Контрольная работа основные закономерности протекания химических реакций: Проверочная работа по химии на тему «Закономерности протекания химических реакций»

Методическая разработка по химии (11 класс): Проверочная работа по теме «Закономерности протекания химических реакций» (11 класс)

11 класс

Проверочная работа по теме

«Закономерности протекания химических реакций»

Вариант 1.

1. Охарактеризуйте реакцию, уравнение которой предложено, по 4-ем признакам (рассмотренным в теме «Классификация химических реакций»):

Ch5 + 4 S  CS2 + 2 h3S + Q.

2. Укажите, как влияет на скорость реакции катализатор или ингибитор.

3. Определите куда сместится химическое равновесие в реакции, уравнение которой                   I2 (т) +5 CO2 (г) I2O5(г)  + 5 CO(г) ‒ Q

если: а) увеличится концентрация оксида йода; б) повысится температура;

в) повысится давление. (Ответ напишите словами или укажите направление смещения стрелкой).

4. Определите во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры на 30  (t = 30°), если температурный коэффициент () равна 4?

Проверочная работа по теме

«Закономерности протекания химических реакций»

Вариант 2.

1. Охарактеризуйте реакцию, уравнение которой предложено, по 4-ем признакам (рассмотренным в теме «Классификация химических реакций»):

CO2 + C  2 CO + Q.

2. Укажите, как влияет на скорость реакции концентрация реагирующих веществ.

3. Определите куда сместится химическое равновесие в реакции, уравнение которой                                                     kat

2 SO2 (г) + O2 (г) 2 SO3 (г) + Q

если: а) уменьшится концентрация кислорода; б) повысится температура;

в) понизится давление. (Ответ напишите словами или укажите направление смещения стрелкой).

4. Определите, как изменится скорость химической реакции при повышении температуры с 10 до 40 , если температурный коэффициент () равна 3?

Контрольная работа по химии на тему: «Закономерности протекания химических реакций»

Тест по теме: «Химические реакции» 2 вариант

1.

Для увеличения скорости химической реакции: Mg _(тв) + 2H⁺ = Mg²⁺ + Н_{2 (г)} необходимо:

1) добавить воды 2) увеличить концентрацию ионов водорода

3) уменьшить температуру 4) увеличить концентрацию ионов магния

2.

При обычных условиях с наименьшей скоростью происходит взаимодействие между:

1) Cu и O₂ 2) Mg и HCl (10% р-р)

3) Fe и O₂ 4) Zn и HCl (10% р-р)

3.

С наибольшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция:

1) углерода с кислородом 2) железа с раствором уксусной кислоты

3) железа с соляной кислотой 4) растворов гидроксида натрия и серной кислоты

4. На скорость химической реакции между раствором серной кислоты и железом не

оказывает влияния:

1) концентрация кислоты 2) увеличение давления

3) температура реакции 4) измельчение железа

5. Среди приведенных реакций выберите те, для которых повышение давления смещает химическое равновесие вправо. Укажите номера правильных ответов по возрастанию:

6. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

NН_{3 (г)} + О_2(г) ——- NО_(г) + Н₂О

MnO₂ + KC1O₃ + KOH K₂MnO₄ + KC1 + H

₂O

7. Вычислите скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры

от 10 до 50^оС, если начальная скорость равна 2 моль/л*с, а температурный коэффициент

реакции равен 2.

Тест по теме: «Химические реакции» 1 вариант

1.

Реакция 2Н₂O + 2Na = 2NaОН + Н₂↑ + Q относится к реакциям:

1) разложения, экзотермическим 2) замещения, экзотермическим

3) присоединения, эндотермическим 4) обмена, эндотермическим

2.

Скорость прямой реакции N₂ + 3H₂ ↔ 2NH

₃ + Q возрастает при:

1) увеличении концентрации азота 2) уменьшении концентрации азота

3) увеличении концентрации аммиака 4) уменьшении концентрации водорода

3.

Равновесие в системе N₂ + O₂ ↔ 2NO – Q

будет смещаться в сторону продукта реакции при:

1) понижении температуры 2) увеличении давления

3) уменьшении давления 4) увеличении концентрации кислорода

4. На состояние химического равновесия в системе 2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q не влияет:

1) катализатор 2) изменение концентрации исходных веществ

3) изменение температуры 4) изменение давления

5. Используя принцип Ле Шателье, объясните, в каких системах при повышении температуры равновесие сместится:

а) влево:

6. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель:

HClO₃ + H₂SO₃———- HCl + H₂SO₄

FeS + HNO₃ Fe(NO₃)₃ + NO + H₂

SO₄+ H₂O

7. Вычислите скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении

температуры от 30 до 70^оС, если температурный коэффициент реакции равен 2, а

начальная скорость равна 3 моль/л*с.

Контрольная работа по теме «Химические реакции и закономерности их протекания»

10 класс. Контрольная работа № 3 «Химические реакции и закономерности их протекания» I вариант.

Тема

НПС

ППС

ВПС

Классификация химических реакций

1. Определите тип химической реакции 2SO₂

+O₂↔2SO₃+Ԛ с точки зрения различных классификаций

5. Даны фрагменты уравнений химических реакций 2HgO → …+O₂-Q, 2К+… →2KOH+H₂+Q. Выберите уравнение, которое соответствует характеристике: реакция замещения, экзотермическая, некаталитическая, окислительно-восстановительная.

