример экзотермической реакции.

Существует несколько видов химических реакций. Самые распространенные:

реакции соединения;
реакции разложения;
реакции одинарного замещения;
реакции двойного замещения;
реакции окисления;
окислительно-восстановительные реакции.

Реакции соединения

В реакциях соединения хотя бы два элемента образуют один продукт:

2Na(т) + Cl2 (г) → 2NaCl(т) – образование поваренной соли.

Следует обратить внимание на существенный нюанс реакций соединения: в зависимости от условий протекания реакции или пропорций реагентов, вступающих в реакцию, – ее результатом могут быть разные продукты. Например, при нормальных условиях сгорания каменного угля получается углекислый газ:
C(т) + O2 (г) → CO2 (г)

Если же количество кислорода недостаточно, то образуется смертельно опасный угарный газ:
2C(т) + O2 (г) → 2CO(г)

Реакции разложения

Эти реакции являются, как бы, противоположными по сути, реакциям соединения. В результате реакции разложения вещество распадается на два (3, 4…) более простых элемента (соединения):

2H2O(ж) → 2H2 (г) + O2 (г) – разложение воды
2H2O2 (ж) → 2H2 (г)O + O2 (г) – разложение перекиси водорда

Реакции одинарного замещения

В результате реакций одинарного замещения, более активный элемент замещает в соединении менее активный:

Zn(т) + CuSO4 (р-р) → ZnSO4 (р-р) + Cu(т)

Цинк в растворе сульфата меди вытесняет менее активную медь, в результате чего образуется раствор сульфата цинка.

Степень активности металлов по возрастанию активности:

Au
Ag
Cu
Pb
Sn
Ni
Fe
Cr
Al
Наиболее активными являются щелочные и щелочноземельные металлы

Ионное уравнение вышеприведенной реакции будет иметь вид:

Zn(т) + Cu2+ + SO42- → Zn2+ + SO42- + Cu(т)

Ионная связь CuSO4 при растворении в воде распадается на катион меди (заряд 2+) и анион сульфата (заряд 2-). В результате реакции замещения образуется катион цинка ( который имеет такой же заряд, как и катион меди: 2-). Обратите внимание, что анион сульфата присутствует в обеих частях уравнения, т.е., по всем правилам математики его можно сократить. В итоге получится ионно-молекулярное уравнение:

Zn(т) + Cu2+ → Zn2+ + Cu(т)

Реакции двойного замещения

В реакциях двойного замещения происходит замещение уже двух электронов. Такие реакции еще называют реакциями обмена. Такие реакции проходят в растворе с образованием:

нерастворимого твердого вещества (реакции осаждения);
воды (реакции нейтрализации).

Реакции осаждения

При смешивании раствора нитрата серебра (соль) с раствором хлорида натрия образуется хлорид серебра:

Молекулярное уравнение: KCl(р-р) + AgNO3 (p-p) → AgCl(т) + KNO3 (p-p)

Ионное уравнение: K+ + Cl- + Ag+ + NO3- → AgCl(т) + K+ + NO3-

Молекулярно-ионное уравнение:
Cl- + Ag+ → AgCl(т)

Если соединение растворимое, оно будет находиться в растворе в ионном виде. Если соединение нерастворимое, оно будет осаждаться, образовывая твердое вещество.

Растворимые ионные соединения:

соединения NH4+
соединения щелочных металлов
ацетаты
нитраты
хлораты
сульфаты

Нерастворимые ионные соединения:

оксиды
сульфаты
большинство фосфатов
большнинство гидроксидов
сульфаты: PbSO4; BaSO4; SrSO4

Реакции нейтрализации

Это реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются молекулы воды.

Например, реакция смешивания раствора серной кислоты и раствора гидроксида натрия (щелока):

Молекулярное уравнение:
H2SO4 (p-p) + 2NaOH(p-p) → Na2SO4 (p-p) + 2H2O(ж)

Ионное уравнение:
2H+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- → 2Na+ + SO42- + 2H2O(ж)

Молекулярно-ионное уравнение:2H+ + 2OH- → 2H2O(ж) или H+ + OH- → H2O(ж)

Реакции окисления

Это реакции взаимодействия веществ с газообразным кислородом, находящимся в воздухе, при которых, как правило, выделяется большое количество энергии в виде тепла и света. Типичная реакция окисления – это горение. В самом начале данной страницы приведена реакция взаимодействия метана с кислородом:

CH4 (г) + 2O2 (г) → CO2 (г) + 2H2O(г)

Метан относится к углеводородам (соединения из углерода и водорода). При реакции углеводорода с кислородом выделяется много тепловой энергии.

Окислительно-восстановительные реакции

Это реакции при которых происходит обмен электронами между атомами реагентов. Рассмотренные выше реакции, также являются окислительно-восстановительными реакциями:

2Na + Cl2 → 2NaCl – реакция соединения
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O – реакция окисления
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu – реакция одинарного замещения

Максимально подробно окислительно-восстановительные реакции с большим количеством примеров решения уравнений методом электронного баланса и методом полуреакций описаны в разделе Окислительно-восстановительные реакции для “чайников”.

См. далее Классификация химических реакций.

Источник