Примерное время на чтение статьи: 46 минуты

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ И ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИХ ПРОТЕКАНИЯ.

Химические реакции, или химические явления, — это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и (или) строению. При химических реакциях обязательно происходит изменение веществ, при котором рвутся старые и образуются новые связи между атомами.

КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ПО ЧИСЛУ И СОСТАВУ РЕАГИРУЮЩИХ ВЕЩЕСТВ.

РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ.

Реакции соединения — это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава:  А + В + … = D. Fe + S = FeS                    2Na + Н₂ = 2NaH S + О₂ = SО₂                    H₂ + Cl₂ = 2HCl

Реакции соединения простых веществ являются окислительно-восстановительными реакциями т.к. элементы в составе простого вещества имеют степень окисления равную нулю, а в составе сложного соединения их степень окисления либо становится больше нуля т.е. положительной, если элемент отдаёт свои внешние электроны, либо меньше нуля, т.е. отрицательной, если элемент принимает электроны. Чаще всего реакции соединения относятся к экзотермическим реакциям, т.е. протекают с выделением энергии. В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества:   СаО + SО₃ = CaSО₄        K₂0 + Н₂О = 2KOH            СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂ В таких случаях степени окисления элементов при протекании реакций не изменяются. Существуют реакции соединения простых и сложных веществ, которые относятся к окислительно-восстановительным реакциям: 2FeCl₂ + Сl₂ = 2FeCl₃                      2SО₂ + О₂=2SО₃

РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ.

Реакции разложения — это реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ: А = В + С + … Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества:     2Fe(OH)₃ = Fe₂О₃ + ЗН₂О                          ВаСО₃ = ВаО + СО₂                      2AgNО₃ = 2Ag + 2NО₂ + О₂ Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Реакции разложения могут протекать с изменением (3) и без изменения степеней окисления (1 и 2) элементов.

РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ.

Реакции замещения — это реакции между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества заме-щают атомы одного из элементов в молекуле сложного вещества. В результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество:  А + ВС = АС + В. Эти реакции почти всегда являются окислительно-восстановительными реакциями.    Zn + 2НСl = ZnCl₂ + Н₂                          Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂      Fe + CuSО₄ = FeSО₄ + Си        2Аl+ Fe₂О₃ = 2Fe + Аl₂О₃    2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

Существует небольшое число реакций замещения, в которых участвуют сложные вещества и которые происходят без изменения степеней окисления элементов: СаСО₃ + SiО₂ = CaSiО₃ + CО₂                               Са₃(РО₄)₂ + 3SiО₂ = 3CaSiО₃ + Р₂О₅

РЕАКЦИИ ОБМЕНА.

Реакции обмена — это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями: АВ + CD = AD + СВ. Реакции обмена всегда  являются не окислительно-восстановительными реакциями. HNО₃ + NaOH = NaNО₃ + H₂О                      ВаСl₂ + H₂SО₄ = BaSО₄ + 2HCl

В результате реакций обмена обычно образуются осадок, или газообразное вещество, или слабый электролит (например, вода).

ПО ПРИЗНАКУ ОБРАТИМОСТИ.

НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т. е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ. Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуются реагенты:      С₂Н₅ОН + 3О₂ == 2СО₂ + ЗН₂О                 2КМпО₄ = К₂МпО₄ + МпО₂ + О₂

ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ.

Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратном направлениях. В уравнениях обратимых реакций используется знак обратимости (↔):     Н₂(г) + I₂(г) ↔ 2HI(г)

• Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

• Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию. Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются: а) концентрации реагирующих веществ;   б) температура; в) давление.

ПО ИЗМЕНЕНИЮ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ.

РЕАКЦИИ, ПРОТЕКАЮЩИЕ БЕЗ ИЗМЕНЕНИЯ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ.

Степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции.

РЕАКЦИИ, ПРОТЕКАЮЩИЕ С ИЗМЕНЕНИЕМ СТЕПЕНИ ЭЛЕМЕНТОВ.

Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов: степени окисления всех или некоторых элементов в молекулах исходных веществ не равны степеням окисления этих элементов в молекулах продуктов реакции.  Эти реакции называются окислительно-восстановительными.

ПО ТЕПЛОВОМУ ЭФФЕКТУ.

Термохимия — раздел химии, изучающий тепловые эффекты.

ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ.

Химические реакции, в результате которых теплота выделяется, называются экзотермическими.

ЭНДОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ.

Химические реакции, в результате которых теплота поглощается, называются эндотермическими.

• Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате химической реакции, называется тепловым эффектом реакции.
• Тепловой эффект реакции обозначается символом Q (кю) и выражается в килоджоулях (кДж) или килокалориях (ккал): 1 ккал= 4,187 кДж.

ПО ПРИЗНАКУ ОДНОРОДНОСТИ РЕАКЦИОННОЙ СИСТЕМЫ.

Система в химии — рассматриваемое вещество или совокупность веществ. Фаза— часть системы, которая отделена от других частей поверхностью раздела. Системы, которые состоят из одной фазы, называются гомогенными, или однородными.Системы, состоящие из двух или нескольких фаз, называются гетерогенными, или неоднородными.

ГОМОГЕННЫЕ РЕАКЦИИ.

Это реакции в которых и реагенты, и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии ( либо в газообразном, либо в жидком, либо в твердом). Иными словами это химические реакции, которые протекают в гомогенных системах. Гомогенные реакции протекают во всем объеме реакционной смеси.

ГЕТЕРОГЕННЫЕ РЕАКЦИИ.

Это химические реакции в гетерогенных системах т.е. когда реагенты, и продукты реакции находятся в разных агрегатных состояниях. Гетерогенные реакции происходят на поверхности раздела фаз.

ПО НАЛИЧИЮ КАТАЛИЗАТОРА.

КАТАЛИТИЧЕСКИЕ.

Реакции, которые протекают с участием катализаторов, называются каталитическими реакциями. Катализатором называется веще-ство, которое изменяет (ускоряет) скорость реакции, но не расходуется в результате реакции.

НЕКАТАЛИТИЧЕСКИЕ.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ в неорганической химии.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это химические реакции, при протекании которых степени окисления элементов изменяются.

•  Изменение степеней окисления в ходе ОВР обусловлено полным или частичным переходом электронов от атомов одного элемента к атомам другого элемента.
• Любая ОВР представляет собой совокупность процессов отдачи и присоединения электронов.
• Процесс отдачи электронов называется окислением. В результате процесса окисления алгебраическая величина степени окисления элемента повышается, а также:

• Процесс присоединения электронов называется восстановлением. В результате процесса восстановления алгебраическая величина степени окисления понижается.

• Частицы (атомы, молекулы, ионы), которые отдают электроны, называются восстановителями.
• Частицы, которые присоединяют электроны, называются окислителями.

• Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстановитель входят в состав молекул различных веществ.
• Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции. В этих реакциях элемент-окислитель и элемент-восстанови-тель входят в состав одного вещества.
• Реакции самоокисления-самовосстановления, называются также реакциями диспропорционирования. Это ОВР, при протекании которых один и тот же элемент,  находящийся  в  промежуточной степени окисления, и окисляется и восстанавливается.

Вопросы для самопроверки.

1. Назовите признаки, по которым классифицируют химические реакции.
2. На какие типы делятся химические реакции по: а) признаку изменения степеней окисления; б) знаку теплового эффекта; б) обратимости?
3. На какие типы делятся химические реакции по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции?
4. Какие реакции называются реакциями соединения? Приведите примеры.
5. Какие реакции называются реакциями разложения? Приведите примеры.
6. Какие реакции называются реакциями замещения? Приведите примеры.
7. Какие реакции называются реакциями обмена? Приведите примеры.
8. Как называется раздел химии, в котором изучаются скорости и механизмы химических реакций?
9. Что такое фаза химической системы? Как называются системы, которые состоят: а) из одной фазы; б) из двух или нескольких фаз?
10. Какие реакции называются: а) гомогенными; б) гетерогенными?
11. Какие реакции называются: а) экзотермическими; б) эндотермическими?
12. Как называются вещества, которые замедляют химические реакции?
13. Что такое ферменты (энзимы)?
14. Что такое окислительно-восстановительные реакции? Чем обусловлено изменение степеней окисления в ходе окислительно-восстановительных реакций?
15. Как называется: а) процесс отдачи электронов; б) процесс присоединения электронов? Как изменяются степени окисления атомов в этих процессах?
16. Как называются частицы (атомы, молекулы, ионы), которые: а) отдают электроны; б) присоединяют электроны?
17. Что такое катализатор? Что называется катализом?
18. Какой катализ называется гомогенным? Приведите пример такого катализа.
19.  На какие типы разделяются все окислительно-восстановительные реакции?
20.  Что такое: а) межмолекулярные ОВР; б) внутримолекулярные ОВР; в) реакции диспропорционирования?
21. Какие реакции называются необратимыми? Приведите примеры.
22. Какие реакции называются обратимыми?

Выполните самостоятельно.

1. Напишите примеры образования оксида меди (II) в результате реакций: а) соединения; б) разложения;
2. Напишите примеры образования хлорида алюминия в результате реакций: а) замещения; б) соединения; в) обмена.
3. К какому типу реакций (соединения, разложения, замещения, обмена) относится реакция образования воды в результате: а) горе-ния водорода в кислороде; б) восстановления оксида меди водородом; в) взаимодействия гидроксида калия с соляной кислотой? Напишите уравнения данных реакций.
4. Приведите по 2 примера реакций соединения и разложения, которые протекают: а) без изменения степеней окисления всех элементов; б) с изменением степеней окисления всех или некоторых элементов.
5. Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными: а)  КОН + CuCl₂ → KCl + Cu(OH)₂   б) КВr + Сl₂ →КСl+ Вr₂ в) Fe(OH)₃ → Fe₂О₃ + Н₂О;      г) Pb(NО₃)₂ →РbО + NО₂ + О₂?
6. Закончите уравнения следующих процессов: а)  А1° — 3ē =    б) S⁺⁶ + 8ē = в) N⁺³ — 5ē =     г) Fe⁺³ + 1ē = д) Вr₂ + 2ē=  е) Мп⁺²— 5ē = Какие из этих процессов являются процессами восстановления?

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ.

МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА.

1метод — метод электронного баланса. В основе его лежит  правило: общее число электронов, которые отдает восстановитель, должно быть равно общему числу электронов, которые  присоединяет окислитель. Рассмотрим применение метода электронного баланса на примере реакции, которая выражается схемой:              

                           KMnО₄+ KBr + H₂SО₄ → MnSО₄ + Br₂ + K₂SО₄ + Н₂О

  а) Определим степени окисления всех элементов в молекулах исходных веществ и продуктов реакции:

  б) Подчеркнем символы элементов, которые изменяют степени окисления в ходе реакции:  

 в) Составим уравнения процессов окисления и восстановления:

г) Находим множители для уравнений процессов окисления и восстановления, при умножении на которые числа отданных и присоединенных электронов будут равны.

  д)  Найденные множители запишем как коэффициенты перед формулами веществ, которые содержат элементы, участвующие в процессах окисления и восстановления:

              2КМnО₄ + 10КВr + H₂SО₄= 2MnSО₄ + 5Br₂ + K₂SО₄ + Н₂О

  е) После этого уравниваем числа атомов элементов, которые не изменяют степени окисления. В данном случае это атомы калия, серы, водорода и кислорода.

             2КМnО₄ + 10 КВr + 8H₂SО₄ = = 2MnSО₄ + 5Вr₂ + 6K₂SО₄ + 8Н₂О

 ж) Число атомов водорода и кислорода уравнивают в последнюю очередь.

МЕТОД ПОЛУРЕАКЦИЙ.

2 метод – ионно-электронный или метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений отдельно для процесса окисления восстановителя и отдельно для процесса восстановления окислителя; затем эти две полуреакции суммируют в общее ионное уравне-ние реакции. Метод полуреакций более сложен, но правильнее отражает сущность протекающего окислительно-восстановительного процесса. В методе полуреакций в уравнении записывают те ионы, которые действительно участвуют в окислительно-восстанови-тельном процессе.

При написании полуреакций и подборе коэффициента ионно-электронным методом следует придерживаться следующих правил:

1. Соединения, не образующие ионов в растворе (оксиды, газы, осадки, а также неэлектролиты, слабые электролиты), записывают в виде молекул, сильные и средние электролиты — в виде ионов; 2. В уравнениях полуреакций для окислителя и восстановителя число всех атомов в правой и левой частях должно быть равно. 3. Суммарные заряды левой и правой частей полуреакций должны быть равны. Чтобы уравнять заряды, отнимают или прибавляют необходимое количество электронов. 4. Ионы, не изменяющие заряд в результате окислительно-восстановительной реакции, в ионную схему не включаются. 5. Если окислительно-восстановительная реакция протекает в кислой среде, то в ионное уравнение входят ионы водорода и молекулы воды: а) при избытке кислорода в левой части полуреакции атомы кислорода связываются с ионами водорода в молекулы воды:О^-2+2Н⁺→Н₂О б) при недостатке кислорода в левой части полуреакции записыва-ют молекулу воды, а в правой части ионы водорода: Н₂О→О^-2 + 2Н⁺.