9.Тепловой эффект реакции горения натрия в хлоре составляет 819кДж. Рассчитайте, сколько л хлора(н.у.) вступило в реакцию с натрием, если при этом выделилось 40,95кДж энергии.

ОВР

2.Определите степень окисления элементов N₂,H₃PO₄, Al

6.Покажите переход электронов и определите процесс (окисление или восстановление)

С^-3….→С⁺⁴

10. Составить ОВР методом электронного баланса

P+KClO₃→P₂O₅+KCl

Электролиз. Гидролиз

3.Щелочная среда образуется при гидролизе KNO₃,Na₂CO₃,ZnCl₂

Объясните почему?

7.Запишите уравнение гидролиза, определите среду в растворе FeCl₂

11.Запишите уравнение электролиза раствора Cu(NO₃)₂

Скорость химических реакций

4. Запишите выражение скорости химической реакции по закону действующих масс

2SO_2(г)+O₂

_(г)→2SO_3(г)

8.Вычислите скорость химической реакции А+В→2С, если начальная концентрация А равна 4моль, а через 2мин стала равна 0,5моль. Объем реакционной смеси равен 5л.

12.Как изменится скорость химической реакции при повышении температуры от 20⁰ до 60⁰С, если температурный коэффициент равен 3.

10 класс. Контрольная работа № 3 «Химические реакции и закономерности их протекания» II вариант.

Тема

НПС

ППС

ВПС

Классификация химических реакций

1.Определите тип химической реакции N₂O₃↔NO+NO₂-Ԛ с точки зрения различных классификаций

5. Даны фрагменты уравнений химических реакций

… → CaO+CO₂-Q, 2SO₂+O₂→…+Q .Выберите уравнение, которое соответствует характеристике: реакция разложения, эндотермическая, некаталитическая, неокислительно-восстановительная.

9.При сжигании 1,2г магния в кислороде выделилось 30,1кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение горения магния.

ОВР

2. Определите степень окисления элементов O₂,KMnO₄,Fe

6. Покажите переход электронов и определите процесс (окисление или восстановление)

Сl⁺⁵…→Cl^-1

10.Составить ОВР методом электронного баланса

S+KClO₃→KCl+SO₂

Электролиз. Гидролиз

3. Кислая среда образуется при гидролизе Na₂SO4,K₂S,CuCl₂

Объясните почему?

7. Запишите уравнение гидролиза, определите среду в растворе K₂SO₃

11. Запишите уравнение электролиза раствора BaCl₂

Скорость химических реакций

4.Запишите выражение скорости химической реакции по закону действующих масс

4HCl_(г)+O_2(г)→2Cl_2(г)+2h3O_(ж)

8. Вычислите скорость химической реакции С+А→В, если начальная концентрация С равна 10моль, а через 1,5мин стала равна 2моль. Площадь поверхности соприкосновения равна 0,04мм

2.

12.Как изменится скорость химической реакции при понижении температуры от 110⁰ до 60⁰С, если температурный коэффициент равен 2.

«Химические реакции и закономерности их протекания» (10 класс)

Контрольная работа № 2 по теме:

«Химические реакции и закономерности их протекания» /10 кл/

Вариант 1

1. Путем электронного баланса составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

KMnO₄ + KCl + H₂SO₄ = Cl

2 + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. При повышении температуры на каждые 20⁰ С скорость увеличивается в 5 раз. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры на 50⁰ С?

3. При нагревании оксида азота (IV) в закрытом сосуде до некоторой температуры равновесие реакции: 2NO₂ = 2NO + O₂ установилось при следующих условиях: [NO₂] = 0,06 моль/л; [NO] = 0,24 моль/л; [O₂] = 0,12 моль/л. Найдите константу равновесия для этой температуры.

4. В какую сторону сместится равновесие в системе:

2СО + О₂ = 2 СО₂ + 570,3 кДж при: а)повышении температуры; б)уменьшении давления; в)повышении концентрации.

5. Вычислите массу фтора (г), полученного электролизом расплава фторида кальция массой 39 г при 80 %-ном выходе.

Вариант 2

1. Путем электронного баланса составьте уравнение окислительно-восстановительной реакции:

NaNO₂ + KMnO₄ + KOH → NaNO₃ + K₂MnO₄ + H₂O

2. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры с 60⁰ до 100⁰ С, если температурный коэффициент равен 4?

3. Вычислите константу равновесия для реакции: 2NO + O₂ = 2NO₂ , зная что при состоянии равновесия концентрации веществ были: [NO] = 0,56 моль/л; [O₂] = 0,28 моль/л; [NO₂] = 0,44 моль/л.

4. В какую сторону сместится равновесие в системе:

4HCl + O₂ = 2Cl₂ + 2H₂O + Q кДж при: а)повышении давления, б)понижении температуры, в) повышении концентрации.

5. Вычислите количество теплоты, выделившейся по уравнению реакции 2С₂Н₂+5О_{2 =} 4СО₂+2Н₂О +2600 кДж из 28 л (н.у.) ацетилена с 20% (по объему) примесей

Проверочная работа по теме «Закономерности протекания химических реакций»

11 класс

Проверочная работа по теме

«Закономерности протекания химических реакций»

Вариант 1.

1. Охарактеризуйте реакцию, уравнение которой предложено, по 4-ем признакам (рассмотренным в теме «Классификация химических реакций»):

CH₄ + 4 S CS₂ + 2 H₂S + Q.

2. Укажите, как влияет на скорость реакции катализатор или ингибитор.

