Классификация химических реакций в органической химии таблица. Классификация химических реакций в неорганической химии презентация урока для интерактивной доски по химии на тему

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 не органической 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):

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 — $H_2O$:

$CH_3COOH+NaOH⇄NaCH_3COO+H_2O$

$CH_3COOH+OH^{-}⇄CH_3COO^{-}+H_2O$;

2) реакция, идущая с образованием газа:

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

3) реакция, идущая с образованием осадка:

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

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

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.

Занятие 2

Классификация химических реакций в неорганической химии

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

По числу исходных веществ и продуктов реакции

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

2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

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

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

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

Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2

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

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

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

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

По тепловому эффекту

Реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими реакциями.

С + О 2 → СО 2 + Q

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

N 2 + O 2 → 2NO – Q

По признаку обратимости

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

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

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl

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

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

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

И реакции, протекающие без изменения степени окисления.

HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O

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

Например: синтез аммиака.

Окислительно-восстановительные реакции.

Различают два процесса:

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

Mg 0 - 2e → Mg +2

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

S 0 +2e → S -2

O 2 0 +4e → 2O -2

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

Правило написание окислительно-восстановительных реакций.

Написать уравнение реакции

Поставить степени окисления

Найти элементы, у которых изменяется степень окисления

Выписать попарно их.

Найти окислитель и восстановитель

Написать процесс окисление или восстановления

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

Написать суммарное уравнение

Поставить коэффициенты в уравнение химической реакции

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

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

NO 2 + H 2 O = HNO 3 + NO

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

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

υ гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единице объёма:

υ =Δ n / Δt ∙V

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

V – объем газа или раствора (л)

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

υ =Δ С / Δt (моль/л∙ с)

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

υ =Δ n / Δt ∙ S

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

Δt – интервал времени (с, мин);

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

Почему скорость разных реакций не одинакова?

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

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

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

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

▪ чем меньше Е акт , тем больше υ;

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

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

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

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 моль/л∙ч

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

υ = k ∙ С A m ∙ C B n

где k – константа скорости;

С – концентрация (моль/л)

Закон действующих масс:

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

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

Решение:υ = k ∙ С A m ∙ C B n

υ = k ∙ С A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ а ∙ в 2

υ 2 = k ∙ а ∙ 3 в 2

υ 1 / υ 2 = а ∙ в 2 / а ∙ 9 в 2 = 1/9

Ответ: увеличится в 9 раз

Для газообразных веществ скорость реакции зависит от давления

Чем больше давление, тем выше скорость.

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

▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции

▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки.

▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ

1. При протекании реакции концентрация реагентов:

1) увеличивается

2) не изменяется

3) уменьшается

4) не знаю

2. При протекании реакции концентрация продуктов:

1) увеличивается

2) не изменяется

3) уменьшается

4) не знаю

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

1) в 2 раза

2) в 3 раза

4) в 9 раз

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

1) в 2 раза

2) в 4 раза

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

1) в 2 раза

2) в 3 раза

4) в 6 раз

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

1) в 4 раза

4) в 32 раза

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

1) понижении концентрации А

2) повышении концентрации В

3) охлаждении

4) понижении давления

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

1) порошка железа, а не стружек

2) железных стружек, а не порошка

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

4) не знаю

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

1) 3%-й раствор H 2 O 2 и катализатор

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

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

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

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

Химические реакции по направлению их протекания можно разделить

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

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

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

Например, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

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

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

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

Равновесие смещается:

1) при С реаг →,

при С прод ← ;

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

при ↓ р – в сторону увеличения V;

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

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

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

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

↓ С (PCl 3) и С (Cl 2)

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

а) повышении температуры;

б) повышении давлении

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

1) увеличение концентрации угарного газа

2) увеличение концентрации углекислого газа

3) уменьшение концентрации оксида мели (I)

4) уменьшение концентрации оксида меди (II)