6. В щелочной среде число атомов кислорода уравнивается за счет молекул воды и гидроксид-ионов: а) если исходные вещества содержат больше атомов  кислорода, чем продукт реакции, то в левую часть полуреакции записываются молекулы воды, а в правой части — гидроксид-ионы: О^-2 + НОН→2ОН^— б) если исходные вещества содержат меньше атомов  кислорода, чем продукты реакции, то в левой части полуреакции записывают гидроксид-ионы, а в правой —молекулы воды: 2ОH^— → О^-2 + Н₂О.

7. В нейтральных растворах в левую часть уравнения входят молекулы воды, а в правую часть могут быть записаны ионы водорода или гидроксид-ионы, если избыток атомов кислорода в левой части уравнения: О^-2 + НОН→2ОН^—,

или если исходное вещество содержит меньше кислорода, чем продукты реакции: Н₂О→О^-2 + 2Н⁺.

Пример: Окислительно-восстановительная реакция, протекающая в кислой среде.

1.Составляем уравнение реакции взаимодействия сульфата марганца (II) с висмутатом натрия в кислой среде. Реакция идет по схеме:

MnSО₄ + NaBiО₃ + HNО₃→HMnО₄ + Bi(NО₃)₃ + NaNО₃ + Na₂SО₄ + H₂О.

2. Расставляет степени окисления элементов.    

3. Выписываем  ионы, принимающие  участие  в  окислительно-восстановительном процессе с указанием среды раствора:     

Мn²⁺ + ВiО₃^— + Н⁺ → МnО₄^— + Bi³⁺ + Н₂О.

4. Составляем  полуреакции для окислителя и восстановителя: а) полуреакция восстановителя. Восстановителем в этой реакции является ион Мп²⁺, он, окисляясь, переходит в перманганат-ион МnО₄^— : Мn²⁺ + Н₂О→ МnО₄^— + Н⁺. — уравниваем число всех атомов в правой и левой частях полуреакций. Исходный ион Мn²⁺ не содержит атомов кислорода, а продукт реакции  МnО₄^— содержит 4 атома кислорода, поэтому недостаток атомов кислорода в левой части  уравнения следует пополнить за счет молекул воды. Расставляйте коэффициенты, уравнивая вначале число кислородных атомов, а потом число атомов водорода:   Мn²⁺ + 4Н₂О→ МnО₄^— + 8Н⁺. Подсчитываем суммарные заряды левой и правой частей полуреакций, для уравнивания зарядов отнимаем или прибавляем необходимое количество электронов.     Мn²⁺ + 4Н₂О→ МnО₄^— + 8Н⁺.

Алгебраическая сумма зарядов в левой части уравнения составляет +2(Мn²⁺), а в правой части +7(Мn0₄^— + 8Н⁺). Чтобы алгебраическая сумма зарядов обеих частей уравнения была одинакова, нужно чтобы в левой части уравнения было отдано 5 электронов:                                       

Мn²⁺ + 4Н₂О — 5ê→ МnО₄^— + 8Н⁺.

б) полуреакция  окислителя: Окислитель ВiО₃^—  восстанавливается  в  ион висмута Bi³⁺ : Вi0₃^—  + H⁺ → Bi³⁺ + H₂О.

Уравниваем число всех атомов в правой и левой частях полуреакций. Окислитель ВiО₃^— содержит 3 атома кислорода, а ион висмута Bi³⁺ не содержит кислорода. Для связывания 3 атомов кислорода в моле-кулы воды требуется 6 атомов водорода, поэтому для уравнивания числа атомов водорода в левой части полуреакции записывают 6 ионов водорода, а в правой части — 3 молекулы воды: ВiО₃^— + 6Н⁺ → Bi³⁺ + ЗН₂О. Число всех атомов в левой и правой частях уравнения одинаково. — Подсчитываем суммарные заряды левой и правой частей полуреакций,  для уравнивания зарядов. В левой части уравнения сумма зарядов +5 (ВiО₃^— + 6H⁺), в правой части +3 (Bi³⁺ + 3H₂О). Чтобы алгебраическая сумма зарядов обеих частей уравнения была одинакова, нужно в левой части прибавить два электрона: ВiО₃^—  + 6Н⁺ + 2 ê → Bi³⁺ + ЗН₂О.                                                      6. Находим наименьшее общее кратное  для  числа отданных и принятых электронов и дополнительные множители (коэффициенты). 7. Суммируем  две  полуреакции, учитывая коэффициенты:     Мn²⁺ + 4Н₂О + 5ê  → МnО₄^— + 8Н+.   2 ВiО₃^—  + 6Н⁺  +  2 ê → Bi³⁺ + ЗН₂О.      5         2Мn²⁺ + 8Н₂О + 5ВiО₃^—  +3ОН⁺ →   2МnО₄^—  + 16Н⁺+ 5Bi³⁺ +15Н₂О.