3. Определите куда сместится химическое равновесие в реакции, уравнение которой I_{2 (т)} +5 CO_{2 (г)} I₂O_5(г) + 5 CO_(г) ‒ Q

если: а) увеличится концентрация оксида йода; б) повысится температура;

в) повысится давление. (Ответ напишите словами или укажите направление смещения стрелкой).

4. Определите во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры на 30 (t = 30°), если температурный коэффициент () равна 4?

Проверочная работа по теме

«Закономерности протекания химических реакций»

Вариант 2.

1. Охарактеризуйте реакцию, уравнение которой предложено, по 4-ем признакам (рассмотренным в теме «Классификация химических реакций»):

CO₂ + C 2 CO + Q.

2. Укажите, как влияет на скорость реакции концентрация реагирующих веществ.

3. Определите куда сместится химическое равновесие в реакции, уравнение которой kat

2 SO_{2 (г)} + O_{2 (г)} 2 SO_{3 (г)} + Q

если: а) уменьшится концентрация кислорода; б) повысится температура;

в) понизится давление. (Ответ напишите словами или укажите направление смещения стрелкой).

4. Определите, как изменится скорость химической реакции при повышении температуры с 10 до 40 , если температурный коэффициент () равна 3?

«ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ». 9 класс

Контрольная работа 1. (9 класс)

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Вариант 1

1. Составьте уравнения диссоциации веществ:

а) НClO₄; б) Zn(OH)₂

2. Осуществите цепочку превращений:

Р → P₂O₅ → H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂

3. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO₃ + H₂S= H₂SO₄ + NO + H₂O.

4. Составьте молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение реакции взаимодействия:

Na₂CO₃ + HNO₃ =

5. Задача. Какая масса осадка получится при действии 0,3 моль серной кислоты на 0,4 моль хлорида бария?

Вариант 2

1. Составьте уравнения диссоциации веществ:

а) Mg₃(PO₄)₂; б) Н₂SO₄

2. Осуществите цепочку превращений:

Cu→CuO→CuCl₂→Cu(OH)₂

3. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO₂ + Br₂ + H₂O = HBr + HNO₃

4. Составьте молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение реакции взаимодействия:

NaOH + Cu(NO₃)₂ =

5. Задача. Вычислить массу цинка, необходимую для получения хлорида цинка количеством 0,5 моль при взаимодействии его с избытком соляной кислоты.

Вариант 3

1. Составить уравнения диссоциации веществ:

а) CaCl₂; б) KNO₃

2. Осуществите цепочку превращений:

Рb → PbO → PbCl₂ → Pb(OH)₂

3. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

Zn + H₂SO_4(конц) = ZnSO₄ + SO₂ + H₂O

4. Составьте молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение реакции взаимодействия:

NH₄NO₃ + KOH =

5. Задача. Вычислите количество вещества кислорода, выделившегося в результате разложения воды количеством вещества 6 моль.

Вариант 4

1. Составьте уравнения диссоциации веществ:

а) Fe(OH)₂; б) Al₂(SO₄)₃

2. Осуществите цепочку превращений:

Cu → CuSO₄ → Cu(OH)₂ → Cu(NO₃)₂

3. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

HNO₂ + 2HI = I₂ + 2NO + 2H₂O

4. Составьте молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение реакции взаимодействия:

2HCl+ Ba(OH)₂ =

5. Задача. Определить массу железа, необходимую для получения сульфида железа массой 17,6 г.

Вариант 5

1. Составьте уравнения диссоциации веществ:

а) H₂SO₃; б)Na₂CO₃

2. Осуществите цепочку превращений:

Ca →  СаО →  Са (ОН)₂

 ↓  

Ca S    

3. Составьте уравнение электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции:

Zn + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

4. Составьте молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнение реакции взаимодействия:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ =

5. Задача. Сколько грамм сульфата цинка получится, если цинк массой 6 г. положить в раствор серной кислоты массой 5 г?

Тест по теме: «Закономерности химических реакций»

Тест по теме: «Закономерности химических реакций»

Вариант 1.

1.Причиной увеличения скорости реакции при повышении концентрации веществ является увеличение:

1) числа столкновений молекул 3) энергии молекул

2) энергии активации процесса 4) массы или объема вещества

2. При обычных условиях с наименьшей скоростью протекает реакция между:

1) Fe и O₂ 3) CaCO₃ и HCL(р-р)

2) Na и O₂ 4) Na₂SO₄(р-р) и BaCL₂(р-р)

3. При комнатной температуре с наибольшей скоростью происходит реакция между водой и:

1) барием 2) цинком 3) медью 4) кальцием

4.Скорость химической реакции AL(OH)₃ + 3H⁺ → AL³⁺ + 3H₂O не зависит от:

1) природы взятой кислоты

2) концентрации ионов алюминия

3) температуры

4) концентрации ионов водорода

5. Если температурный коэффициент химической реакции равен 2, тогда при повышении

температуры от 20⁰С до 50⁰С скорость реакции:

1) увеличивается в 8 раз 3) уменьшается в 2 раза

2) уменьшается в 4 раза 4) увеличивается в 6 раз

6.Для увеличения скорости реакции 2SO_{2( г) +} O_{2( г )} ↔ 2SO_{3( г )} в 9 раз необходимо

концентрацию SO₂ увеличить в

1) 9 раз 2) 4,5 раз 3) 3 раза 4) 18 раз

7.Скорость реакции возросла в 243 раза, температурный коэффициент равен 3. На сколько

градусов была повышена температура?

1) 30⁰ 2) 40⁰ 3) 50⁰ 4) 60⁰

8. Добавление водорода в систему N_2(г) + 3Н_{2(г) ↔} 2NH_3(г) + Q

1) увеличивает выход продукта реакции

2) смещает равновесие в сторону исходных веществ

3) не изменяет положения равновесия

4) ускоряет реакцию разложения аммиака

9. Химическое равновесие в системе 2NO_{(г )} + O_{2(г )} ↔ 2NO_{2(г )} + Q

смещается в сторону образования продукта реакции при

1) повышении давления 3) повышении температуры

2) понижения давления 4) применении катализатора

Ответы: 1.1,2.1,3.1,4.2,5.1,6.3,7.3,8.1,9.1.

Тест по теме: «Закономерности химических реакций»

Вариант 2.

1.Завмсммость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ в

наибольшей мере справедлива для реакций, протекающих:

1. между твердыми веществами

2. между газами и твердыми веществами

3. между растворами веществ и твердыми веществами

4. между веществами, находящимися в растворе

2. При обычных условиях с наименьшей скоростью происходит взаимодействие между:

1) Fe и O₂ 3) Mg и HCL(10% р-р )

2) Cu и O₂ 4) Zn и HCL(10% р-р )

3. С наибольшей скоростью протекает реакция раствора серной кислоты с:

1) медью 2) цинком 3) магнием 4) железом

4. Для увеличения скорости химической реакции Zn_{( тв.)} + 2H⁺ → Zn²⁺ + H_{2(г )} + Q необходимо:

1) уменьшить концентрацию ионов цинка

2) увеличить концентрацию ионов водорода

3) уменьшить температуру

4) увеличить концентрацию ионов цинка

5. При изменении температуры от 10⁰ до 30⁰С скорость реакции, температурный коэффициент

которой равен 3:

1) возрастает в 3 раза 3) возрастает в 9 раз

2) уменьшается в 3 раза 4) уменьшается в 9 раз

6. При увеличении концентрации водорода в 2 раза скорость реакции N_{2( г )} + 3H_{2( г )} 2NH_{3( г )}

возрастает в

1) 4 раза 2) 2 раза 3) 8 раз 4) 6 раз

7. Если температурный коэффициент химической реакции равен 2, то для увеличения ее скорости в 8

раз температуру необходимо увеличить на______ градусов:

1) 40 2) 80 3) 20 4) 30

8. Увеличение концентрации кислорода в системе:

2SO_{2( г ) +} O_{2( г )} ↔ 2SO_{3( г )} + Q

1) ускоряет обратную реакцию и увеличивает выход продукта

2) ускоряет прямую реакцию и увеличивает выход продукта

3) ускоряет прямую реакцию и уменьшает выход продукта

4) не оказывает влияния на скорость процесса и положения равновесия

9. Для смещения равновесия в системе SO_{2( г ) +} CL_{2( г ) ↔} SO₂CL_{2( г )} + Q

в сторону продуктов реакции необходимо:

1) ввести катализатор 3) понизить температуру

2) понизить давление 4) понизить концентрацию SO₂

Ответы: 1.4,2.2,3.3,4.2,5.3,6.3,7.4,8.2,9.3.

химическая реакция | Определение, уравнения, примеры и типы

Химическая реакция , процесс, в котором одно или несколько веществ, реагентов, превращаются в одно или несколько различных веществ, продуктов. Вещества — это химические элементы или соединения. Химическая реакция перестраивает составляющие атомы реагентов с образованием различных веществ в виде продуктов.

Полено, горящее в огне. Сжигание древесины является примером химической реакции, в которой древесина в присутствии тепла и кислорода превращается в двуокись углерода, водяной пар и золу. © chrispecoraro / iStock.com

Популярные вопросы

Каковы основы химических реакций?

• Химическая реакция — это процесс, в котором одно или несколько веществ, также называемых реагентами, превращаются в одно или несколько различных веществ, известных как продукты. Вещества — это химические элементы или соединения.
• Химическая реакция перестраивает составляющие атомы реагентов с образованием различных веществ в виде продуктов. Свойства продуктов отличаются от свойств реагентов.
• Химические реакции отличаются от физических изменений, которые включают изменения состояния, такие как таяние льда в воду и испарение воды в пар. Если происходит физическое изменение, физические свойства вещества изменятся, но его химическая идентичность останется прежней.

Что происходит с химическими связями, когда происходит химическая реакция?

Согласно современным представлениям о химических реакциях, связи между атомами в реагентах должны быть разорваны, а атомы или части молекул снова собираются в продукты, образуя новые связи.Энергия поглощается для разрыва связей, а энергия выделяется по мере образования связей. В некоторых реакциях энергия, необходимая для разрыва связей, больше, чем энергия, выделяемая при создании новых связей, и конечным результатом является поглощение энергии. Следовательно, в реакции могут образовываться разные типы связей. Кислотно-основная реакция Льюиса, например, включает образование ковалентной связи между основанием Льюиса, разновидностью, которая поставляет электронную пару, и кислотой Льюиса, разновидностью, которая может принимать электронную пару.Аммиак — пример базы Льюиса. Пара электронов, расположенных на атоме азота, может быть использована для образования химической связи с кислотой Льюиса.

Как классифицируются химические реакции?

