Программа для поступающих в вузы (ответы) (стр. 5 из 24)
Химическая реакция – процесс, при котором из одних веществ получаются другие. В общем виде уравнение химической реакции можно записать следующим образом:
а1А1 + а2А2 +… → b1В1 + b2В2 +…
Здесь, А1, А2 называются реагентами, В1, В2 – продуктами, а числа а1, а2, b1, b2 – стехиометрическими коэффициентами. Химические реакции классифицируются различными способами. При этом классификации делится на феноменологические, когда за основу берется некий наблюдаемый параметр, и по механизму реакции.
Феноменологические классификации
1.По виду взаимодействия:
а) разложения 2H2O2 → 2H2O + O2
б) соединения H2 + I2 → 2HI
в) замещения Fe + CuCl2 → FeCl2 + Cu
г) обмена Na2SO4 + BaCl2 → 2NaCl + BaSO4
2. По изменению СО участвующих в реакции веществ:
а) ОВР 2HgO → 2Hg + O2
б) без изменения СО HgO + 2HCl → HgCl2 + H2O
3. По полноте протекания процесса:
а) необратимые 2H2О2→2H2O + O2
б) обратимые 3H2 + N2 == 2NH3
4. По тепловому эффекту:
а) экзотермические P2O3 + 3H2O → 2H3PO4 + Q
б) эндотермические N2 + O2 → 2NO – Q
Все химические реакции можно разделить на 2 группы. К первой из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Ко второй группе относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ. Такие реакции носят название окислительно-восстановительных реакций. ОВР – самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления повышается. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При восстановлении степень СО понижается. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстановляются. Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, так и сложными. Металлы содержат на ВЭУ 1 – 2 электрона. Поэтому в химических реакциях оно отдают валентные электроны, т.е. окисляются и проявляют восстановительные свойства. В периодах с повышением порядкового номера восстановительные свойства понижаются, а окислительные – возрастают. У элементов главных подгрупп окислительные свойства ослабевают и усиливаются восстановительные с ростом порядкового номера. Элементы побочных подгрупп имеют металлический характер, поэтому проявляют восстановительные свойства. Неметаллы могут быть как окислителями, так и восстановителями. Важнейшими восстановителями являются: металлы, водород, углерод, оксид углерода (II), сероводород, оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли, галогенводородные кислоты, хлорид олова (II), сульфат железа (II), сульфат марганца (II), сульфат хрома (III), азотистая кислота, аммиак, гидразин, оксид азота (II), фосфористая кислота, альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза, катод при электролизе. Важнейшие окислители – галогены, перманганат калия, манганат калия, оксид марганца (IV), азотная кислота, кислород, озон, пероксид водорода, концентрированная серная кислота, оксиды меди (II), серебра (I), свинца (IV), хлорид железа (III), гипохлориты, хлораты и перхлораты, «царская водка», анод при электролизе.
ОВР классифицируются по нескольким признакам:
1. По числу элементов, атомы которых меняют СО:
1) 1 элемент: KClO3® KCl + KClO4
2) 2 элемента: CuS + O2® CuO + SO2
3) 3 элемента: FeS + O2® Fe2O3+ SO2
2. По принадлежности атомов окислителя и восстановителя одному или нескольким элементам:
1) в одном веществе: NH4NO3® N2O + H2O
2) в разных веществах: H2S + HNO3® H2SO4 + NO2 + H2O
3. По способу изменения СО одного элемента:
1) Диспропорционирования: Эy¬ Эx® Эz
KClO3 ® KCl + KClO4 Cl-1¬ Cl+5® Cl+7
2) компропорционирования: Эy® Эx¬ Эz
NH3 + NO2® N2 + H2O N-3® N0¬ N+4
Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по уравнению:
A + B → C + D.
По мере расхода вещества А скорость реакции уменьшается. Отсюда следует, что скорость реакции может быть определена лишь для некоторого промежутка времени. Так как, концентрация вещества А в момент времени t1 измеряется величиной с1, а в момент времени t2 – величиной с2, то за время Δt= t2 - t1 концентрация изменится на Δс= с2 - с1:
Обычно скорость измеряется в моль/л·с.
Поскольку скорость все время изменяется, то в химической кинетике рассматривают только истинную скорость, т.е. скорость в данный момент времени. При рассмотрении скорости необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной и гетерогенной системе. Гомогенной системой называется система, состоящая из одной фазы. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком. Если реакция идет в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Если реакция протекает в гетерогенной системе, то она может идти только на поверхность раздела. В связи с этим скорость определяется различно. Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции в единицу времени в единице объема:
Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности фазы:
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции, важнейшими из которых являются концентрация, температура и присутствие катализатора. Чтобы осуществить химическое взаимодействие, необходимо, чтобы вещества А и В столкнулись. Чем больше столкновений, тем быстрее идет реакция. Число столкновений тем выше, чем больше концентрация. Следовательно, скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для реакции A +B = C + D этот закон выразится уравнением:
V = k∙c[A]∙c[D].
Этот закон химической кинетики назван законом «Действующих масс». Константа скорости k зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации! Зависимость скорости реакции от температуры отражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза:
Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Изменение скорости под действием температуры связано с тем, что неактивные молекулы превращаются в активные, обладающие энергией для осуществления данной реакции. Эта энергия называется энергией активации.
Другой способ регулирования скорости – применение катализаторов. Катализаторы – вещества, которые ускоряют химическую реакцию путем многократного участия в промежуточном химическом взаимодействии с реагентами, но после каждого цикла восстанавливающие свой химический состав. Различают положительные катализаторы, которые ускоряют реакцию, и отрицательные катализаторы (ингибиторы), замедляющие ее. Ускоряющее действие катализаторов заключается в уменьшении энергии активации. Различают два вида катализа: гетерогенный (1) – катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах, и гомогенный (2) – катализатор и вещества находятся в одной фазе:
1. MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2NO2 + 2SO2 → 2SO2+ 2NO.
Химическая реакция – процесс, при котором из одних веществ получаются другие. Как известно, по признаку процесса различают несколько типов реакций: разложения, замещения и т. д. По характеру обратимости реакции делятся на обратимые и необратимые. Реакции, протекающие в одном направлении и приводящие к полному превращению исходных веществ в продукты реакции, называются необратимыми: