Химические свойства веществ выявляются в разнообразных химических реакциях.
Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями . Часто встречается и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).
Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.
В левой части уравнения пишутся формулы исходных веществ (реагентов), в правой части — веществ, получаемых в результате протекания химической реакции (продуктов реакции, конечных веществ). Знак равенства, связывающий левую и правую часть, указывает, что общее количество атомов веществ, участвующих в реакции, остается постоянным. Это достигается расстановкой перед формулами целочисленных стехиометрических коэффициентов, показывающих количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.
Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции. Если химическая реакция протекает под влиянием внешних воздействий (температура, давление, излучение и т.д.), это указывается соответствующим символом, как правило, над (или «под») знаком равенства.
Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.
В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:
1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.
2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.
3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.
4. Природа переносимых частиц.
5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.
6. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо -эффектом — выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0):
С +О 2 = СО 2 + Q
и эндотермические реакции, протекающие с эндо -эффектом — поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H >0):
N 2 +О 2 = 2NО — Q.
Такие реакции относят к термохимическим .
Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.
Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ
1. Реакции соединения
При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:
Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.
Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2 ,
так и относиться к числу окислительно-восстановительных:
2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 .
2. Реакции разложения
Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:
А = В + С + D.
Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.
Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:
| t o | ||
| 4HNO 3 | = | 2H 2 O + 4NO 2 O + O 2 O. |
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,
(NH 4)2Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.
Реакции разложения в органической химии носят название крекинга :
С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 ,
или дегидрирования
C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 .
3. Реакции замещения
При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:
А + ВС = АВ + С.
Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:
2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 ,
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 ,
2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 ,
2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 .
Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:
СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 ,
Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 ,
Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена :
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl.
4. Реакции обмена
Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:
АВ + СD = АD + СВ.
Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:
ZnO + Н 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О,
AgNО 3 + КВr = АgВr + КNО 3 ,
СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 + ЗNаСl.
Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации :
НСl + КОН = КСl + Н 2 О.
Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:
NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 ,
Са(НСО 3) 2 + Са(ОН) 2 = 2СаСО 3 ↓ + 2Н 2 О,
СН 3 СООNа + Н 3 РО 4 = СН 3 СООН + NаН 2 РО 4 .
5. Реакции переноса.
При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой:
АВ + ВС = А + В 2 С,
А 2 В + 2СВ 2 = АСВ 2 +АСВ 3 .
Например:
2AgCl + SnCl 2 = 2Ag + SnCl 4 ,
H 2 O + 2NO 2 = HNO 2 + HNO 3 .
Классификация реакций по фазовым признакам
В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:
1. Газовые реакции
| H 2 + Cl 2 | 2HCl. |
2. Реакции в растворах
NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н 2 О(ж)
3. Реакции между твердыми веществами
| t o | ||
| СаО(тв) +SiO 2 (тв) | = | СаSiO 3 (тв) |
Классификация реакций по числу фаз.
Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.
Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:
1.Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах.
2.Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:
газожидкофазные реакции
CO 2 (г) + NaOH(p-p) = NaHCO 3 (p-p).
газотвердофазные реакции
СO 2 (г) + СаО(тв) = СаСO 3 (тв).
жидкотвердофазные реакции
Na 2 SO 4 (р-р) + ВаСl 3 (р-р) = ВаSО 4 (тв)↓ + 2NaСl(p-p).
жидкогазотвердофазные реакции
Са(НСО 3) 2 (р-р) + Н 2 SО 4 (р-р) = СО 2 (r) +Н 2 О(ж) + СаSО 4 (тв)↓.
Классификация реакций по типу переносимых частиц
1. Протолитические реакции.
К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.
В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:
К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.
2. Окислительно-восстановительные реакции.
К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:
Zn + 2H + → Zn 2 + + H 2 ,
FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O,
Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.
3. Лиганднообменные реакции.
К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:
Cu(NO 3) 2 + 4NH 3 = (NO 3) 2 ,
Fe + 5CO = ,
Al(OH) 3 + NaOH = .
Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.
4. Реакции атомно-молекулярного обмена.
К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму.
Обратимые и необратимые химические реакции
Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.
Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:
Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:
СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН СН 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О.
Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:
2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2 ,
или окисление глюкозы кислородом воздуха:
С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О.
Для образования активного комплекса нужно преодолеть некоторый энергетический барьер, затратив энергию Е А. Эта энергия и есть энергия активации – некоторая избыточная энергия, по сравнению со средней при данной температуре энергией, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновения были эффективными.
В общем случае для химической реакции А + В = С +Д переход от исходных веществ А и В к продуктам реакции С и Д через состояние активного комплекса А + В = А¼В = С + D схематически можно представить в виде энергетических диаграмм (рис. 6.2).
 |
Обычно реакции между веществами с прочными ковалентными связями характеризуются большими значениями Е А и идут медленно, например:
Низкими значениями Е А и очень большими скоростями характеризуются ионные взаимодействия в растворах электролитов. Например:
Ca +2 + SO = CaSO 4 .
Объясняется это тем, что разноименно заряженные ионы притягиваются друг к другу и не требуется затрат энергии на преодоление сил отталкивания взаимодействующих частиц.
Влияние катализатора
Изменение скорости реакции под воздействием малых добавок особых веществ, количество которых в ходе процесса не меняется, называется катализом.
Вещества, изменяющие скорость химической реакции, называются катализаторами (вещества, изменяющие скорость химических процессов в живых организмах – ферменты). Катализатор в реакциях не расходуется и в состав конечных продуктов не входит.
Химические реакции, протекающие в присутствии катализатора, называются каталитическими. Различают положительный катализ – в присутствии катализатора скорость химической реакции возрастает - и отрицательный катализ (ингибирование) – в присутствии катализатора (ингибитора) скорость химической реакции замедляется.
1. Окисление сернистого ангидрида в присутствии платинового катализатора:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – положительный катализ.
2. Замедление процесса образования хлороводорода в присутствии кислорода:
H 2 + Cl 2 = 2HCl – отрицательный катализ.
Различают: а) гомогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему; б) гетерогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз.
