Розрахунки за хімічними рівняннями маси та кількості речовини

Ти вже знаєш, що хімічне рівняння — умовний запис хімічної реакції за допомогою хімічних формул. Його складають на основі закону збереження маси речовин, згідно з яким маса речовин, що вступають у реакцію, дорівнює масі речовин, що утворюються внаслідок реакції. Добираючи коефіцієнти до формул речовин, ти зрівнюєш число атомів кожного елемента в лівій і правій частинах і дістаєш хімічне рівняння, що відповідає закону збереження маси.

Пам'ятай! Для розрахунків важливо обирати такі одиниці вимірювання маси, об'єму, кількості речовини, які відповідають одна одній

За хімічним рівнянням можна робити різні розрахунки — обчислювати кількість речовини, масу, об'єм вихідних речовин або продуктів реакції. Для цього потрібно спочатку записати скорочену умову задачі, правильно використовуючи фізичні величини і їх позначення (табл. 2).

Таблиця 2. Співвідношення деяких фізико-хімічних величин та одиниць вимірювання

Рівняння хімічної реакції дає змогу здійснювати розрахунки маси, об'єму або кількості речовини вихідних речовин чи продуктів реакції.

Розглянемо конкретні приклади.
Приклад 1. Яку масу гашеного вапна Са(ОН)₂ можна добути внаслідок взаємодії з водою кальцій оксиду масою 280 г?
Передусім запиши скорочену умову задачі та склади рівняння хімічної реакції.
Дано:
m(СаО) = 280 г
m(Са(ОН)₂) — ?
Розв'язування: 
СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

Варіант 1
Прочитай ще раз умову задачі та підкресли відоме (що дано) і невідоме (що треба взнати). Над підкресленими формулами простав вихідні дані з умови задачі:
_{280 г                     х} 
СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

Під формулами речовин запиши дані, які можна дістати з рівняння реакції:
_{280 г                                                 х}
СаО             +    Н₂О   =    Са(ОН)₂
_______________           __________________

_{М= 40 + 16 = 56 г/моль             М= 40 + 32 + 2 = 74 г/мольv = 1 моль                                  v = 1 моль
m = 1 моль•56 г/моль = 56 г     m = 1 моль•74 г/моль = 74 г}

Розв'язання задачі будується на використанні прямо пропорційної залежності між кількісними характеристиками величин
З рівняння реакції виходить, що внаслідок взаємодії з водою 56 г СаО можна добути 74 г гашеного вапна Са(ОН)₂, а якщо взяти не 56 г, а 280 г СаО, то можна добути гашеного вапна у стільки разів більше, у скільки 280 г більше за 56 г. Тобто ти бачиш, що між величинами існує пряма пропорційна залежність. Отже, ти можеш скласти пропорцію і розв'язати її:
56 г : 280 г = 74 г : х;
x = (280 г • 74 г)/(56 г) = 370 г.
Відповідь. Унаслідок взаємодії з водою кальцій оксиду масою 280 г, можна добути гашене вапно Са(ОН)₂ масою 370 г (m(Са(ОН)₂) = 370 г).

Варіант 2
СаО           +   Н₂О  =  Са(ОН)2
___________              ________________

_{v = 1 моль                            v = 1 моль
М= 40 + 16 = 56 г/моль       М= 40 + 32 + 2 = 74 г/моль}
Обчисли, яку кількість речовини становлять 280 г.
v = m/M; v(CaO)=(280 г)/(56 г/моль) = 5 моль.
З рівняння реакції видно, якщо взаємодіє з водою кальцій оксид кількістю речовини 1 моль, то й утворюється кальцій гідроксид кількістю речовини 1 моль.
Отже, якщо в реакцію вступає кальцій оксид кількістю речовини 5 моль, то й утвориться кальцій гідроксид кількістю речовини 5 моль, тобто:
m = v • М.
m(Са(ОН)₂) = 5 моль • 74 г/моль = 370 г.
Відповідь. Унаслідок взаємодії з водою кальцій оксиду масою 280 г, можна добути гашене вапно Са(ОН)₂ масою 370 г (m(Са(ОН)₂) = 370 г).