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

2) вправо

3) не сместится

4) не знаю

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

1) сместится вправо

2) сместится влево

3) не сместится

4) не знаю

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

1) сместится влево

2) сместится вправо

3) не сместится

4) не знаю

Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
Документ
Задания А 19 (ЕГЭ 2012 г) Классификация химических реакций в неорганической и органической химии . К реакциям замещения относится взаимодействие: 1) пропена и воды, 2) ...
Тематическое планирование уроков химии в 8-11 классах 6
Тематическое планирование
1 Химические реакции 11 11 Классификация химических реакций в неорганической химии . (С) 1 Классификация химических реакций в органической химии . (С) 1 Скорость химических реакций . Энергия активации. 1 Факторы, влияющие на скорость химических реакций ...
Вопросы к экзаменам по химии для студентов 1 го курса ну(К)орк фо
Документ
Метана, применение метана. Классификация химических реакций в неорганической химии . Физические и химические свойства и применение этилена. Химическое равновесие и условия его...

1) Первый признак классификации – по изменению степени окисления элементов, образующих реагенты и продукты.
а) окислительно-восстановительные

FeS 2 + 18HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
б) без изменения степени окисления

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O
Окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления химических элементов, входящих в состав реагентов. К окислительно-восстановительным в неорганической химии относятся все реакции замещения и те реакции разложения и соединения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. К реакциям, идущим без изменения степеней окисления элементов, образующих реагенты и продукты реакции, относятся все реакции обмена.

2) Химические реакции классифицируются по характеру процесса, т.е по числу и составу реагентов и продуктов.
-реакции соединения или присоединения в органической химии.
Для того чтобы вступить в реакцию присоединения, органическая молекула должна иметь кратную связь (или цикл), эта молекула будет главной (субстрат). Молекула попроще (часто неорганическое вещество, реагент) присоединяется по месту разрыва кратной связи или раскрытия цикла.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

CaO + CO 2 = CaCO 3

-реакции разложения.
Реакции разложения можно рассматривать как процессы, обратные соединению.

C 2 H 5 Br = C 2 H 4 + HBr

Hg(NO 3) 2 = Hg + 2NO 2 + O 2

– реакции замещения.
Их отличительный признак - взаимодействие простого вещества со сложным. Такие реакции есть и в органической химии.
Однако понятие «замещение» в органике шире, чем в неорганической химии. Если в молекуле исходного вещества какой-либо атом или функциональная группа заменяются на другой атом или группу, это тоже реакции замещения, хотя с точки зрения неорганической химии процесс выглядит как реакция обмена.

Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
– обмена (в том числе и нейтрализации).

CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O

KCl + AgNO 3 = AgCl¯ + KNO 3

3) По возможности протекать в обратном направлении – обратимые и необратимые.

4) По типу разрыва связей – гомолитические (равный разрыв, каждый атом по 1 электрону получает) и гетеролитический (неравный разрыв – одному достается пара электронов)

5) По тепловому эффекту
экзотермические (выделение тепла) и эндотермические (поглощение тепла). Реакции соединения как правило будут реакциями экзотермическими, а реакции разложения - эндотермическими. Редкое исключение - реакция азота с кислородом - эндотермическая:
N2 + О2 → 2NO – Q

6) По фазе
а) Гомогенные (однородные вещества, в одной фазе, например г-г, реакции в растворах)
б) Гетерогенные (г-ж, г-тв, ж-тв, реакции между несмешивающимися жидкостями)

7) По использованию катализатора. Катализатор – вещество ускоряющее химическую реакцию.
а) каталитические (в том числе и ферментативные) – без использование катализатора практически не идут.
б) некаталитические.

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

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

HCl + NaOH = NaCl + H2O

2Ca + O 2 = 2CaO

BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr

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

N 2 +3H 2 ↔2NH 3

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

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

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

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

CH 4 + Cl 2 hv →CH 3 Cl + HCl

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

KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

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

C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl

H 2 C =CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br

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

CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr

CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Экзотермическими называют химические реакции, идущие с выделением теплоты. Условное обозначение изменения энтальпии (теплосодержания) ΔH, а теплового эффекта реакции Q. Для экзотермических реакций Q > 0, а ΔH < 0.

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

Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной среде.

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

Каталитические реакции протекают только в присутствии катализатора. Некаталитические реакции идут в отсутствие катализатора.

Классификация органических реакций приведена в таблице:

Химические реакции можно классифицировать по следующим признакам:
1. По числу и составу исходных и образующихся веществ

2. По степени окисления

3. По обратимости процесса

4. По тепловому эффекту

5. По наличию катализатора

6. По агрегатному состоянию

1. По степени окисления. Окислительно – Восстановительные реакции. Это реакции при которых один элемент отдаёт электрон, а другой принимает.

Na + O 2 = 2Na 2 O

4Na – 1e = Na 4 восстановитель

O 2 + 2х2e = 2O 1окислитель

2. По числу и составу исходных образующихся веществ:

А) Реакции соединения (из двух простых веществ образуется одно сложное)

Б) Реакции разложения (из одного сложного вещества образуется два или несколько простых)

В) Реакции обмена (реакции между сложными веществами в результате которых она обменивается своими составными частями)

Г) Реакции замещения (реакции между сложными и простыми веществами, в результате которых один из атомов в сложном веществе замещается на простое вещество)

3. По тепловому эффекту:

А) Экзотермические реакции (Реакции идут с выделением теплоты)

SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q

B) Эндотермические реакции (Реакции идут с поглощением теплоты)

C 4 H 10 = C 4 H 8 + H 2 – Q

4. По обратимости реакции делятся на обратимые и не обратимые

(При определённых условиях реакции протекают в противоположных направлениях)

5. По наличию катализатора реакции делятся на каталитические и не каталитические.

6. По агрегатному состоянию реакции делятся на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные – реагирующие и образующиеся вещества находятся в одном агрегатном состоянии

Cl 2 + H 2 = 2HCl

Гетерогенные – реагирующие и образующиеся вещества находятся в разных агрегатных состояниях

2C 2 H 2 +5O 2 = 4CO 2 + 2H 2 O +Q

Диеновые углеводороды, их строение, свойства, получение и практическое значение.

Алкодиены – это ацеклическиеуглеводороды в молекуле которых помимо одинарных связей имеется две двойные связи между атомами углерода и которые соответствуют общей формуле C n H 2 n -2

По расположению двойных связей различают три вида алкодиенов:

1. Алкодиеныскумулированными расположением двойных связей

CH 2 = C = CH 2 - пропадиен

2. Алкодиены с сопряжёнными двойными связями

CH 2 = CH - CH = CH 2 – бутадиен 1,3

3. Алкодиены с изолированным расположением двойных связей

CH 2 = CH – CH 2 - CH = CH 2 -пентадиен 1,4

Физические свойства.

Пропадиен и бутадиен 1,3 газообразные вещества, алкодиены с изолированными связями – жидкости, высшие диены – твёрдые вещества.

Химические свойства.

Для алкодиенов характерны реакции присоединения:

1. Реакция галогенирования (присоединение галогенов идёт за счёт двойных связей)

CH 2 = CH – CH = CH 2 + Br 2 = CH 2 Br = CHBr – CH = CH 2 - 3,4дибромбутен– 1

2. Реакция гидрирования (присоединение водорода)

CH 2 = CH – CH = CH 2 + H 2 = CH 3 – CH 2 – CH = CH 2 – бутен-1

3. Реакция полимеризации (соединение множества молекул мономера в молекулу полимера).

CH 2 = CH – CH = CH 2 = (-CH 2 – CH = CH – CH 2 -) n - синтетический бутадиеновый каучук

Получение.

В нашей стране производство бутадиена началось с 1932г. Метод получения его из этилового спирта был разработан академиком С.В. Лебедевым

Но более перспективным методом в получении бутадиена является дегидрирование бутана, содержащегося в нефтяных газах. Для этой цели бутан пропускают над нагретым катализатором.

Применение.

Диеновые углеводороды в основном применяются для синтеза каучуков.

CH 2 = CH – CH = CH 3 - 1,3 бутадиен (бутадиеновый каучук)

Синтетические каучуки образуются в результате реакции полимеризации соответствующих мономеров.

Билет №4

Общие способы получения металлов. Практическое значение электролиза.

Металлы в природе встречаются в основном в виде соединений, в свободном виде встречаются только металл, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после водорода.