Механизм действия катализатора. Механизм действия положительных катализаторов сводится к уменьшению энергии активации реакции. При этом образуется активный комплекс с более низким уровнем энергии и скорость химической реакции сильно возрастает. На рис. 6.3 представлена энергетическая диаграмма химической реакции, протекающей в отсутствие (1) и в присутствии (2) катализатора.
Если медленно протекающую реакцию А + В = АВ вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение: А + К = АК.
Энергия активации этого процесса мала. Промежуточное соединение АК – реакционноспособно, оно реагирует с другим исходным веществом, при этом катализатор высвобождается и выходит из зоны реакции:
 |
Суммируя оба процесса, получаем уравнение быстро протекающей реакции: А + В + (К) = АВ + (К).
Пример. Окисление сернистого ангидрида с участием катализатора NO: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – медленная реакция;
При введении катализатора – NO – образуется промежуточное соединение: 2NO + O 2 = 2NO 2 .
В гетерогенном катализе ускоряющее действие связано с адсорбцией. Адсорбция – явление поглощения газов, паров, растворенных веществ поверхностью твердого тела. Поверхность катализатора неоднородна. На ней имеются так называемые активные центры, на которых происходит адсорбция реагирующих веществ, что увеличивает их концентрацию.
Есть и такие вещества, которые усиливают действие катализатора, хотя сами катализаторами не являются. Эти вещества называются промоторами.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Г лава 6
Химическая кинетика. Химическое равновесие.
6.1.Химическая кинетика .
Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, а также их зависимость от различных факторов.
Изучение кинетики химических реакций позволяет как определять механизмы химических процессов, так и управлять химическими процессами при их практической реализации.
Любой химический процесс представляет собой превращение реагентов в продукты реакции:
реагенты→ переходное состояние→ продукты реакции.
Реагенты (исходные вещества) – вещества, вступающие в процесс химического взаимодействия.
Продукты реакции – вещества, образующиеся в конце процесса химического превращения. В обратимых процессах продукты прямой реакции являются реагентами обратной реакции.
Необратимые реакции – реакции, протекающие при данных условиях практически в одном направлении (обозначают знаком →).
Например:
CaCO 3 → CaO + CO 2
Обратимые реакции – реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (обозначают знаком).
Переходное состояние (активированный комплекс) – это состояние химической системы, являющееся промежуточным между исходными веществами (реагентами) и продуктами реакции. В этом состоянии происходит разрыв старых химических связей и образования новых химических связей. Далее активированный комплекс превращается в продукты реакции.
Большинство химических реакций являются сложными и состоят из нескольких стадий, называемых элементарными реакциями .
Элементарная реакция – единичный акт образования или разрыва химической связи. Совокупность элементарных реакций, из которых складывается химическая реакция, определяет механизм химической реакции.
В уравнении химической реакции обычно указывается начальное состояние системы (исходные вещества) и её конечное состояние (продукты реакции). В то же время фактический механизм химической реакции может быть достаточно сложным и включать в себя целый ряд элементарных реакций. К сложным химическим реакциям относятся обратимые, параллельные, последовательные и другие многостадийные реакции (цепные реакции , сопряженные реакции и пр.).
Если скорости различных стадий химической реакции существенно различаются, то скорость сложной реакции в целом определяется скоростью самой медленной ее стадии. Такую стадию (элементарную реакцию) называют лимитирующей стадией .
В зависимости от фазового состояния реагирующих веществ, различают два типа химических реакций: гомогенные и гетерогенные .
Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них поверхностью раздела. Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными системами , из нескольких фаз – гетерогенными . Примером гомогенной системы может быть воздух, представляющий собой смесь веществ (азот, кислород и др.), находящихся в одинаковой газовой фазе. Суспензия мела (твердого вещества) в воде (жидкость) является примером гетерогенной системы, состоящей из двух фаз.
Соответственно, реакции, в которых взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, называются гомогенными реакциями . Взаимодействие веществ в таких реакциях происходит по всему объёму реакционного пространства.
К гетерогенным реакциям относят реакции, протекающие на границе раздела фаз. Примером гетерогенной реакции может служить реакция цинка (твердая фаза) с раствором соляной кислоты (жидкая фаза). В гетерогенной системе реакция всегда происходит на поверхности раздела двух фаз, так как только здесь реагирующие вещества, находящиеся в разных фазах, могут сталкиваться между собой.
Химические реакции принято различать по их молекулярности , т.е. по числу молекул, участвующих в каждом элементарном акте взаимодействия . По этому признаку различают реакции мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.
Мономолекулярными называются реакции, в которых элементарный акт представляет собой химическое превращение одной молекулы , например:
Бимолекулярными считаются реакции, элементарный акт в которых осуществляется при столкновении двух молекул, например:
В тримолекулярных реакциях элементарный акт осуществляется при одновременном столкновении трех молекул, например:
Столкновение более чем трех молекул одновременно практически невероятно, поэтому реакции большей молекулярности на практике не встречаются.
Скорости химических реакций могут существенно отличаться. Химические реакции могут протекать крайне медленно, в течение целых геологических периодов, как, например, выветривание горных пород, которое представляет собой превращения алюмосиликатов:
K 2 O · Al 2 O 3 · 6SiO 2 + CO 2 + 2H 2 O → K 2 CO 3 + 4SiO 2 + Al 2 O 3 · 2SiO 2 · 2H 2 O.
ортоклаз – полевой шпат поташ кварц. песок каолинит (глина)
Некоторые реакции протекают практически мгновенно, например, взрыв черного пороха, представляющего собой смесь угля, серы и селитры:
3C + S + 2KNO 3 = N 2 + 3CO 2 + K 2 S.
Скорость химической реакции служит количественной мерой интенсивности ее протекания.
В общем случае под скоростью химической реакции понимают число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице реакционного пространства.
Так как для гомогенных процессов реакционным пространством является объем реакционного сосуда, то
для гомогенных реакций скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема.
Учитывая, что количество вещества, содержащееся в определенном объеме, характеризует концентрацию вещества, то
скорость реакции – это величина, показывающая изменение молярной концентрации одного из веществ в единицу времени.
Если при неизменных объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от с 1 до с 2 за промежуток времени от t 1 до t 2 , то, в соответствии с определением, скорость реакции за данный промежуток времени (средняя скорость реакции) равна:
Обычно для гомогенных реакций размерность скорости V [моль/л·с].