Приклад 2. Яка кількість речовини нітроген(V) оксиду прореагувала з водою, якщо утворилася нітратна кислота HNО₃ кількістю речовини 10 моль?
Дано:

v(HNО₃) = 10 моль
v(N₂О₅) — ?
Розв'язування:
   _{х                      10 моль}
N₂0₅ + Н₂0 = 2HN0₃
1 моль : х = 2 моль : 10 моль;
х = (1 моль • 10 моль)/(2 моль) = 5 моль

Відповідь. Якщо утворилася нітратна кислота HN0₃ кількістю речовини 10 моль, то з водою прореагував нітроген(V) оксид кількістю речовини 5 моль (v(N₂0₅) = 5 моль).

Приклад 3. Магній масою 3 г взаємодіє з киснем. Яка кількість речовини магній оксиду утвориться при цьому?
Дано:

m(Mg) = 3 г
v(MgO) — ?
Розв'язування:
  _{З г                        х} 
2Mg    + 0₂ = 2MgO
_{v= 2 моль          v = 2 моль}
Оскільки відносно магнію виявились різні одиниці вимірювання (грами і молі), треба визначити, яку кількість речовини становлять 3 г магнію:
n = m/M     M(Mg) = 24 г/моль;
v(Mg) = (3 г)/(24 г/моль) = 0,125 моль
Рівняння реакції показує, якщо у взаємодію з киснем вступає 2 моль магнію, то утворюється 2 моль MgO. Отже, якщо в реакцію вступає 0,125 моль Mg, то й утворюється 0,125 моль MgO.

Відповідь. Якщо з киснем взаємодіє магній масою 3 г, то утворюється магній оксид MgO кількістю речовини 0,125 моль (v(MgO) = 0,125 моль).

Кислоти, їх склад, назви

Склад кислот. Тобі вже відомі формули деяких кислот, наприклад НСl — хлоридна кислота, H₂S0₄ —сульфатна кислота, Н₃Р0₄ — ортофосфатна кислота. Зверни увагу, у формулах кислот на першому місці стоїть символ Гідрогену, а далі — атом або група атомів, що називаються кислотним залишком. Під час хімічних реакцій кислотний залишок переходить без змін з однієї сполуки в іншу.


Мал. 4. Перевірка водню на чистоту
Дослід. У демонстраційну пробірку наливаємо розчин сульфатної кислоти H₂S0₄, вмішуємо туди дві гранули цинку і закриваємо пробірку пробкою, в яку вставлена скляна трубочка з відтягнутим кінцем. Відбувається реакція, внаслідок якої виділяється газ. Це — водень Н₂. Він горючий. Перевіримо водень на чистоту, перш ніж підпалювати його. Адже суміш водню з киснем або повітрям здатна вибухати, а чистий водень горить спокійно (мал. 4).
Що ж відбулось у пробірці? Запиши рівняння реакції:

Zn + H₂S0₄ = ZnSO₄ + H₂

Як бачиш, група атомів SO4, не змінюючись, перейшла з однієї сполуки в іншу. Отже, S0₄ — кислотний залишок сульфатної кислоти.
Як правило, кислотні залишки утворюють елементи-неметали. За формулами кислот можна визначати валентність кислотних залишків.
Валентність кислотних залишків дорівнює числу атомів Гідрогену в молекулі кислоти, здатних заміщуватися на метал.
Оце число атомів Гідрогену в кислоті називається основністю кислоти. Наприклад, сульфатна кислота H₂S0₄ двохосновна, а валентність її кислотного залишку S0₄ дорівнює 2 (табл. 3).