Химики классифицируют химические реакции несколькими способами: по типу продукта, по типам реагентов, по исходу реакции и по механизму реакции. Часто данную реакцию можно разделить на две или даже три категории, включая реакции газообразования и осаждения. Многие реакции производят газ, такой как диоксид углерода, сероводород, аммиак или диоксид серы.Подъем теста для кексов вызван реакцией газообразования между кислотой и пищевой содой (гидрокарбонатом натрия). Классификация по типам реагентов включает кислотно-основные реакции и реакции окисления-восстановления, которые включают перенос одного или нескольких электронов от восстанавливающего агента к окислителю. Примеры классификации по результатам реакции включают реакции разложения, полимеризации, замещения, отщепления и присоединения. Цепные реакции и реакции фотолиза являются примерами классификации по механизму реакции, которая дает подробную информацию о том, как атомы перетасовываются и собираются заново при образовании продуктов.

Химические реакции являются неотъемлемой частью технологии, культуры и, по сути, самой жизни. Сжигание топлива, плавка чугуна, изготовление стекла и глиняной посуды, пивоварение и изготовление вина и сыра — вот многие примеры деятельности, включающей химические реакции, которые были известны и использовались на протяжении тысяч лет. Химические реакции изобилуют геологией Земли, атмосферы и океанов, а также огромным количеством сложных процессов, которые происходят во всех живых системах.

Следует отличать химические реакции от физических изменений.Физические изменения включают изменения состояния, такие как таяние льда в воду и испарение воды в пар. Если происходит физическое изменение, физические свойства вещества изменятся, но его химическая идентичность останется прежней. Вне зависимости от физического состояния вода (H ₂ O) представляет собой одно и то же соединение, каждая молекула которого состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Однако если вода в виде льда, жидкости или пара встречает металлический натрий (Na), атомы будут перераспределены, давая новым веществам молекулярный водород (H ₂ ) и гидроксид натрия (NaOH).Этим мы знаем, что произошло химическое изменение или реакция.

Исторический обзор

Концепция химической реакции возникла около 250 лет назад. Он возник в ранних экспериментах, в которых вещества классифицировались как элементы и соединения, а также в теориях, объясняющих эти процессы. Разработка концепции химической реакции сыграла первостепенную роль в определении современной химии.

Получите эксклюзивный доступ к контенту нашего 1768 First Edition с подпиской.Подпишитесь сегодня

Первые существенные исследования в этой области были посвящены газам. Особое значение имела идентификация кислорода в 18 веке шведским химиком Карлом Вильгельмом Шееле и английским священником Джозефом Пристли. Особенно заметно влияние французского химика Антуана-Лорана Лавуазье, поскольку его идеи подтвердили важность количественных измерений химических процессов. В своей книге Traité élémentaire de chimie (1789; Элементарный трактат по химии ) Лавуазье определил 33 «элемента» — вещества, не разбитые на более простые сущности.Среди своих многочисленных открытий Лавуазье точно измерил вес, набранный при окислении элементов, и приписал результат объединению элемента с кислородом. Концепция химических реакций, включающих комбинацию элементов, ясно появилась из его работ, и его подход побудил других исследовать экспериментальную химию как количественную науку.

Другим исторически значимым событием, касающимся химических реакций, было развитие теории атома.В этом большая заслуга английского химика Джона Далтона, который сформулировал свою атомную теорию в начале XIX века. Дальтон утверждал, что материя состоит из маленьких неделимых частиц, что частицы или атомы каждого элемента уникальны и что химические реакции участвуют в перегруппировке атомов с образованием новых веществ. Такой взгляд на химические реакции точно определяет текущую тему. Теория Дальтона послужила основой для понимания результатов ранних экспериментаторов, включая закон сохранения материи (материя не создается и не разрушается) и закон постоянного состава (все образцы вещества имеют одинаковый элементный состав).

Таким образом, эксперимент и теория, два краеугольных камня химической науки в современном мире, вместе определили понятие химических реакций. Сегодня экспериментальная химия предоставляет бесчисленное количество примеров, а теоретическая химия позволяет понять их значение.

Основные понятия химических реакций

При создании нового вещества из других веществ химики говорят, что либо они проводят синтез, либо синтезируют новый материал. Реагенты превращаются в продукты, и процесс символизируется химическим уравнением.Например, железо (Fe) и сера (S) объединяются с образованием сульфида железа (FeS). Fe (т) + S (т) → FeS (т) Знак плюс указывает, что железо реагирует с серой. Стрелка означает, что реакция «образует» или «дает» сульфид железа, продукт. Состояние вещества реагентов и продуктов обозначается символами (s) для твердых веществ, (l) для жидкостей и (g) для газов.

.

Определение, уравнения, примеры и типы

Что такое химическая реакция?

Примеры химических реакций

Типы химических реакций с примерами

Комбинированные химические реакции

Реакции химического разложения

Реакции однократного замещения

Реакции двойного замещения

Физические и химические изменения во время
химических реакций

Что такое скорость реакции?

Равновесие химической реакции

Условия возникновения химических реакций

Ссылки и дополнительная информация

Химические реакции, видео

Что такое химическая реакция?

Химические реакции (их свойства, виды, условия течения и т. Д.)), являются краеугольными камнями интересной науки под названием химия. Давайте узнаем, что такое химическая реакция и что происходит в химической реакции. Итак, химической реакцией в химии считается превращение одного или нескольких веществ в другие вещества. При этом ядра атомов не меняются (в отличие от ядерных реакций). В ходе химических реакций происходит перераспределение электронов и ядер, появляются новые химические элементы.