Так как для гетерогенных реакций реакционным пространством является поверхность , на которой протекает реакция, то для гетерогенных химических реакций скорость реакции относится к единице площади поверхности, на которой протекает реакция. Соответственно, средняя скорость гетерогенной реакции имеет вид:
где S – площадь поверхности, на которой протекает реакция.
Размерность скорости для гетерогенных реакций – [моль/л·с·м 2 ].
Скорость химической реакции зависит от целого ряда факторов:
природы реагирующих веществ;
концентрации реагирующих веществ;
давления (для газовых систем);
температуры системы;
площади поверхности (для гетерогенных систем);
наличия в системе катализатора и других факторов.
Так как каждое химическое взаимодействие является результатом столкновения частиц, то увеличение концентрации (числа частиц в заданном объеме) приводит к более частым их столкновениям, и как следствие, к увеличению скорости реакции. Зависимость скорости химических реакций от молярных концентраций реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики – законом действующих масс , который был сформулирован в 1865 году Н.Н.Бекетовым и в 1867 году К.М.Гульдбергом и П. Вааге .
Закон действующих масс гласит: скорость элементарной химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их стехиоме-трическим коэффициентам.
Уравнение, выражающее зависимость скорости реакции от концентрации каждого вещества, называют кинетическим уравнением реакции .
Следует отметить, что закон действующих масс в полной мере применим лишь только к простейшим гомогенным реакциям. Если реакция протекает в несколько стадий, то закон справедлив для каждой из стадий, а скорость сложного химического процесса определяется скоростью наиболее медленно протекающей реакции, являющейся лимитирующей стадией всего процесса .
В общем случае, если в элементарную реакцию вступают одновременно т молекул вещества А и n молекул вещества В :
m А + n В = С ,
то уравнение для скорости реакции (кинетическое уравнение) имеет вид:
где k – коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости химической реакции; [А А ; [B ] – молярная концентрация вещества B ; m и n – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Чтобы понять физический смысл константы скорости реакции , надо принять в написанных выше уравнениях концентрации реагирующих веществ [А ] = 1 моль/л и [В ] = 1 моль/л (либо приравнять единице их произведение), и тогда:
Отсюда ясно, что константа скорости реакции k численно равна скорости реакции, в которой концентрации реагирующих веществ (или их произведение в кинетических уравнениях) равны единице .
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от значения концентрации реагентов.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение для скорости химической реакции не включается.
Например, в реакции синтеза метана:
Если реакция протекает в газовой фазе, то существенное влияние на ее скорость оказывает изменение давления в системе, так как изменение давления в газовой фазе приводит к пропорциональному изменению концентрации. Так, увеличение давления приводит к пропорциональному росту концентрации, а уменьшение давления, соответственно, снижает концентрацию газообразного реагирующего вещества.
Изменение давления практически не влияет на концентрацию жидких и твердых веществ (конденсированное состояние вещества) и не оказывает влияния на скорость реакций, протекающих в жидкой или твердой фазах.
Химические реакции осуществляется за счет соударения частиц реагирующих веществ. Однако, далеко не всякое столкновение частиц реагентов является эффективным , т.е. ведет к образованию продуктов реакции. Только частицы, обладающие повышенной энергией – активные частицы , способны осуществить акт химической реакции. С повышением температуры увеличивается кинетическая энергия частиц и увеличивается число активных, следовательно, возрастает скорость химических процессов.
Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 0 С скорость химической реакции возрастает в два – четыре раза.
V 1 – скорость реакции при начальной температуре системы t 1 , V 2 – скорость реакции при конечной температуре системы t 2 ,
γ – температурный коэффициент реакции (коэффициент Вант-Гоффа), равный 2÷4.
Знание величины температурного коэффициента γ дает возможность рассчитать изменение скорости реакции при увеличении температуры от Т 1 до Т 2 . В этом случае можно использовать формулу:
Очевидно, что при повышении температуры в арифметической прогрессии скорость реакции возрастает в геометрической прогрессии. Влияние температуры на скорость реакции тем значительнее, чем больше значение температурного коэффициента реакции g.
Следует заметить, что правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния небольших изменений температуры на скорость реакции.
Энергия, необходимая для протекания реакций, может быть обеспечена различными воздействиями (теплота, свет, электрический ток, лазерное излучение, плазма, радиоактивное излучение, высокое давление и т.д.).
Реакции могут подразделяться на тепловые, фотохимические, электрохимические, радиационно-химические и др. При всех этих воздействиях растет доля активных молекул, которые имеют энергию, равную или большую минимально необходимой для данного взаимодействия энергии Е мин .
При столкновении активных молекул вначале образуется так называемый активированный комплекс , внутри которого и происходит перераспределение атомов.
Энергия, необходимая для увеличения средней энергии молекул реагирующих веществ до энергии активированного комплекса, называется энергией активации Еа.
Энергию активации можно рассматривать как некую дополнительную энергию, которую должны приобрести молекулы реагентов, чтобы преодолеть определенный энергетический барьер . Таким образом, Е а ра вна разности между средней энергией реагирующих частиц E исх и энергией активированного комплекса E мин. Энергия активации определяется природой реагентов. Значение Е а колеблется в пределах от 0 до 400 кДж. Если значение Е а превышает 150 кДж, то такие реакции при температурах, близких к стандартной, практически не протекают.
Изменение энергии системы в ходе реакции может быть графически представлено с помощью следующей энергетической диаграммы (рис. 6.1).
|
Рис. 6.1. Энергетическая диаграмма экзотермической реакции:
E исх – средняя энергия исходных веществ; E прод – средняя энергия продуктов реакции; E мин – энергия активированного комплекса; E акт – энергия активации; ΔH р – тепловой эффект химической реакции
Из энергетической диаграммы видно, что разность между величинами энергии продуктов реакции и энергии исходных веществ, будет представлять из себя тепловой эффект реакции.
Е прод. – Е исх. = ΔН р.
Согласно уравнению Аррениуса, чем больше значение энергии активации E акт, тем в большей степени константа скорости химической реакции k зависит от температуры:
Е - энергия активации (Дж/моль),
R - универсальная газовая постоянная,
T – температура в К,
А - константа Аррениуса,
e = 2,718 – основание натуральных логарифмов.
Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции. Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождаются в конце реакции. Влияние, оказываемое катализаторами на химические реакции, называется катализом.
Например, смесь порошка алюминия и кристаллического йода при комнатной температуре не обнаруживает заметных признаков взаимодействия, но достаточно капли воды, чтобы вызвать бурную реакцию:
Различают гомогенный катализ (катализатор образует с реагирующими веществами гомогенную систему, например, газовую смесь) и гетерогенный катализ (катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах и каталитический процесс идет на поверхности раздела фаз).
Для объяснения механизма гомогенного катализа наибольшее распространение получила теория промежуточных соединений (предложена французским исследователем Сабатье и развита в работах русского ученого Н.Д. Зелинского). Согласно этой теории медленно протекающий процесс, например, реакция:
в присутствии катализатора протекает быстро, но в две стадии. В первой стадии процесса образуется промежуточное соединение одного из реагентов с катализатором A… kat .
Первая стадия:
A + kat = A.∙. kat.
Полученное соединение на второй стадии образует с другим реагентом активированный комплекс [A.∙.kat.∙.B ], который превращается в конечный продукт AB с регенерацией катализатора kat .
Вторая стадия:
A.∙.kat + B = = AB + kat.
Промежуточное взаимодействие катализатора с реагентами, направляет процесс на новый путь, характеризующийся более низким энергетическим барьером. Таким образом, механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.
Примером может служить медленно протекающая реакция:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 медленно .
При промышленном нитрозном способе получения серной кислоты в качестве катализатора используется оксид азота (II), что значительно ускоряет реакцию:
Широко используется гетерогенный катализ в процессах нефтепереработки. Катализаторами служат платина, никель, оксид алюминия и др. Гидрирование растительного масла протекает на никелевом катализаторе (никель на кизельгуре) и т.д.
Примером гетерогенного катализа является окисление SO 2 в SO 3 на катализаторе V 2 O 5 при производстве серной кислоты контактным методом.
Вещества, повышающие активность катализатора называют промоторами (или активаторами). При этом, промоторы могут сами и не обладать каталитическими свойствами.
Каталитические яды - посторонние примеси в реакционной смеси, приводящие к частичной или полной потере активности катализатора. Так, следы фосфора и мышьяка вызывают быструю потерю катализатором V 2 O 5 активности в реакции окисления SO 2 в SO 3 .
Многие важнейшие химические производства, такие как получение серной кислоты, аммиака, азотной кислоты, синтетического каучука, ряда полимеров и др., проводятся в присутствии катализаторов.
Биохимические реакции в растительных и животных организмах ускоряются биохимическими катализаторами – ферментами .
Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов можно при добавлении в реакционную среду специальных веществ - ингибиторов . Например, для торможения нежелательных процессов коррозионного разрушения металлов широко используются различные ингибиторы коррозии металлов .
6.1.1. Вопросы для самоконтроля знаний теории
по теме « Химическая кинетика»
1. Что изучает химическая кинетика?
2. Что принято понимать под термином « реагенты»?
3. Что принято понимать под термином « продукты реакции»?
4. Как обозначаются в химических реакциях обратимые процессы?
5. Что принято понимать под термином « активированный комплекс»?
6. Что представляет из себя элементарная реакция?
7. Какие реакции считаются сложными?
8. Какую стадию реакций называют лимитирующей стадией?
9. Дайте определение понятию «фаза»?
10. Какие системы считаются гомогенными?
11. Какие системы считаются гетерогенными?
12. Приведите примеры гомогенных систем.
13. Приведите примеры гетерогенных систем.
14. Что считают «молекулярностью» реакции?
15. Что понимают под термином «скорость химической реакции»?
16. Приведите примеры быстрых и медленных реакций.
17. Что понимают под термином «скорость гомогенной химической реакции»?
18. Что понимают под термином «скорость гетерогенной химической реакции»?
19. От каких факторов зависит скорость химической реакции?
20. Сформулируйте основной закон химической кинетики.
21. Что представляет из себя константа скорости химических реакций?
22.От каких факторов зависит константа скорости химических реакций?
23. Концентрации каких веществ не включается в кинетическое уравнение химических реакций?
24. Как зависит скорость химической реакции от давления?
25. Как зависит скорость химической реакции от температуры?
26. Как формулируется «Правило Вант-Гоффа»?
27. Что представляет из себя «температурный коэффициент химической реакции»?
28. Дайте определение понятию «энергия активации».
29. Дайте определение понятию «катализатор химической реакции»?
30. Что представляет из себя гомогенный катализ?
31. Что представляет из себя гетерогенный катализ?
32. Как объясняется механизм действия катализатора при гомогенном катализе?
33. Приведите примеры каталитических реакций.
34. Что такое ферменты?
35. Что такое промоторы?
6.1.2. Примеры решения типовых задач
по теме «Химическая кинетика»
Пример 1 . От площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ зависит скорость реакции:
1) серной кислоты с раствором хлорида бария,
2) горения водорода в хлоре,
3) серной кислоты с раствором гидроксида калия,
4) горения железа в кислороде.
От площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ зависит скорость гетерогенных реакций. Среди приведенных реакций гетерогенной реакцией, т.е. характеризующейся наличием разных фаз, является реакция горения железа (твердая фаза) в кислороде (газовая фаза).
Ответ. 3.
Пример 2. Как изменится скорость реакции
2Н 2(г) + О 2(Г) = 2Н 2 О (г)
при увеличении концентрации исходных веществ в два раза?
Запишем кинетическое уравнение реакции, устанавливающее зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:
V 1 = k [Н 2 ] 2 · [О 2 ].
Если концентрации исходных веществ увеличить в 2 раза, кинетическое уравнение примет вид:
V 2 = k (2 [Н 2 ]) 2 · 2 [О 2 ] = 8 k [Н 2 ] 2 · [О 2 ], т.е.
При увеличении концентрации исходных веществ в два раза скорость данной реакции возросла в 8 раз.
Ответ. 8.
Пример 3. Как изменится скорость реакции, если общее давление в системе СН 4(Г) + 2О 2(Г) = СО 2(Г) + 2Н 2 О (Г) , уменьшить в 5 раз?