Таблиця 3. Склад, назви і властивості кислот


Примітка. У дужках наведено традиційні назви кислот, які ще трапляються в літературі.
Чи знаєш ти, що першою кислотою, про яку дізналась людина, була, мабуть, оцтова кислота? Вона утворюється внаслідок скисання виноградного вина

Поширення у природі. Мабуть, ти знаєш, що багато харчових продуктів кислі на смак. Такого смаку їм надають органічні кислоти (вивчатимуться пізніше). Кислий смак лимона зумовлений наявністю лимонної кислоти, яблука — яблучної кислоти, кислого молока — молочної кислоти. Щавель має кислий смак, бо в його листі міститься щавлева кислота. Оцет є розчином оцтової кислоти.
Неорганічні кислоти, які ти зараз вивчаєш, також трапляються у природі у вільному стані. Наприклад, сульфідна (сірководнева) кислота H₂S є у вулканічних газах і у водах мінеральних джерел (Мацеста — Сочі на Чорноморському узбережжі Кавказу, в Україні — Немирів). Хлоридна кислота НСl входить до складу шлункового соку. Карбонатна кислота Н₂С0₃ — до складу природних мінеральних вод (Боржомі, Єсентуки, Нарзан на Кавказі, в Україні — Миргородська, Лужанська, Свалява, Трускавецька). Нітратна HN0₃ і сульфітна H₂S0₃ кислоти трапляються в дощовій воді («кислотні дощі»).

Застосування кислот. Найбільше значення має сульфатна кислота H₂S0₄. Її використовують для добування інших кислот, солей, мінеральних добрив, пластмас, штучного волокна, ліків, фарб, вибухових речовин тощо. Серед найважливіших кислот — хлоридна НСl й нітратна HN0₃. Їх застосовують для добування солей, ліків, мінеральних добрив, багатьох органічних сполук.
У життєдіяльності організмів кислоти відіграють важливу роль. Тому споживання їх у невеликих кількостях необхідне. В організм людини кислоти потрапляють з овочами, фруктами та іншими продуктами.
Чи знаєш ти, що сульфатну кислоту H₂S0₄ називають хлібом хімічної промисловості? Без неї неможливо виробництво кислот, солей, добрив, барвників та багатьох інших речовин, а також здійснення майже всіх органічних синтезів

Приклади використання кислот у побуті:

Мал. 5.  Приклади використання кислот у побуті.
Автомобільний акумулятор містить сульфатну кислоту

Солі (середні), їх склад, назви

Солі — це складні речовини, до складу яких входять атоми металу й кислотні залишки.
Складаючи формулу солі, на першому місці треба написати хімічний символ металу, поруч — кислотний залишок, тоді зазначити валентність та розставити індекси. При цьому слід керуватися таким правилом:
сума одиниць валентності атомів металу має дорівнювати сумі одиниць валентності кислотних залишків.

Приклади реакцій, унаслідок яких утворюються солі:
Mg + H₂S0₄ = MgS0₄ + Н₂↑
                         ^{Магній сульфат}

CuO + 2НСІ = CuCI₂ + Н₂0
                     ^{Купрум(ІІ) хлорид}

Ca(OH)₂ + 2HN0₃ = Ca(N0₃)₂ + 2H₂0
                                      ^{Кальцій нітрат}

Мал. 5. Приклади реакцій, унаслідок яких утворюються солі.

Наприклад, тобі потрібно скласти формулу алюмінієвої солі сульфатної кислоти. Як треба діяти? Спершу напиши хімічний символ алюмінію Аl, поруч — кислотний залишок сульфатної кислоти H₂S0₄, тобто S0₄. Над знаком Алюмінію напиши валентність 3 (визнач за періодичною системою хімічних елементів). Над кислотним залишком надпиши його валентність 2 (за основністю кислоти). За допомогою індексів зрівняй сумарні валентності. Найменше спільне кратне для чисел 3 і 2 дорівнює 6. Шукаємо індекс для Алюмінію, ділячи 6 на його валентність, дістаємо 2. Так само ділимо 6
на валентність кислотного залишку, дістаємо 3. Звідси формула
Al₂(S0₄)₃;   

3-2 = 2-3.

При цьому пам'ятай, хоча ми виражаємо склад солей хімічними формулами, але в кристалах солі молекул немає. Формули солей передають не склад молекул, а співвідношення атомів металу й кислотного залишку. Для алюміній сульфату Al₂(S0₄)3 таке співвідношення дорівнює 2 : 3. Отже, солі — речовини немолекулярної будови.
За формулами солей можна обчислювати значення відносної молекулярної (формульної) і молярної мас, пам'ятаючи при цьому, що реальних молекул у кристалах солей немає, вони побудовані з інших частинок — йонів.