Примеры химических реакций

Вы и я окружены химическими реакциями.Более того, мы регулярно проводим химические реакции. Например, зажигаем спичку — это химическая реакция. Особенно много химических реакций происходит во время приготовления пищи.

В естественных условиях протекает множество химических реакций: извержение вулкана, фотосинтез листьев и деревьев и т. Д. Практически любой биологический процесс можно отнести к примерам химических реакций.

Типы химических реакций с примерами

Все химические реакции можно разделить на простые и сложные.Существует четыре типа простых химических реакций:

• Реакции комбинации,
• Реакции разложения,
• Реакции одиночного замещения,
• Реакция двойного замещения

Комбинированная химическая реакция

Реакция комбинации происходит, когда два или более реактивы составляют один продукт. Примером комбинированной химической реакции может быть нагрев порошков железа и серы, при котором из них образуется сульфид железа — Fe + S = FeS.Другой пример этой реакции — сжигание в воздухе простых веществ, таких как сера или фосфор. (Подобную реакцию также можно назвать термической химической реакцией).

Реакция химического разложения

Реакция разложения противоположна реакции сочетания. В реакциях разложения одно вещество распадается на два или более простых вещества. Простым примером реакции химического разложения может быть разложение мела, во время которого из самого мела образуются негашеная известь и диоксид углерода.

Реакции одиночного замещения

Реакция одиночного замещения осуществляется при взаимодействии простого вещества с комплексом. Приведем пример реакции однократного замещения: если мы уроним стальной гвоздь в жидкость с сульфатом меди, то в ходе этого простого химического эксперимента мы получим сульфат железа (железо выбрасывает медь из соли). Уравнение такой химической реакции будет выглядеть так:

Fe + CuSO ₄ → FeSO ₄ + Cu

Реакция двойного замещения

Реакция двойного замещения протекает только между сложными веществами, в ходе которых они меняют свое части.Нейтрализация кислоты желчью — хороший пример реакции двойного замещения

NaOH + HCl → NaCl + Н ₂ О

Вот как выглядит химическое уравнение этой реакции. Ион водорода из соединения HCl обменивает ион натрия из соединения NaOH. Следствием этой химической реакции является образование хлорида натрия.

Это простое определение и примеры различных типов химических реакций:

Комбинация — A + B —> AB

Разложение — AB —> A + B

Простая замена — A + BC —> B + AC

Двойное вытеснение — AB + CD —> AD + CB

Физические и химические изменения во время химических реакций

Мы можем судить, произошла химическая реакция между реагентами или нет, по физическим и химическим изменениям.Мы приведем примеры физических и химических изменений во время химических реакций. Итак, что меняется во время химической реакции?

• Обесцвечивание (например, легкое железо покрывается коричневым налетом во влажном воздухе в результате химической реакции взаимодействия железа и кислорода).
• Отложение осадка (если двуокись углерода внезапно пропустить через известковый раствор, то мы получим осадок белого нерастворимого осадка карбоната кальция).
• Выделение газа (если капнуть лимонную кислоту на пищевую соду, произойдет выброс углекислого газа).
• Образование слабодиссоциированных веществ (все реакции с образованием воды).
• Свечение жидкости (примером могут быть реакции, протекающие с раствором люминола, который излучает свет во время химических реакций).

В общем, сложно сказать, какие изменения принципиальные. Это у человека разные физические и химические изменения для разных веществ и разные реакции.

Что такое скорость реакции?

Под скоростью химической реакции обычно понимают изменение количества одного из реагентов в единицу времени.Причем скорость химической реакции всегда положительна.

Факторы скорости химической реакции включают:

• характер реагентов,
• наличие катализатора,
• температуру,
• давление,
• площадь поверхности реагентов.

Все они самым непосредственным образом влияют на скорость химической реакции.

Равновесие химической реакции

Химическое равновесие — это состояние химической системы, в котором протекает несколько химических реакций, а скорости в каждой паре прямых и обратных реакций равны друг другу.Выделяют константу равновесия химической реакции — это величина, которая определяет для данной химической реакции соотношение между термодинамической активностью исходных материалов и продуктов в состоянии химического равновесия. Зная константу равновесия, химики могут определить направление химической реакции.

Условия возникновения химических реакций

Необходимо создать соответствующие условия для начала химической реакции:

• Приведение веществ в тесный контакт.
• Нагревание веществ до определенной температуры (температура химической реакции должна быть соответствующей).

Ссылки и дополнительная литература

• ИЮПАК, Сборник химической терминологии, 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Онлайн-исправленная версия: (2006–) «химическая реакция». DOI: 10.1351 / goldbook.C01033
• Weyer, J. (1973). «Neuere Interpretationsmöglichkeiten der Alchemie». Chemie in Unserer Zeit. 7 (6): 177–181. DOI: 10.1002 / ciuz.19730070604.
• Friedman, Leonard J .; Фридман, Саманта Дж. (2008). История контактного сернокислотного процесса (PDF). Бока-Ратон, Флорида: Acid Engineering & Consulting, Inc.
• Stranges, Энтони Н. (2000). «Промышленность синтетического топлива Германии, 1935–1940 годы». В Леш, Джон Э. (ред.). Немецкая химическая промышленность в двадцатом веке. Kluwer Academic Publishers. п. 170. ISBN 978-0-7923-6487-0.
• Брок, стр. 34–55
• Брок, стр. 104–107
• Майерс, Ричард (2009).Основы химии. Издательская группа «Гринвуд». п. 55. ISBN 978-0-313-31664-7.
• ИЮПАК, Сборник химической терминологии, 2-е изд. («Золотая книга») (1997). Онлайн исправленная версия: (2006–) «уравнение химической реакции». DOI: 10.1351 / goldbook.C01034
• Кори, Э.Дж. (1988). «Лекция Роберта Робинсона. Ретросинтетическое мышление: основы и примеры ». Обзоры химического общества. 17: 111–133. DOI: 10.1039 / CS9881700111.
• ИЮПАК, Сборник химической терминологии, 2-е изд.(«Золотая книга») (1997). Онлайн исправленная версия: (2006–) «Элементарная реакция». doi: 10.1351 / goldbook.E02035