8.Сокращаем  одноименные ионы и молекулы в левой и правой частях уравнения и получаем уравнение реакции в ионной форме: 2Мn²⁺ + 5 ВiО₃^—  +14Н⁺ →   2МnО₄^—  + 16Н⁺+ 5Bi³⁺ +7Н₂О.

9.На основании электронно-ионного уравнения расставляем коэффициенты в уравнении реакции, написанном в молекулярной форме:

   2MnSО₄+5NaBiО₃+16HNО₃ = 2HMnО₄ +5Bi (NО₃)_з +NaNО₃ +2Na₂SО +7H₂О.

Вопросы для самопроверки.

1. Как называются методы, которые используется для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций?
2. Какое правило лежит в основе метода электронного баланса?
3.  Приведите примеры окислительно-восстановительных реакций: а) протекающих в природе; б) осуществляемых человеком в его практической деятельности

Выполните самостоятельно.

1. Методом электронного баланса составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, которые протекают по схемам: а)  H₂S + K₂Cr₂О₇ + H₂SО₄ → S + Cr₂(SО₄)₃ + K₂SО₄ + H₂О; б) KMnО₄ + NH₃ → KNО₃ + MnО₂ + KOH + H₂О; в) K₂Cr₂О₇ + HClО₄ + HI → Cr(ClО₄)₃ + KClО₄ + I₂ + H₂О;

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ в органической химии.

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

Химическая кинетика — раздел химии, в котором изучаются скорости и механизмы химических реакций. Понятие «скорость гомоген-ной химической реакции» непосредственно связано с понятием «концентрация вещества».   Концентрация вещества (С) — это отношение количества вещества (п) к объему системы (V):

Концентрация газообразного вещества показывает число молей этого вещества в 1 л занимаемого им сосуда; концентрация раство-ренного вещества — это число молей этого вещества в 1 л раствора (т. е. это молярная концентрация).

Скорость гомогенной химической реакции равна изменению концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, в единицу времени. Скорость химической реакции можно определять по изменению концентрации любого реагента и любого продукта. Матема-тически скорость гомогенной реакции (V ) выражается следующим образом:

где С₁ — концентрация какого-либо участника реакции в момент времени t₁; С₂ — концентрация этого же вещества в момент времени t₂. Знак «-» в этом уравнении ставится в том случае, если С — концентрация одного из исходных веществ, поскольку для исходных веществ ∆С < 0, а скорость должна быть величиной положительной.

Графически изменение концентрации одного из исходных веществ (А) и концентрации одного из продуктов реакции (Б) для реакции А + В = С + показано на рис.

Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно раст-воряются друг в друге), а также примером гомогенной системы может служить раствор хлорида натрия, сульфата магния, азота и кисло-рода в воде. В каждом из этих случаев система состоит только из одной фазы: из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором.
Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. 
Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему. 
В связи с этим скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно. Если гомогенный процесс идет в несколько стадий, то его скорость определяется скоростью самой медленной стадии. Например: реакция взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой описываемая общим уравнением:

из которых реакции первой и третьей стадий идут практически мгновенно, а реакции второй стадии – медленно. Именно она и опре-делит скорость суммарного процесса, т.е. будет зависеть только от концентрации тиосерной кислоты Н₂S₂O₃, количество которой про-порционально количеству тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ при наличии избытка серной кислоты. Уравнение скорости химической реакции будет выглядеть так: 

Факторы, влияющие на скорость химической реакции.  

1. Природа реагирующих веществ.
2. Концентрация.
3. Температура.
4. Катализаторы. 

Зависимость скорости реакции от концентрации  реагирующих веществ.