Назви солей. За міжнародною хімічною номенклатурою назва солі складається з назви елемента-металу й латинської назви кислотного залишку. Звичайно ж латинська назва кислотного залишку походить від латинської назви кислоти, яка, у свою чергу, походить від латинської назви елемента, що утворює кислоту. При цьому назва солі безоксигенової кислоти має суфікс -ид (-ід), а оксигеновмісної — -ат в разі максимальної валентності кис-лотоутворюючого елемента і -іт у разі його нижчої валентності. Для металів, що мають змінну валентність, у дужках після назви металу римською цифрою зазначають його валентність у даній солі (табл. 7).
Розглядаючи формули солей за табл. 7, ти можеш зробити висновок, що солі — це продукти заміщення атомів Гідрогену в кислоті на атоми металу. Якщо кислота двох- чи багатоосновна, то атоми Гідрогену заміщуються не всі одночасно, а послідовно. Тоді може виникнути ситуація, коли один атом Гідрогену замістився на метал, а інший — залишився. У такому разі утворюється так звана кисла сіль, на відміну від солі середньої, яка атомів Гідрогену не містить:
2NaOH + H₂S0₄ = Na₂S0₄ + 2Н₂0
^{2 моль      1 моль    Натрій сульфат}

NaOH + H₂S0₄ = NaHS0₄ + Н₂0
^{1 моль     1 моль   Натрій гідрогенсульфат}

Таблиця 7. Склад та назви солей


Як же взнати, яка сіль утвориться? Все залежить від кількості речовин, які реагують. Якщо є надлишок кислоти, то утворюється кисла сіль, якщо є надлишок лугу, — середня сіль.

Мал. 6. Середні та кислі солі.

    
     Кількість речовини. Моль — одиниця кількості речовини. Число АвогадроВідомо, що для вивчення навколишнього світу недостатньо лише спостерігати й описувати об'єкти. Важливо ще характеризувати їх кількісно, тобто якимись величинами. Порцію води, наприклад, можна характеризувати кількісно, вимірявши її об'єм у літрах або масу в грамах. Але для хіміка поряд з цим важливо ще знати число структурних частинок (атомів, молекул або йонів), які містяться в цій порції речовини, оскільки саме вони вступатимуть у хімічну взаємодію. Ось чому в хімії і суміжних з нею науках використовують фізичну величину — кількість речовини.
Кількість речовин — це фізична величина, що визначається числом структурних частинок (атомів, молекул, йонів тощо), які містяться в даній порції речовини.
Вона позначається латинською літерою n (ен) або грецькою v (ню), оскільки літерою n (ен) позначається також і число атомів.
За одиницю кількості речовини прийнято моль.

Кількість речовини можна вимірювати не лише в молях. Одиниця кількості речовини, яка в 1000 разів більша за моль, називається
кіломоль — кмоль (1 кмоль містить 1000 моль), а одиниця кількості речовини, яка в 1000 разів менша за моль, називається мілімоль — ммоль (1 моль містить 1000 ммоль).
Моль — це така кількість речовини, яка містить стільки частинок (атомів, молекул, йонів та ін.), скільки міститься атомів у Карбоні ма-сою 0,012 кг (12 г).
Отже, маса 1 моль вуглецю дорівнює 12 г. А скільки у цій порції вуглецю кількістю речовини 1 моль міститься атомів Карбону?
Експериментально доведено, що 1 моль речовини містить 6,02•10²³ (скорочено 6•10²³) частинок (атомів, молекул, йонів та ін.). Це число на честь італійського вченого називається числом Авогадро. Зазвичай число Авогадро позначають латинською літерою N з індексом А, тобто N_A.