Получение металлов из руд (соединений) задача металургии, Существуют следующие способы получения металлов: пирометалургия, гидрометалургия и электрометалургия.

1. Пирометаллургия – это восстановление металлов из руд с помощью углерода, оксида углерода (II) , СО и водорода, при высокой температурею

2ZnO + C → 2Zn + CO 2

Fe2O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2

CuO + H 2 →Cu + H 2 O

Если в качестве восстановителя используется металл, то данный метод называется металлотермией

Cr 2 O 3 + 2Al → Al 2 O 3 + 2Cr

2. Гидрометаллургия – это восстановление металлов из солей в растворе. Процесс идёт в два этапа: природное соединение растворяют в подходящем для получения соли данного металла.

CuO + H 2 SO 4 →CuSO 4 + H 2 O

Металл из раствора вытесняют более активным металлом.

CuSO 4 + Fe→FeSO 4 + Cu

3. Электрометаллургия – это восстановление металлов в процессе электролиза растворов или расплавов соединений.

Электролиз – это окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

2NaCl ↔ 2Na + Cl 2

2Na + 2e → 2Na

2Cl – 2e→Cl 2

Применение электролиза
Электролиз растворов и расплавов веществ используют в промышленности:

1. Для получения металлов (щелочные металлы – Алюминий)

2. Для получения водорода, галогенов и щелочей

3. Для очистки металлов (рафинирование)

4. Для защиты металлов от коррозии

5. Получение металлических копий и пластинок

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

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

Скачать:

Предварительный просмотр:

Классификация химических реакций в неорганической и органической химии.

/в помощь молодому учителю/

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

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

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

Тип урока: урок комплексного применения знаний.

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

Ход урока I. Организационный момент

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

III. Проверка знаний учащимися фактического материала.

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

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

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

V. Проверка глубины осмысления знаний, степени обобщения.

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

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

VI Классификация химических реакций в органической химии.

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

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

Н 2 С = СН 2 + Н 2 → CН 3 – СН 3

этилен этан

НС ≡ СН + Н 2 → CН 2 = СН 2

ацетилен этилен

2.Гидрогалогенирование – реакция присоединения галогеноводорода по кратной связи

Н 2 С = СН 2 + НCl→ CН 3 ─CH 2 Cl

этилен хлорэтан

(по правилу В.В.Марковникова)

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

пропилен 2 - хлорпропан

HC≡CH + HCl → H 2 C=CHCl

ацетилен хлорвинил

HC≡C─СН 3 + HCl → H 2 C=CCl─СН 3

пропин 2-хлорпропен

3.Гидратация – реакция присоединения воды по кратной связи

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

этен этанол

(при гидратации пропена и других алкенов образуются вторичные спирты)

HC≡CH + H 2 О → H 3 C─CНО

ацетилен альдегид – этаналь (реакция Кучерова)

4.Галогенирование – реакция присоединения молекулы галогена по кратной связи

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

пропилен 1,2 – дихлорпропан

HC≡C─СН 3 + Cl 2 → HCCl=CCl─СН 3

пропин 1,2-дихлорпропен

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

n СН 2 =СН 2 → (-СН 2 -СН 2 -)n

Этилен полиэтилен

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

Соответствующие уравнения реакций:

1.Дегидратация (отщепление воды)

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

2.Дегидрирование (отщепление водорода)

С 6 Н 14 → С 6 Н 6 + 4Н 2

гексан бензол

3.Крекинг

C 8 H 18 → C 4 H 10 + C 4 H 8

октан бутан бутен

4. Дегидрогалогенирование (отщепление галогеноводорода)

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

Бромэтан этилен

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

С 2 Н 6 + Cl 2 → C 2 H 5 Cl +HCl

этан хлорэтан

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

этан нитроэтан

C 6 H 6 + Br 2 → C 6 H 5 Br + HBr

бензол бромбензол

С 6 Н 6 + HNO 3 → C 6 H 5 NO 2 +H 2 O

бензол нитробензол

C 2 H 5 OH + HCl → C 2 H 5 Cl + H 2 O

Этанол хлорэтан

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

фенол 2,4,6 - трибромфенол