Необходимым условием взаимодействия веществ является столкновение между их молекулами. При прочих равных условиях число столкновений, а следовательно, и скорость реакции тем больше, чем больше концентрации реагирующих веществ. Количественную зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает основной закон химической кинетики — закон действующих масс: Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции. Для реакции    aA+bB=cC+dD скорость реакции                 V = к[А]^а • [В]^b где [А] и [В] — концентрации веществ А и В в моль/л; к — константа скорости реакции, равная скорости реакции при [А] = [В] = 1 моль/л. Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентрации реагирую-щих веществ. Уравнения, связывающие скорость реакции с концентрациями реагирующих веществ, называются кинетическими урав-нениями. Концентрации твердых веществ в случае гетерогенных реакций в кинетические уравнения не включаются.   Например, для гомогенной реакции N₂(г) + 3Н₂(г)  = 2NН₃(г) кинетическое уравнение имеет вид: V = к • [N₂] • [Н₂]³. Кинетическое уравнение гетерогенной реакции С(тв) + О₂(г) = СО₂(г) записывается так:   V = к[О₂].

Зависимость скорости реакции от температуры

Эффективным средством увеличения скорости реакции является повышение температуры. Согласно молекулярно-кинетической тео-рии газов, при повышении температуры резко увеличивается число активных молекул, т. е. «горячих молекул», энергия которых оказывается выше энергии активации. Именно эти молекулы при столкновении реагируют друг с другом и превращаются в молекулы продуктов реакции.

В соответствии с правилом Вант-Гоффа, скорость большинства химических реакций при повышении температуры на 10° увеличивает-ся от 2 до 4 раз. Математическое выражение этого правила:

где V₂ — скорость реакции при температуре t₂; V₁ — скорость реакции при температуре t₁; γ — температурный коэффициент скорости реакции (γ= 2 + 4). Например, если для какой-то реакции у = 3, то отношение скорости этой реакции при 70 °С к скорости при 20 °С равно:

Влияние катализаторов на скорость химических реакций.

Для изменения скоростей реакции в реакционную смесь часто вводят вещества — катализаторы. Катализатор — это вещество, которое влияет на скорость реакции, но не расходуется в результате реакции.

Явление изменения скоростей реакций в присутствии катализаторов называется катализом. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими.

Если между реагирующими веществами и катализатором нет поверхности раздела (т. е. они находятся в одной фазе), то такой катализ является гомогенным. Если же катализатор представляет собой отдельную фазу (чаще всего твердую), то это гетерогенный катализ.

Пример гомогенного катализа:

Пример гетерогенного катализа:

Чаще всего катализаторы увеличивают скорость реакций (положительный катализ).

Для замедления скоростей реакций, например, для уменьшения скорости коррозии металлов, используются вещества, которые называются ингибиторами (отрицательный катализ).

Большинство реакций, протекающих в живых организмах, являются каталитическими. Биологические катализаторы, которые участвуют в этих реакциях, называются ферментами, или энзимами. По своей химической природе ферменты являются белковыми молекулами.

Вопросы для самопроверки.

1. Как называются методы, которые используется для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций?
2. Какое правило лежит в основе метода электронного баланса?
3.  Приведите примеры окислительно-восстановительных реакций: а) протекающих в природе; б) осуществляемых человеком в его практической деятельности

Выполните самостоятельно.

1. Методом электронного баланса составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций, которые протекают по схемам: а)  H₂S + K₂Cr₂О₇ + H₂SО₄ → S + Cr₂(SО₄)₃ + K₂SО₄ + H₂О; б) KMnО₄ + NH₃ → KNО₃ + MnО₂ + KOH + H₂О; в) K₂Cr₂О₇ + HClО₄ + HI → Cr(ClО₄)₃ + KClО₄ + I₂ + H₂О;

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Если при протекании химической реакции исходные вещества более или менее быстро превращаются в продукты реакции и не проис-ходит обратного превращения этих продуктов в исходные вещества, то о такой реакции говорят, что она идет только в одном направ-лении, и ее называют необратимой реакцией. Необратимая реакция завершается, когда полностью израсходуются все исходные ве-щества. В уравнениях необратимых реакций между левой и правой частями записывается знак равенства или стрелка. Необратимыми являются: а) реакции, сопровождающиеся выделением большого количества теплоты; например, реакции горения:

б) реакции разложения некоторых веществ, например:

в) реакции, в ходе которых один из продуктов уходит из сферы реакции в виде осадка или газа, например:

г) реакции в растворах между сильными электролитами, в результате которых образуется вода:

Большинство химических реакций являются обратимыми.