АМЕДЕО АВОГАДРО (1776—1856)

Італійський фізик і хімік. Заклав основи молекулярної теорії, відкрив один із газових законів, названий його ім'ям. Визначив склад і відносну молекулярну масу багатьох речовин. Довів, що молекули водню, кисню, азоту, хлору двоатомні. Його праці сприяли подальшому розвитку атомно-молекулярної теорії

6,02•10²³ моль^-1 — стала Авогадро N_A
Число Авогадро 6,02•1023 показує число частинок, які містяться в 1 моль будь-якої речовини незалежно від її агрегатного стану.
6,02•10²³ — це число Авогадро, а фізико-хімічна константа, що відповідає цьому числу, називається сталою Авогадро, позначається також N_A. Якщо 1 моль речовини містить 6,02•10²³ частинок, то:


Це настільки велике число, що через силу піддасться уяві. Проте спробуємо показати всю грандіозність цього числа.
Якби ми спромоглися виміряти всю воду Світового океану склянками, то дістали б майже 7•10¹⁴ склянок. Хоча це число саме по собі величезне, але воно становить лише одну мільярдну частину сталої Авогадро!
Інший приклад. Число макових зерняток, що дорівнює 6•10²³, має масу 10¹³ т. Цією масою макових зерняток можна було б покрити всю поверхню Землі шаром в 1 м. Іще приклад. Пустеля Сахара містить менше трьох моль найдрібніших піщинок.
Отже, 1 моль будь-якої речовини містить N_A частинок, тобто 6•10²³. Наприклад, 1 моль міді — це 6•10²³ атомів Купруму Cu; 1 моль кисню — 6•10²³ молекул 0₂ або 12•10²³ атомів Оксигену; 1 моль кухонної солі NaCl — 6•10²³ формульних одиниць NaCl.
Розглянемо приклади розрахунків із використанням сталої Авогадро.


Приклад 1. Яке число молекул містить вуглекислий газ кількістю речовини 4 моль?
Розв'язування Дано:
v(C0₂) = 4 моль
N(C0₂) — ?
N_А = 6•10²³ моль^-1;
N=N_A•v;
N(C0₂) = 6•10²³ моль^-1 • 4 моль =24•10²³ молекул.
Відповідь. У вуглекислому газі кількістю речовини 4 моль міститься 24•10²³ молекул С0₂.


Приклад 2. Скільки атомів і скільки молекул міститься у хлорі кількістю речовини 3 моль?
Розв'язування: Дано:
v(Cl₂) = 3 моль
N(Cl₂) —?
n(Сl) — ?
NA = 6•10²³ моль^-1;
N(Cl₂) = 6•10²³ моль^-1 • 3 моль = 18•10²³ молекул.
Оскільки кожна молекула хлору Cl₂ містить два атоми, то атомів Хлору в З моль Cl₂ буде вдвічі більше, ніж молекул, тобто 18•10²³ • 2 = 36•10²³атомів.
Відповідь. У хлорі кількістю речовини 3 моль міститься 18•10²³ молекул Cl₂ і 36•10²³ атомів Хлору СІ.

                         

Хі́мія — одна з наук про природу, яка вивчає молекулярно-атомні перетворення речовин, тобто, при яких молекули одних речовин руйнуються, а на їх місці утворюються молекули інших речовин з новими властивостями.

Завданням хімії є дослідження властивостей елементів і хімічних сполук, вивчення залежності властивостей речовин від їх складу й будови, вивчення умов перетворення одних речовин в інші, поширення хімічних речовин у природі, технологій їх одержання, механізмів взаємодії хімічних сполук, а також практичне використання хімічних реакцій.

Вихідні речовини, що вступають у хімічну реакцію, називаються реагентами, а нові, які утворюються внаслідок такої реакції, — продуктами реакції.

Хімічні реакції завжди супроводжуються фізичними ефектами, що називаються ознаками хімічної реакції. Ознаки хімічних реакцій, що зустрічаються найчастіше:

• поглинання або виділення теплоти;
• зміна забарвлення реакційної суміші;
• утворення або розчинення осаду;
• виділення або поглинання газу;
• поява або зникнення запаху;
• виділення світла (світіння).

При хімічних реакціях загальна кількість атомів та ізотопний склад хімічних елементів не змінюються. Хімічні реакції можуть протікати мимовільно за звичайних умов, при нагріванні, за участі каталізаторів, при дії світла (фотохімічні реакції), електричного струму, іонізуючого випромінювання, механічних впливів, в низькотемпературній плазмі (плазмохімічні реакції) і т. д.

Розрізняють реакції сполучення (в ході яких із декількох речовин утворюється одна складна сполука), реакції розкладу (коли з однієї речовини утворюється кілька сполук), реакції заміщення (реакції, в ході яких більш проста речовина заміщує у складнішій якусь із її складових частин), реакції обміну (коли дві речовини обмінюються своїми складовими частинами).

Ендотермічні реакції відбуваються з поглинанням тепла, екзотермічні — з виділенням тепла.

Реакції можуть відбуваються без зміни валентності елементів, які реагують, або зі зміною валентності (так звані окисно-відновні реакції, що супроводжуються переходом електронів від одного атома до іншого). Процес віддачі електронів називаютьокисненням, а приєднання їх — відновленням. Атоми, молекули та йони, які віддають електрони, називають відновниками, а ті, які приймають електрони — окисниками.

Розрізняють також прості і складні (зокрема ланцюгові) хімічні реакції. Крім того, існують необоротні та оборотні реакції.

За агрегатним станом розрізняють газо-, рідинно- та твердофазні хімічні реакції. Якщо вихідні речовини та продукти реакції знаходяться в одній фазі, реакцію називають гомогенною, якщо в різних — гетерогенною. Особлива група хімічних реакцій —топохімічні реакції, які протікають на поверхні розділу твердої фази.

Для назви хімічної реакції використовують назву функціональної групи, яка бере участь у процесі хімічного перетворення (з'являється або навпаки — зникає), наприклад, нітрування, декарбоксилювання. Інколи назва хімічної реакції відображає структурні зміни молекул речовини — ізомеризація, циклізація тощо Ряд хімічних реакцій мають спеціальний характер і відповідну назву — реакція нейтралізації, гідроліз, горіння та ін.

Реакції зміни забарвлення розчину[ред. • ред. код]

${\displaystyle \mathrm {FeCl_{3}+3KCNS\longrightarrow Fe(CNS)_{3}+3KCl} }$ — тіоціанат заліза(III) червоного кольору

${\displaystyle \mathrm {2K_{2}CrO_{4}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow H_{2}SO_{4}+K_{2}Cr_{2}O_{7}+H_{2}O} }$ — дихромат калію помаранчевого кольору

${\displaystyle \mathrm {Pb(NO_{3})_{2}+2KI\longrightarrow PbI_{2}\downarrow +2KNO_{3}} }$ — в осад випадає йодид свинцю(II) жовтого кольору

${\displaystyle \mathrm {NiSO_{4}+2NaOH\longrightarrow Ni(OH)_{2}\downarrow +Na_{2}SO_{4}} }$ — в осад випадає гідроксид нікелю зеленого кольору

${\displaystyle \mathrm {CuSO_{4}+2NaOH\longrightarrow Cu(OH)_{2}\downarrow +2Na_{2}SO_{4}} }$ — в осад випадає гідроксид міді(II) блакитного кольору

${\displaystyle \mathrm {Cu(OH)_{2}+4NH_{4}OH\longrightarrow [Cu(NH_{3})_{4}](OH)_{2}+4H_{2}O} }$ — аміакат міді(II) темно-синього кольору

${\displaystyle \mathrm {CoCl_{2}+2KCNS\longrightarrow Co(CNS)_{2}+2KCl} }$ — тіоціанат кобальту(II) фіолетового кольору

Класифікація хімічних реакцій

За типом перетворень

Хімічні реакції класифікуються за такими ознаками: 1) зміна або відсутність зміни кількості реагентів і продуктів реакції. За цією ознакою реакції поділяються на чотири основних типи:

• реакції сполучення — реакція, під час якої з двох або кількох речовин утворюється одна нова речовина.
• реакції розкладу — реакція, під час якої з однієї речовини утворюється дві або кілька нових речовин.
• реакції заміщення — реакція між простою і складною речовинами, у процесі якої атоми простої речовини заміщують атоми одного з елементів у складній речовині, внаслідок чого утворюються нова проста і нова складна речовини.
• реакції обміну — реакція, у процесі якої дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами.

Такий розподіл, або класифікація, реакцій на окремі групи полегшує їх вивчення, оскільки реакції тієї чи іншої групи чи типу мають ряд спільних ознак. Більшість хімічних реакцій, що відбуваються в природі і техніці, являють собою досить складний комплекс різнотипних реакцій.