Химические реакции, Видео

Автор: Павел Чайка, главный редактор журнала «Познавайка»

При написании статьи я постарался сделать это как по возможности интересно и полезно. Буду благодарен за любые отзывы и конструктивную критику в виде комментариев к статье. Вы также можете написать свое пожелание / вопрос / предложение на мою почту pavelchaika1983 @ gmail.com или в Facebook.

.

Работа с химикатами | Осмотрительная практика в лаборатории: обращение с химическими веществами и их утилизация

Многие химические вещества с высокой реакционной способностью могут бурно полимеризоваться, разлагаться, конденсироваться и / или становиться самореактивными. Неправильное обращение с этими материалами может привести к внезапной реакции, которая может стать агрессивной. Чтобы избежать серьезных аварий, необходимо тщательное планирование. Когда используются высокореактивные материалы, под рукой должно быть аварийное оборудование. Аппарат должен быть собран таким образом, чтобы в случае начала реакции было возможно немедленное удаление любого источника тепла, охлаждение реакционного сосуда, прекращение добавления реагента и закрытие створок лабораторного колпака.Рекомендуется эвакуация персонала до тех пор, пока реакция не станет контролируемой. Для дополнительной защиты в дополнение к окну вытяжки должен быть установлен тяжелый прозрачный пластиковый взрывозащищенный экран.

Химические вещества с высокой реакционной способностью могут вызывать реакции, скорость которых быстро возрастает при повышении температуры. Если выделяющееся тепло не рассеивается, скорость реакции может увеличиваться, пока не произойдет взрыв. Такое событие необходимо предотвратить, особенно при масштабировании экспериментов. Должны быть обеспечены достаточное охлаждение и поверхность для теплообмена, чтобы можно было контролировать реакцию.Также важно, чтобы концентрации используемых растворов не были чрезмерными, особенно когда реакция проводится или увеличивается впервые. Использование слишком концентрированных реагентов привело к взрывам и взрывам. Особое внимание следует уделять скорости добавления реагента по сравнению со скоростью его потребления, особенно если реакция проходит в индукционный период.

Крупномасштабные реакции с металлоорганическими реагентами и реакции, в результате которых образуются легковоспламеняющиеся вещества, и / или осуществляемые в легковоспламеняющихся растворителях, требуют особого внимания.Активные металлы, такие как натрий, магний, литий и калий, представляют серьезную опасность пожара и взрыва из-за их реакционной способности с водой, спиртами и другими соединениями, содержащими кислотный ОН. Эти материалы требуют специальных процедур хранения, обращения и утилизации. Там, где присутствуют активные металлы, требуются огнетушители класса D, в которых используются специальные огнетушащие материалы, такие как порошок на основе пластифицированного графита или порошок на основе хлорида натрия (Met-L-X ^® ).

Некоторые химические вещества разлагаются при нагревании.Медленное разложение может быть незаметным в малом масштабе, но в большом масштабе при недостаточной теплопередаче или при ограничении выделяющегося тепла и газов может возникнуть взрывоопасная ситуация. Разложение некоторых веществ, например, некоторых пероксидов, под действием тепла происходит почти мгновенно. В частности, реакции, которые подлежат индукционному периоду, могут быть опасными, потому что нет начальных признаков риска, но после индукции может возникнуть насильственный процесс.

Окислители могут бурно реагировать при контакте с восстановителями, металлическими следами, а иногда и с обычными горючими веществами.Эти соединения включают галогены, оксигалогены и пероксигалогены, перманганаты, нитраты, хроматы и персульфаты, а также пероксиды (см. Также раздел 5.G.3). Неорганические пероксиды обычно считаются стабильными. Однако они могут образовывать органические пероксиды и гидропероксиды при контакте с органическими соединениями, бурно реагировать с водой (пероксиды щелочных металлов) или образовывать супероксиды и озониды (пероксиды щелочных металлов). Хлорная кислота и азотная кислота являются мощными окислителями с органическими соединениями и другими восстановителями.Соли перхлората могут быть взрывоопасными, и с ними следует обращаться как с потенциально опасными соединениями. «Пыль» — суспензии окисляемых частиц (например, порошка магния, цинковой пыли, угольного порошка или цветков серы) в воздухе — составляют мощную взрывоопасную смесь.