Обратимыми называются химические реакции, которые одновременно протекают и в прямом, и в обратном направлениях. В уравне-ниях обратимых реакций между левой и правой частями записывается знак обратимости (↔):

                                                                                           

Любая обратимая реакция достигает состояния химического равновесия — состояния обратимой реакции, характеризующегося равенством скоростей прямой и обратной реакции. Примером обратимой реакции является синтез йодоводорода из водорода и йода:

Водород и йод, соединяясь друг с другом, образуют йодоводород, который способен обратно разлагаться на водород и йод. Согласно закону действующих масс, скорость прямой реакции:

cкорость обратной реакции:                 

 Если взять в качестве исходных веществ водород и йод, то в начальный момент времени скорость прямой реакции будет иметь какое-то определенное значение, зависящее от концентраций Н₂ и I₂, а скорость обратной реакции будет равна нулю, так как йодоводорода в системе нет ([НI] = 0). С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, так как Н₂ и I₂ расходуются, их концентрации умень-шаются, а скорость обратной реакции увеличивается, так как НI накапливается в реакционной смеси, его концентрация увеличивается. Через какой-то промежуток времени скорости прямой и обратной реакций сравняются, т. е. установится химическое равновесие.

Химическое равновесие является динамическим, поскольку и прямая, и обратная реакции в состоянии равновесия продолжают протекать. Однако концентрации всех веществ в реакционной равновесной системе сохраняются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.

Каждая обратимая реакция А+В↔С+D характеризуется определенным соотношением равновесных концентраций веществ А, В, С и D.  Для одних реакций равновесие устанавливается, когда большая часть веществ А и В превратилась в вещества С и D, т. е. равновесные концентрации С и D больше, чем равновесные концентрации А и В; для других — наоборот. Количественно соотношение равновесных концентраций выражается константами равновесия. Величина К_р, равная отношению констант скоростей прямой и обратной реакций, является величиной постоянной (при данной Т) и называется константой равновесия. Для разных обратимых реакций значения К_р различны. Если К_р ≥ 1, это значит, что равновесные концентрации веществ С и D больше равновесных концентраций веществ А и В. Запишем для обратимой реакции  aA+bB=cC+dD кинетические уравнения прямой и обратной реакций:

Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Химическое равновесие является подвижным. Это означает, что в результате внешнего воздействия на равновесную систему скорости прямой и обратной реакций становятся неодинаковыми, и равновесие смещается вправо или влево. Направление смещения равно-весия определяется универсальным принципом подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье): «Внешнее воздействие на равновесную систему приводит к смещению равновесия в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздейст-вию.»

Влияние изменения температуры (Т)

Если прямая реакция является экзотермической, то обратная — эндотермической, и наоборот. При повышении Т равновесие смещает-ся в сторону эндотермической реакции. При понижении Т равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

Влияние изменения давления (Р)

Если в реакции участвуют газообразные вещества, то при ее протекании может изменяться число молекул газов, т. е. объем системы. При повышении Р равновесие смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газов. При понижении Р равнове-сие смещается в сторону реакции, идущей с увеличением числа молекул газов. Давление не влияет на равновесие, если число молекул газов при протекании реакции не изменяется.

Влияние изменения концентраций

При введении в равновесную систему дополнительного количества какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие сме-щается в сторону реакции, в ходе которой это вещество расходуется. Наоборот, выведение из равновесной системы какого-либо ве-щества способствует смещению равновесия в сторону реакции, идущей с образованием этого вещества.

Типичным примером обратимой реакции является синтез аммиака:

Выход аммиака увеличивается в результате смещения равновесия вправо, которое происходит при: —понижении температуры, так как прямая реакция — экзотермическая (реально процесс ведут при Т около 500 °С; при более низкой Т слишком мала скорость реакции); —повышении давления, так как в ходе прямой реакции число молекул газа уменьшается; —введении в реакционную смесь дополнительных количеств азота и водорода; —выведении из реакционной системы образующегося аммиака.

Выполните самостоятельно.

1.Во сколько раз скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции при увеличении давления в равновесной системе N (г) + 3Н₂ (г) → 2NН₃ (г) в два раза? 2. Смешали по четыре моля веществ А, В, С, D. После установления равновесия А + В = С + D в смеси обнаружили два моля вещества А. Чему равна константа равновесия этой гомогенной реакции? 3. Обратимая гомогенная реакция описывается уравнением А + В ↔ С + D. Смешали по 1 молю всех веществ. После установления равновесия в смеси обнаружено 1,6 моль вещества D. Чему равна константа равновесия этой реакции? 4. Константа равновесия реакции А (г) + В (г) ↔ С (г) + D(г) равна 1. Сколько процентов вещества А подвергнется превращению к моменту наступления равновесия, если смешать 3 моля вещества А и 5 молей вещества В и создать условия для протекания реакции? 5. Обратимая реакция, равновесие которой смещается в одном направлении и при повышении температуры и при повышении давления, — это: N (г) + 3Н₂ (г)↔2NН₃ (г) + 92 кДж; 2NО (г) + О₂ (г)↔2NО₂ (г) + 113 кДж;

2NО₂ (г)↔ О₄ (г) — 9,6 кДж; СО (г) + Н₂О (г)↔СО₂ (г) + Н₂(г) + 43кДж.