Реакція	Загальна схема	Приклади
Сполучення	A + B → AB	C + O2 → CO2 CaO + CO2 → CaCO3 C2H4 + HBr → C2H5Br CO2 (г) + H2O (р) → H2CO3 (aq) H2CO3 (aq) + BaCO3 (тв) → Ba(HCO3)2(aq) (T ≈ 298 K, P ≈ 100 кПа) CaO (тв) + H2O (р) → Ca(OH)2(тв) (T = 298,15 K, P = 101,325 кПа; ΔH = −63,7 кДж/моль)
Розкладу	AB → A + B	2 H2O → 2 H2 + O2 C2H5Br → C2H4 + HBr ZnCO3 (тв) → ZnO (тв) + CO2(г) (T >> 373 K, P ≈ 100 кПа)
Заміщення	A + BC → B + AC	Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2↑ O2 (г) + HgS (тв) → Hg (г) + SO2 (г) C (тв) + ZnO (тв) → Zn (г) + CO (г) (T > 1223 K, P ≈ 100 кПа) C (тв) + H2O (г) → H2(г) + CO(г) (T ≥ 1273 K, P ≈ 101 кПа; ΔH ≈ +120 кДж/моль)
Обміну	AB + CD → AD + CB	C2H5OH + HONO2 → C2H5ONO2 + H2O BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HCl CuCl2 + NaOH → Cu(OH)Cl↓ + NaCl Cu(OH)Cl + HCl → CuCl2 + HOH NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + HOH (р) NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → NaNO3 (aq) + AgCl (тв) (T ≈ 298 K, P ≈ 100 кПа)
Ізомеризації	Перегрупування атомів у молекулі	α глюкоза ${\displaystyle \leftrightarrows }$ β глюкоза

За зміною ступенів окиснення

Другою ознакою класифікації хімічних реакцій є зміна або відсутність зміни ступенів окиснення елементів, що входять до складу речовин, які реагують. За цією ознакою реакції поділяються на окисно-відновні та такі, які відбуваються без зміни ступенів окиснення елементів.

З точки зору електронної теорії валентності окисненням називається процес віддачі атомом, молекулою або іоном електронів, незалежно від того, бере кисень участь у реакції чи не бере. Процес приєднання атомом, молекулою або іоном електронів називається відновленням. Атом, молекула або іон, що віддає електрони, називаються відновником. Віддаючи електрони, сам відновник окиснюється. І навпаки, атом, молекула або іон, що приєднує електрони, називають окисником. Приєднуючи електрони, окисник відновлюється.

При окисно-відновних реакціях усі електрони, що втрачаються відновником, переходять до окисника. Тому загальна кількість електронів, відданих відновником, обов'язково повинно дорівнювати кількості електронів, приєднаних окисником. З цього виходить, що процеси окиснення і відновлення взаємно зв'язані і один без другого відбуватися не можуть. Кількість, відданих І приєднаних електронів знаходять за зміною валентності відповідних елементів. При цьому в рівняннях окисно-відновних реакцій над символами кожного елементу, що змінюють валентність, позначають їх валентність відповідною кількістю знаків плюс, мінус або нуль.

Прикладом окисно-відновної реакції є реакція окислення (розчинення) міді розбавленою нітратною кислотою:

3 Cu0(тв) + 2HN⁺⁵O_3(aq) + 6HNO_3(aq) → 3Cu⁺²(NO₃)_2(aq) + 2N⁺²O_(г) + 4H₂O _(р)

Серед окисно-відновних реакцій виділяють:

1. реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення):

   3AuF → 2Au _(тв) + AuF₃

   4KClO₃ → KCl + 3KClO₄

   3K₂MnO₄ + 2H₂O → MnO₂ + 2KMnO₄ + 4KOH

2. реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення:

   2Ag₂O → O_{2 (г)} + 4Ag_(тв)

   2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

   (NH₄)₂Cr₂O₇ → N_{2 (г)} + Cr₂O₃ + 4H₂O

   2AgNO₃ → 2Ag_(тв) + 2NO₂ + O₂

3. реакції міжмолекулярного окиснення-відновлення:

   H_{2 (г)} + F_{2 (г)} → 2HF

   KClO₄ + 4C_(тв) → KCl + 4CO

   KClO₄ + 2C_(тв) → KCl + 2CO₂

   3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S_(тв) + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

   3C_(тв) + 2KNO₃ + S_(тв) → 3CO₂ + N_{2 (г)} + K₂S

   3As₂S₃ + 28KNO₃ + 4H₂O → 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO

За тепловим ефектом реакції

Наступною ознакою класифікації хімічних реакцій є виділення або поглинання енергії в процесі реакції. За цією ознакою реакції, що відбуваються з виділенням енергії (тепла), називаються екзотермічними. До них належить більшість хімічних реакцій. Наприклад, реакції сполучення заліза з сіркою, горіння магнію і фосфору в повітрі, гашення паленого вапна:

Fe + 2S → FeS₂

2Mg + О₂ → 2MgO

4Р + 5О₂ → 2Р₂О₅

CaO _(тв) + H₂O _(р) → Ca(ОН)₂ (T = 298,15 K, P = 101,325 кПа(тв); ΔH = −63,7 кДж/моль)

4C₆H₅NH_{2 (р)} + 31O_{2 (г)} → 24CO_{2 (г)} + 14H₂O _(р) + 2N_2(г) (T = 298,15 K, P = 101,325 кПа; ΔH = −13 584 кДж/(4 моль C₆H₅NH₂))

Реакції, що відбуваються з вбираннями енергії (тепла), називаються ендотермічними. До них відносять, наприклад, реакції утворення монооксиду азоту при взаємодії азоту і кисню і дисульфіду вуглецю при взаємодії вуглецю і сірки при високих температурах:

C + 2S → CS₂

N_{2 (г)} + O_2(г) → 2NO_(г) (T = 298,15 K, P = 101,325 кПа; ΔH = +180,8 кДж/(2 моль NO))

Відповідно до цього хімічні сполуки, що утворюються з простих речовин з виділенням енергії, називаються екзотермічними, а сполуки, що утворюються із вбиранням енергії, — ендотермічними. Екзотермічні речовини мають менший запас енергії порівняно з вихідними речовинами, а ендотермічні, навпаки, більший. Екзотермічні речовини, як правило, досить стійкі, причому чим більше енергії виділяється при їх утворенні, тим вони стійкіші. Ендотермічні речовини, навпаки, мало стійкі і легко розкладаються. Тому ендотермічних речовин відносно мало.

За типом реагентів

За типом реагентів реакції поділяються на реакції галогенування (взаємодія з хлором, бромом тощо), гідрування (приєднання молекул водню), гідратації (приєднання молекул води), гідролізу, нітрування.

Наявність каталізатора

За цією ознакою реакції поділяються на каталітичні (які відбуваються тільки за наявності каталізатора) і некаталітичні (які відбуваються без каталізатора).

За ступенем перетворення реагентів

За цією ознакою реакції поділяються на необоротні, коли реагенти повністю перетворюються на продукти реакції, та оборотні, які не доходять до кінця.

Реакції переносу електрона

Реакції переносу електрону — реакції, що супроводжуються переносом електрону (ПЕ), тобто процесу, при якому електрон передається від одного атома або молекули до іншого атома або молекули. ПЕ — механістичний опис термодинамічного поняття окисно-відновних реакцій, при якому змінюються стани окислення обох реагентів реакції. Численні істотні процеси в біології використовують реакції переносу електрону, зокрема: зв'язування і транспорт кисню, фотосинтез/дихання, метаболічні синтези, і токсифікація високо-активних сполук. Додатково, процес передачі енергії може бути формалізований як два електронні обміни (дві конкуруючі події ПЕ в протилежних напрямках). Реакції ПЕ зазвичай залучають переходні металеві комплекси, але зараз відомо багато прикладів ПЕ в органічних молекулах.

Ідентична реакцiя

Хімiчна реакцiя, продукти якої хімiчноiдентичнi з реактантами, наприклад, бiмолекулярна реакцiя обмiну.

CH₃I + I^– →CH₃I + I^–

Синонім — вироджена реакція.

Відео з хімічними реакціями