Увеличение количества реакций может создать трудности с отводом тепла, которые не очевидны в меньшем масштабе. Оценка наблюдаемой или предполагаемой экзотермичности может быть достигнута с помощью дифференциального термического анализа (ДТА) для определения экзотермичности в открытых реакционных системах; дифференциальная сканирующая калориметрия (ДСК) с использованием специально разработанного герметичного металлического тигля для определения экзотермичности в закрытых реакционных системах; или калориметрия с инъекцией шприца (SIC) и калориметрия с инструментом для скрининга реактивных систем (RSST) для определения теплоты реакции в микромасштабах и малых масштабах.(Более подробное обсуждение определения опасностей процесса с использованием методов термического анализа см. В Tuma (1991).) Когда становится очевидным, что экзотермический эффект существует при низкой температуре и / или возникает большой экзотермический эффект, который может представлять опасность, проводят крупномасштабную калориметрию рекомендуется определение температуры начала экзотермической реакции и испытания падающим грузом. В ситуациях, когда формальная оценка эксплуатационной опасности или надежные данные из любого другого источника предполагают наличие опасности, рекомендуется пересмотреть или изменить условия увеличения масштабов опытной группой, чтобы избежать возможности того, что человек может пропустить опасность, или наиболее подходящих процедурных изменений. .

Любой конкретный образец высокореактивного материала может быть опасным. Кроме того, риск связан не с общей высвобождаемой энергией, а скорее с чрезвычайно высокой скоростью реакции детонации. Взрыв высокого порядка даже в миллиграммах может забросить небольшие осколки стекла или другого вещества глубоко в глаз. Важно использовать минимальное количество опасных материалов с соответствующей защитой и индивидуальной защитой.

Не все взрывы являются результатом химических реакций.Опасный физически обусловленный взрыв может произойти, если горячая жидкость внезапно соприкоснется с жидкостью с более низкой точкой кипения. Мгновенное испарение вещества с более низкой точкой кипения может быть опасным для

.

Химическая реакция — Простая английская Википедия, бесплатная энциклопедия

Костер — пример окислительно-восстановительного потенциала

Химическая реакция происходит, когда один или несколько химикатов превращаются в один или несколько других. Примеры:

Некоторые реакции бывают быстрыми, другие — медленными. Некоторые происходят с разной скоростью, в зависимости от температуры или других факторов. Например, древесина не реагирует с воздухом, когда она холодная, но если ее нагреть достаточно, она начнет гореть. Некоторые реакции выделяют энергию.Это экзотермические реакции. В других реакциях потребляется энергия. Это эндотермические реакции.

Ядерные реакции — это , а не химических реакций. В химических реакциях участвуют только электроны атомов; В ядерных реакциях участвуют протоны и нейтроны в атомных ядрах.

Четыре основных типа химических реакций: синтез, разложение, однократное замещение и двойное замещение.

Синтез [изменение | изменить источник]

В реакции синтеза два или более простых вещества объединяются в более сложное вещество.

A + B⟶AB {\ displaystyle A + B \ longrightarrow AB}

«Два или более реагентов, дающих один продукт» — еще один способ идентифицировать реакцию синтеза. Одним из примеров реакции синтеза является сочетание железа и серы с образованием сульфида железа (II):

8Fe + S8⟶8FeS {\ displaystyle 8Fe + S_ {8} \ longrightarrow 8FeS}

Другой пример — простой газообразный водород в сочетании с простым газообразным кислородом для образования более сложного вещества, такого как вода. ^[1]

Разложение [изменение | изменить источник]

Реакция разложения — это когда более сложное вещество распадается на более простые части. Таким образом, это противоположно реакции синтеза и может быть записано как: ^{[1] [2]}

AB⟶A + B {\ displaystyle AB \ longrightarrow A + B}

Одним из примеров реакции разложения является электролиз воды с образованием кислорода и водорода:

2h3O⟶2h3 + O2 {\ displaystyle 2H_ {2} O \ longrightarrow 2H_ {2} + O_ {2}}

Однократная замена [изменение | изменить источник]

В единственной реакции замещения один несоединенный элемент заменяет другой в соединении; Другими словами, один элемент обменивается местами с другим элементом в соединении ^[1] Эти реакции протекают в общей форме:

A + BC⟶AC + B {\ displaystyle A + BC \ longrightarrow AC + B}

Один из примеров реакции однократного замещения — это когда магний заменяет водород в воде, чтобы получить гидроксид магния и газообразный водород:

Mg + 2h3O⟶Mg (OH) 2 + h3 {\ displaystyle Mg + 2H_ {2} O \ longrightarrow Mg (OH) _ {2} + H_ {2}}

Двойная замена [изменение | изменить источник]

В реакции двойного замещения анионы и катионы двух соединений меняются местами и образуют два совершенно разных соединения. ^[1] Эти реакции имеют общий вид: ^[2]

AB + CD⟶AD + CB {\ displaystyle AB + CD \ longrightarrow AD + CB}

Например, когда хлорид бария (BaCl ₂ ) и сульфат магния (MgSO ₄ ) вступают в реакцию, SO ₄ ²⁻ анион переключается местами с анионом 2Cl ^—, давая соединения BaSO ₄ и MgCl ₂ .

Другим примером реакции двойного замещения является реакция нитрата свинца (II) с иодидом калия с образованием иодида свинца (II) и нитрата калия:

Pb (NO3) 2 + 2KI⟶PbI2 + 2KNO3 {\ displaystyle Pb (NO_ {3}) _ {2} + 2KI \ longrightarrow PbI_ {2} + 2KNO_ {3}}

Химическая реакция отображается уравнением:

A + B⟶C + D {\ displaystyle \ mathrm {A + B \ longrightarrow C + D}}

Здесь A и B реагируют на C и D в химической реакции.

Это пример реакции горения .

C + O2⟶CO2 {\ displaystyle \ mathrm {C + O_ {2} \ longrightarrow CO_ {2}}}

углерод + кислород → диоксид углерода

.