В соответствии с кинетическим уравнением реакции, скорость этой реакции будет определяться:
V 1 = k [СН 4 ] · [О 2 ] 2 .
При уменьшении давления в пять раз концентрация каждого из газообразных веществ уменьшится также в пять раз. Кинетическое уравнение реакции в этих условиях будет следующим:
можно определить, что скорость реакции уменьшилась в 125 раз.
Ответ. 125.
Пример 4. Как изменится скорость реакции, характеризующейся температурным коэффициентом реакции, равным 3, если температура в системе повысилась с 20 до 60°С?
Решение. В соответствии с правилом Вант-Гоффа
При повышении температуры на 40 0 С скорость данной реакции возросла в 81 раз
Ответ. 81.
6.1.3. Вопросы и упражнения для самоподготовки
Скорость химических реакций
1. В зависимости от физического состояния реагирующих веществ химические реакции подразделяют на:
1) экзотермические и эндотермические,
2) обратимые и необратимые,
3) каталитические и некаталитические,
4) гомогенные и гетерогенные.
2. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены гомогенные реакции:
3. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены выражения, с помощью которых можно вычислить скорость гомогенной реакции:
4. Единицей измерения скорости гомогенной реакции может быть:
1) моль/л·с,
3) моль/л·,
4) л/моль·с.
5. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены справедливые выражения. В ходе гомогенной реакции
А + 2B ® 2C + D :
1) концентрации А и В убывают,
2) концентрация С возрастает быстрее, чем концентрация D ,
4) концентрация В убывает быстрее, чем концентрация А ,
8) скорость реакции остается постоянной.
6. Под каким номером показана линия, верно отражающая изменение во времени концентрации образующегося в реакции вещества:
|
|
|
|
|
|
|
|
7. Изменение во времени концентрации исходного вещества в реакции, протекающей до конца, верно
описывает кривая:
|
|
|
|
|
|
9. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены реакции, скорость которых не зависит от того, по какому веществу ее вычисляют?
10. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены факторы, влияющие на скорость реакции:
1) природа реагирующих веществ,
2) концентрация реагирующих веществ,
4) температура реакционной системы,
8) присутствие катализатора в реакционной системе.
11. Основной закон химической кинетики устанавливает зависимость скорости реакции от:
1) температуры реагирующих веществ,
2) концентрации реагирующих веществ,
3) природы реагирующих веществ,
4) времени протекания реакции.
12. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены верные высказывания. Химическая кинетика:
1) раздел физики,
2) изучает скорость химической реакции,
4) использует закон действующих масс,
8) изучает зависимость скорости реакций от условий их протекания.
13. Я.Х. Вант-Гофф:
1) первый лауреат Нобелевской премии по химии,
2) изучал зависимость скорости реакции от температуры,
4) изучал зависимость скорости реакции от концентрации веществ,
8) сформулировал закон действующих масс.
14. В одинаковых условиях быстрее протекает реакция:
1) Ca + H 2 O ®
3) Mg + H 2 O ®
4) Zn + H 2 O ®
15. Скорость выделения водорода наибольшая в реакции:
1) Zn + HCl (5-процентный р–р) ®
2) Zn + НСl (10-процентный р–р) ®
3) Zn + HCl (15-процентный р–р) ®
4) Zn + HCl (30-процентный р–р) ®
16. Концентрация реагирующего вещества не влияет на скорость реакции, если это вещество в реакцию взято в:
1) твердом состоянии,
2) газообразном состоянии,
3) растворенном состоянии.
17. Вычислите среднюю скорость реакции A + B = C (моль/л×с), если известно, что исходная концентрация А составляла 0,8 моль/л, а через 10 секунд стала 0,6 моль/л.
1) 0,2, 2) 0,01, 3) 0,1, 4) 0,02.
18. На сколько моль/л уменьшились концентрации веществ A и B в реакции A + 2B ® 3C , если известно, что за это же время концентрация С увеличилась на 4,5 моль/л?
DС А DС B
19. Вычислите среднюю скорость реакции 2CO + O 2 ® 2CO 2 (моль/л×с), если известно, что исходная концентрация CO составляла 0,60 моль/л, а через 10 секунд стала 0,15 моль/л. На сколько моль/л изменилась за этот промежуток времени концентрация CO 2 ?
3) 0,045; 0,045,
20. На сколько градусов нужно нагреть систему, чтобы скорость протекающей в ней реакции увеличилась в 2–4 раза?
1) 150, 2) 10, 3) 200, 4) 50.
21. Скорость реакции при 20°С равна 0,2 моль/л×с. Определите скорость реакции при 60°C (моль/л×с), если температурный коэффициент скорости реакции равен 3.
1) 16,2, 2) 32,4, 3) 8,1, 4) 4,05.
22. Эмпирическую зависимость скорости реакции от температуры верно отражает уравнение:
23. Скорость реакции при 20°С равна 0,08 моль/л×с. Вычислите скорость реакции при 0°С (моль/л×с), если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.
1) 0,16, 2) 0,04, 3) 0,02, 4) 0,002.
24. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры на 40°С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?
1) 64, 2) 243, 3) 81, 4) 27.
25. На сколько градусов следует повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 64 раза, если температурный коэффициент скорости реакции равен 4?
1) 60, 2) 81, 3) 27, 4) 30.
26. Вычислите температурный коэффициент скорости реакции, если известно, что при повышении температуры на 50 о С скорость реакции возрастает в 32 раза.
1) 3, 2) 2, 3) 4, 4) 2,5.
27. Причиной роста скорости реакции с ростом температуры является увеличение:
1) скорости движения молекул,
2) числа столкновений между молекулами,
3) доли активных молекул,
4) стабильности молекул продуктов реакции.
28. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены реакции, для которых MnO 2 является катализатором:
1) 2KClO 3 ® 2KCl + 3O 2 ,
2) 2Al + 3I 2 ® 2AlI 3 ,
4) 2H 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2 ,
8) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3 .
29. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. С помощью каталитических реакций в промышленности получают:
1) соляную кислоту,
2) серную кислоту,
4) аммиак,
8) азотную кислоту.
30. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Катализатор:
1) участвует в реакции,
2) используется только в твердом состоянии,
4) не расходуется в ходе реакции,
8) в своем составе обязательно содержит атом металла.
31. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. В качестве катализаторов используются:
32. Вещества, уменьшающие активность катализатора, называются:
1) промоторами,
2) регенераторами,
3) ингибиторами,
4) каталитическими ядами.
33. Каталитической не является реакция:
1) (C 6 H 10 O 5) n + n H 2 O ® n C 6 H 12 O 6 ,
целлюлоза
2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3 ,
3) 3H 2 + N 2 ® 2NH 3 ,
4) NH 3 + HCl ® NH 4 Cl.
34. Под каким номером приведено уравнение гомогенного катализа:
35. Механизм действия катализатора верно отражает высказывание. Катализатор:
1) увеличивая кинетическую энергию исходных частиц, увеличивает число их столкновений,
2) образует с исходными веществами промежуточные соединения, легко превращающиеся в конечные вещества,
3) не взаимодействуя с исходными веществами, направляет реакцию по новому пути,
4) уменьшая кинетическую энергию исходных частиц, увеличивает число их столкновений.
36. Роль промотора в каталитической реакции состоит в том, что он:
1) уменьшает активность катализатора,
2) увеличивает активность катализатора,
3) ведет реакцию в желаемом направлении,
4) защищает катализатор от каталитических ядов.
37. Ферменты:
1) биологические катализаторы,
2) имеют белковую природу,
4) не отличаются специфичностью действия,
8) ускоряют биохимические процессы в живых организмах.
38. Гетерогенной является реакция:
39. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Чтобы увеличить скорость горения угля: С + O 2 ® СО 2 , необходимо:
1) увеличить концентрацию О 2 ,
2) увеличить концентрацию угля,
4) измельчить уголь,
8) увеличить концентрацию углекислого газа.
40. Если реагирующее вещество А взято в реакцию: А т + Х газ ® в твердом состоянии, то на скорость реакции влияет:
1) концентрация А,
2) площадь поверхности соприкосновения А с Х,
4) молярная масса А,
8) концентрация вещества Х.
41. Размерностью скорости гетерогенной реакции является:
1) моль/л, 2) моль/cм 3 ×с,
3) моль/л×с 4) моль/см 2 ×с.
42. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Принцип кипящего слоя используют:
1) для увеличения поверхности соприкосновения реагентов,
2) при обжиге колчедана,
4) в ходе каталитического крекинга нефтепродуктов,
8) для регенерации активности катализатора.
43. Наименьшую
1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®
3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®
44. На графике приведены энергетические диаграммы некаталитической и каталитической реакции разложения иодоводорода. Изменение энергии активации отражает энергетический отрезок:
1) b , 2) c , 3) d , 4) b– c .
45. Наибольшую энергию активации имеет реакция, описываемая схемой:
1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3 ,
2) BaCl 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 + 2KCl,
3) 2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + 2H 2 ,
6.2. Химическое равновесие.
Наряду с практически необратимыми химическими реакциями:
СaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl↓ и др.
известны многочисленные процессы, когда химическое превращение не доходит до конца, а возникает равновесная смесь всех участников и продуктов реакции, находящихся как в левой, так и в правой частях стехиометрического уравнения реакции. Так, при стандартных условиях обратимой является система:
Рассмотрим особенности протекания обратимых процессов на примере системы, которая, в общем виде, имеет вид:
При условии, что прямая → и обратная ← реакции протекают в одну стадию, согласно закону действующих масс значения скоростей для прямой (V прям) и обратной (V обр) реакций описываются следующими кинетическими уравнениями:
где k прям и k обр - константы скорости, соответственно, прямой и обратной реакций.
В начальный момент времени (см. рис. 6.2) концентрации исходных веществ [A] и [B], а следовательно, и скорость прямой реакции имеют максимальное значение. Концентрации продуктов реакции [С] и [D] и скорость обратной реакции в начальный момент равны нулю. В ходе реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, что приводит к снижению скорости прямой реакции. Концентрации же продуктов реакции, а, следовательно, и скорость обратной реакции возрастают. Наконец, наступает момент, при котором скорости прямой и обратной реакций становятся равными.
Состояние системы, при котором V прям = V обр называется химическим равновесием . Это равновесие является динамическим , поскольку в системе имеет место двусторонняя реакция – в прямом (A и B – реагенты, C и D – продукты) и в обратном (A и B – продукты, C и D – реагенты) направлениях.
V обр.
Время реакции
Рис. 6.2. Зависимость скоростей прямой и обратной реакций
от времени их протекания.
В обратимой системе, находящейся в состоянии равновесия, концентрации всех участников процесса называются равновесными концентрациями , так как при этом постоянно и с одинаковой скоростью протекают как прямая, так и обратная реакции.
Количественную характеристику химического равновесия можно вывести, используя соответствующие кинетические уравнения :
Так как константы скоростей реакций при фиксированной температуре постоянны, то будет постоянным и отношение
называемое константой химического равновесия . Приравнивая правые части кинетических уравнений для прямой и обратной реакций можно получить:
где K р – константа химического равновесия, выраженная через равновесные концентрации участников реакции.
Константа химического равновесия представляет собой отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.
Например, для обратимой реакции
выражения для константы равновесия имеет вид:
Если в процессе химического превращения участвуют две или несколько фаз, то в выражении для константы равновесия следует учитывать только те из них, в которых происходят изменения концентраций реагентов. Например, в выражение для константы равновесия для системы
общее количество моль газообразных веществ до и после реакции остается постоянным и давление в системе не меняется. Равновесие в данной системе при изменении давления не смещается.
Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.
В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое – эндотермическому. Так в реакции синтеза аммиака прямая реакция – экзотермическая, а обратная реакция – эндотермическая.
1) концентрации H 2 , N 2 и NH 3 не изменяются со временем,
3) число молекул NH 3 , распадающихся в единицу времени, равно половине общего числа молекул H 2 и N 2 , образующихся за это время,
4) общее число молекул H 2 и N 2 , превращающихся в единицу времени в NH 3 , равно числу молекул NH 3 , образующихся за это же время.
49. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Химическое равновесие в системе: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 нарушит:
1) уменьшение давления в системе,
2) нагревание,
4) увеличение концентрации кислорода.
50. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Чтобы сместить равновесие в системе N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆Н ˂0 влево, надо:
1) ввести в систему H 2 ,
2) удалить из системы NH 3 ,
4) повысить давление,
8) увеличить температуру.
51. Для смещения равновесия реакции 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 вправо, необходимо:
1) нагреть систему,
2) ввести в систему O 2 ,
4) ввести в систему SO 3 ,
8) уменьшить давление в системе.
52. Правилу (принципу) Ле Шателье не соответствует утверждение:
1) повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции;
2) понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции;
3) повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к увеличению объема;
N 2 + O 2 ∆Н ˂0,2H 2 O (пар) , 2NH 3 кат. 3H 2 + N 2 . B ,
2) k 1 Ч = k 2 2 ,
67. На константу равновесия (K p ) влияет:
1) давление,
2) температура,
3) концентрация,
4) катализатор.
Исходные вещества Активированный комплекс Продукты реакции - раздел Химия, Общая химия Для Образования Активного Комплекса Нужно Преодолеть Некоторый Энергетический...
Энергия активации Е А – один из основных параметров, который характеризует скорость химического взаимодействия. Она зависит от природы реагирующих веществ. Чем больше Е А, тем меньше (при прочих равных условиях) скорость реакции.
Обычно реакции между веществами с прочными ковалентными связями характеризуются большими значениями Е А и идут медленно, например:
Низкими значениями Е А и очень большими скоростями характеризуются ионные взаимодействия в растворах электролитов. Например:
Ca +2 + SO= CaSO 4 .
Объясняется это тем, что разноименно заряженные ионы притягиваются друг к другу и не требуется затрат энергии на преодоление сил отталкивания взаимодействующих частиц.
Конец работы -
Эта тема принадлежит разделу:
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования.. тюменский государственный нефтегазовый университет..
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
| Твитнуть |
Общая химия
Курс лекций
Тюмень 2005
УДК 546(075)
Севастьянова Г.К., Карнаухова Т. М.Общая химия: Курс лекций. – Тюмень: ТюмГНГУ, 2005. – 210 с.
Основные законы химии
1. Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов; 1756 г.):
масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.
2. За
Общие положения
Согласно современным представлениям, атом – это наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его химических свойств. Атом электрически нейтрален и состоит из положительно заряженно
Развитие представлений о строении атома
До конца 19 столетия большинство учёных представляло атом как неразложимую и неделимую частицу элемента – "конечный узел" материи. Считалось также, что атомы неизменны: атом данного элеме
Модель состояния электрона в атоме
В соответствии с квантово – механическими представлениями, электрон – это такое образование, которое ведёт себя и как частица, и как волна, т.е. он обладает, как и другие микрочастицы, корпускул
Квантовые числа
Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.
Главное квантовое число n определяет энергию электрона на энергетичес
Электронные конфигурации (формулы) элементов
Запись распределения электронов в атоме по уровням, подуровням и орбиталям получила название электронной конфигурации (формулы) элемента. Обычно электронная формула приводится для основного
Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах
Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах определяют:
1) принцип наименьшей энергии;
2) правило Клечковского;
3)
Электронные семейства элементов
В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делятся на четыре типа – электронные семейства:
1. s – элементы; заполняется электронами s –
Понятие об электронных аналогах
Атомы элементов с одинаковым заполнением внешнего энергетического уровня носят название электронных аналогов. Например:
Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Важнейшим событием химии в 19 веке было открытие периодического закона, сделанное в 1869 г. гениальным русским ученым Д. И. Менделеевым. Периодический закон в формулировке Д. И. Менделеева гласи
Структура периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева
Элементы в периодической системе располагаются в последовательности возрастания порядковых номеров Z от 1 до 110. Порядковый номер элемента Z соответствует заряду ядра его атома, а также числу д
Периодическая система Д.И. Менделеева и электронная структура атомов
Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атомов. У каждого последующего элемента периодической системы на один электрон больше, чем у предыдуще
Периодичность свойств элементов
Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие, как атомный радиус, эне
Теория метода валентных связей
Метод разработан В. Гейтлером и Дж. Лондоном. Большой вклад в его развитие внесли также Дж. Слейтер и Л. Полинг.
Основные положения метода валентных связей:
1. Химическая связь
Ковалентная связь
Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной. Ковалентная связь (означает – «совместно действующая») возникает за счет образования общи
Насыщаемость ковалентной связи
Насыщаемость ковалентной связи (валентные возможности атома, максимальная валентность) характеризует способность атомов участвовать в образовании определенного ограниченного числа ковалентных св
Направленность ковалентной связи
Согласно МВС наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей. Поскольку атомные орбитали имеют определённую форму, их максимал
Полярность и поляризуемость химической связи
Ковалентная связь, в которой обобществленная электронная плотность (обобществленные электроны, связующее электронное облако) симметрична по отношению к ядрам взаимодействующих атомов, называется
Полярность молекул (типы ковалентных молекул)
Следует отличать полярность молекулы от полярности связи. Для двухатомных молекул типа АВ эти понятия совпадают, как это уже показано на примере молекулы HCl. В таких молекулах чем больше разнос
Ионная связь
При взаимодействии двух атомов, обладающих весьма различными электроотрицательностями, общая пара электронов может быть практически полностью смещена к атому с большей электроотрицательностью. В ре
Металлическая связь
Само название «металлическая связь» указывает, что речь пойдет о внутренней структуре металлов.
Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число валентн
Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - N
Кислоты
Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).
Кислоты классифици
Основания
Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH4OH
Первый закон термодинамики
Взаимосвязь между внутренней энергией, теплотой и работой устанавливает первый закон (начало) термодинамики. Его математическое выражение:
Q = DU + A,
или для беско
Тепловой эффект химической реакции. Термохимия. Закон Гесса
Все химические процессы сопровождаются тепловыми эффектами.