Для закрепления изученного материала пройдите по ссылке: https://learningapps.org/watch?v=pzwbntbnk22 и выполните задания.

РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ по темам «Скорость химических реакций. Тепловой эффект химических реакций».

Задача 1. В некоторый момент времени концентрация хлора в сосуде, в котором протекает реакция Н₂ + Сl₂ = 2НСl, была равна 0,06 моль/л. Через 5 секунд концентрация хлора составила 0,02 моль/л. Чему равна средняя скорость данной реакции в указанный проме-жуток времени?

Решение:

Хлор в данной реакции является исходным веществом, его концентрация с течением времени уменьшается, поэтому ΔС является отрицательной величиной. Скорость же реакции является величиной положительной, поэтому в уравнении берется знак «-»:

Задача 2. В закрытом сосуде объемом 2 л протекает реакция 2Х0(г) + 0₂(г) = 2Х0₂(г). В некоторый момент времени число молей оксида азота (IV) составляло 0,12 моль. Через 8 секунд число молей N0₂ в сосуде стало равно 0,36. Чему равна средняя скорость данной реакции в указанный промежуток времени?

Задача 3. В растворе объемом 200 мл протекает реакция: 2FеСl₃+ + SnСl₂ = 2FеСl₂ + SnСl₄. В некоторый момент времени количество хло-рида железа (II) в этом растворе составляло 0,05 моль. В ближайшие 10 секунд средняя скорость реакции была равна 0,02. Чему стала равна концентрация FеСl₂ в растворе к концу этого промежутка времени?

Решение

Определим концентрацию FеСl₂ в растворе в начальный момент времени:

Задача 4. Как изменится скорость реакции синтеза аммиака из простых веществ при увеличении концентраций реагирующих веществ в 3 раза?

Задача 5. В закрытом сосуде объёмом 600 мл протекает реакция  Н₂(г)+Br₂(г)=2HBr(г). В момент времени t₁ количества водорода и брома составляли 0,02 и 0,03 моль. Как изменится скорость реакции, если в этот сосуд дополнительно ввести по 0,01 моль этих газов?

Задача 6. Как изменится скорость реакции при увеличении давления хлора в три раза?

Задача 7. Как изменится скорость реакции, если уменьшить объём реакционного сосуда в два раза?

Задача 8. Как изменится скорость протекающей в водном растворе реакции при разбавлении реагирующей смеси водой в два раза?

Задача 9. Как изменится скорость реакции при повышении температуры от 20 до 60°С, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен трём?

Задача 10. Как изменится скорость реакции при понижении температуры на 70°С, если температурный коэффициент скорости этой реакции равен двум?

Задача 11. При повышении температуры на 30°С скорость некоторой реакции увеличивается в 64 раза. Чему равен температурный коэффициент скорости этой реакции?

Выполните самостоятельно.

1. Вычислите среднюю скорость химической реакции, если через 20с от начала реакции концентрация веществ составляла 0,05 моль/л, а через 40 с – 0,04 моль/л. (0,0005моль/л•с)
2. Как изменится скорость химической реакции 2СО + О₂ = 2СО₂, если уменьшить объем газовой смеси в 2 раза?
3. Во сколько раз уменьшится скорость простой реакции А + 2В = С, когда прореагирует половина вещества А, по сравнению с начальной скоростью? Начальные концентрации: 1 моль/л вещества А и 3 моль/л вещества В. 
4. Как изменится скорость реакции 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃, если давление системы увеличить в 5 раз?
5. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 300° до 350°С, если температурный коэффициент равен 2?
6. Реакция при 50°С протекает за 2 мин 15 с. За какое время закончится эта реакция при τ = 70°C, если температурный коэффициент равен 3?
7. Скорость реакции при охлаждении от 80° до 60°С уменьшилась в 4 раза. Найти температурный коэффициент скорости реакции.

Выполните итоговый тест по данной теме, перейдя по ссылке: https://onlinetestpad.com/o2uq6dwmfpt6o