Тепловым эффектом химической реакции называется теплота, выделяемая или поглощаемая в результате превращения исходных веществ
Энтропия
Если на систему оказать внешнее воздействие, в системе происходят определенные изменения. Если после снятия этого воздействия система может вернуться в первоначальное состояние, то процесс является
Свободная энергия Гиббса
Все химические реакции обычно сопровождаются изменением как энтропии, так и энтальпии. Связь между энтальпией и энтропией системы устанавливает термодинамическая функция состояния, которая называет
Свободная энергия Гельмгольца
Направление протекания изохорных процессов (V = const и Т = const) определяется изменением свободной энергии Гельмгольца, которую называют также изохорно-изотермический потенциал (F):
DF =
Закон действующих масс
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс. Этот закон установлен норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге в 1867 г. Он формули
Зависимость скорости химической реакции от температуры
Зависимость скорости химической реакции от температурыопределяется правилом Вант-Гоффа и уравнением Аррениуса.
Правило Вант-Гоффа:при увеличении температуры на каждые 1
Влияние катализатора
Изменение скорости реакции под воздействием малых добавок особых веществ, количество которых в ходе процесса не меняется, называется катализом.
Вещества, изменяющие скорость хими
Общие представления о химическом равновесии. Константа химического равновесия
Химические реакции, в результате которых хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью, называются необратимыми, протекающими до конца.
Однако большинство реакций являют
Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье
Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока постоянны параметры, при которыхоно устано
Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса
Гетерогенные равновесия, связанные с переходом вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава, называются фазовыми.
К ним относятся равновесия в процессах испарен
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.
Наиболее часто под химическими реакциями понимают процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).
Химические реакции записываются с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. Согласно закону сохранения массы, число атомов каждого элемента в левой и правой частях химического уравнения одинаково. Обычно формулы исходных веществ записывают в левой части уравнения, а формулы продуктов – в правой. Равенство числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения достигается расстановкой перед формулами веществ целочисленных стехиометрических коэффициентов.
Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: температура, давление, излучение и т.д., что указывается соответствующим символом над (или «под») знаком равенства.
Все химические реакции могут быть сгруппированы в несколько классов, которым присущи определенные признаки.
Согласно этой классификации, химические реакции подразделяются на реакции соединения, разложения, замещения, обмена.
В результате реакций соединения из двух или более (сложных или простых) веществ образуется одно новое вещество. В общем виде уравнение такой химической реакции будет выглядеть следующим образом:
Например:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2Mg + O 2 = 2MgO.
2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3
Реакции соединения в большинстве случаев экзотермические, т.е. протекают с выделением тепла. Если в реакции участвуют простые вещества, то такие реакции чаще всего являются окислительно-восстановительными (ОВР), т.е. протекают с изменением степеней окисления элементов. Однозначно сказать будет ли реакция соединения между сложными веществами относиться к ОВР нельзя.
Реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько других новых веществ (сложных или простых) относят к реакциям разложения . В общем виде уравнение химической реакции разложения будет выглядеть следующим образом:
Например:
CaCO 3 CaO + CO 2 (1)
2H 2 O =2H 2 + O 2 (2)
CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)
2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)
Большинство реакций разложения протекает при нагревании (1,4,5). Возможно разложение под действием электрического тока (2). Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований и солей кислородсодержащих кислот (1, 3, 4, 5, 7) протекает без изменения степеней окисления элементов, т.е. эти реакции не относятся к ОВР. К ОВР реакциям разложения относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления (6).
Реакции разложения встречаются и в органической химии, но под другими названиями — крекинг (8), дегидрирование (9):
С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 (8)
C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)
При реакциях замещения простое вещество взаимодействует со сложным, образуя новое простое и новое сложное вещество. В общем виде уравнение химической реакции замещения будет выглядеть следующим образом:
Например:
2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 (1)
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (2)
2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 (3)
2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)
СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 (5)
Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 (6)
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl (7)
Реакции замещения в своем большинстве являются окислительно-восстановительными (1 – 4, 7). Примеры реакций разложения, в которых не происходит изменения степеней окисления немногочисленны (5, 6).
Реакциями обмена называют реакции, протекающие между сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями. Обычно этот термин применяют для реакций с участием ионов, находящихся в водном растворе. В общем виде уравнение химической реакции обмена будет выглядеть следующим образом:
АВ + СD = АD + СВ
Например:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)
NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 (3)
AgNО 3 + КВr = АgВr ↓ + КNО 3 (4)
СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 ↓+ ЗNаСl (5)
Реакции обмена не являются окислительно-восстановительными. Частный случай этих реакций обмена -реакции нейтрализации (реакции взаимодействия кислот со щелочами) (2). Реакции обмена протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного вещества (3), осадка (4, 5) или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды (1, 2).
В зависимости от изменения степеней окисления элементов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции все химические реакции подразделяются на окислительно-восстановительные (1, 2) и, протекающие без изменения степени окисления (3, 4).
2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)
Mg 0 – 2e = Mg 2+ (восстановитель)
С 4+ + 4e = C 0 (окислитель)
FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e = Fe 3+ (восстановитель)
N 5+ +3e = N 2+ (окислитель)
AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)
В зависимости от того, выделяется ли или поглощается тепло (энергия) в ходе реакции, все химические реакции условно разделяют на экзо – (1, 2) и эндотермические (3), соответственно. Количество тепла (энергии), выделившееся или поглотившееся в ходе реакции называют тепловым эффектом реакции. Если в уравнении указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, то такие уравнения называются термохимическими.
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 кДж (1)
2Mg + O 2 = 2MgO + 602, 5 кДж (2)
N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 кДж (3)
По направлению протекания реакции различают обратимые (химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ) и необратимые (химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ).
Для обратимых реакций уравнение в общем виде принято записывать следующим образом:
А + В ↔ АВ
Например:
СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН↔ Н 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О
Примерами необратимых реакций может служить следующие реакции:
2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2
С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О
Свидетельством необратимости реакции может служить выделение в качестве продуктов реакции газообразного вещества, осадка или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды.
С этой точи зрения выделяют каталитические и некаталитические реакции.
Катализатором называют вещество, ускоряющее ход химической реакции. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими. Протекание некоторых реакций вообще невозможно без присутствия катализатора:
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)
Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию (автокаталитические реакции):
MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, где Ме – металл.
ПРИМЕР 1
