Контрольная работа: Химические реакции и системы

Контрольная работа: Химические реакции и системы

Введение

Химия – наука о веществах и их превращениях друг в друга.

Вещество – вид материи, имеющий определенный состав (природу и число составляющих его частиц), строение (пространственное расположение частиц) и характерные, постоянные в данных условиях, свойства.

Химические свойства веществ проявляются в химических реакциях и характеризуют способность данного вещества взаимодействовать с другими веществами и превращаться в те или иные вещества.

Часто приходится иметь дело не с чистыми индивидуальными веществами, а со смесями веществ. Смеси веществ характеризуются тем, что между отдельными веществами, образующими смесь, не происходит химического взаимодействия (при данных условиях). Смеси не имеют постоянного состава, их можно приготовить из веществ в любых соотношениях. Свойства отдельных веществ в смеси сохраняются, поэтому ее можно разделить с помощью физических методов.

Важнейшим объектом изучения химии являются также химические реакции. Все явления природы можно подразделить на физические и химические. В ходе физических явлений не происходит превращений одних веществ в другие. Например, плавление льда, кипение воды, прохождение электрического тока по проводам, изменение формы тела и т.д. относят к физическим явлениям. Входе химических явлений одни вещества превращаются в другие. К химическим явлениям относят скисание молока, восстановление металлов из руды, горение топлива, ржавление железа. Химические явления также называют химическими реакциями.

1. Химическая система

Характер любой системы, как известно, зависит не только от состава и строения ее элементов, но и от их взаимодействия. Именно такое взаимодействие определяет специфические, целостные свойства самой системы. Поэтому при исследовании разнообразных веществ и их реакционной способности ученым приходилось заниматься и изучением их структур. Соответственно уровню достигнутых знаний менялись и представления о химической структуре веществ. Хотя разные ученые по-разному истолковывали характер взаимодействия между элементами химических систем, тем не менее все они подчеркивали, что целостные свойства этих систем определяются именно специфическими особенностями взаимодействия между их элементами.

В качестве первичной химической системы рассматривалась при этом молекула и поэтому, когда речь заходила о структуре веществ, то имелась в виду именно структура молекулы как наименьшей единицы вещества. Сами представления о структуре молекулы постепенно совершенствовались, уточнялись и конкретизировались, начиная от весьма общих предположений отвлеченного характера и кончая гипотезами, обоснованными с помощью систематических химических экспериментов. Если, например, по мнению известного шведского химика Йенса Берцелиуса (1779–1848) структура молекулы возникает благодаря взаимодействию разноименно заряженных атомов или атомных групп, то французский химик Шарль Жерар (1816–1856) справедливо указывал на весьма ограниченный характер такого представления. В противовес этому он подчеркивал, что при образовании структур различные атомы не просто взаимодействуют, но известным образом преобразуют друг друга, так что в результате возникает определенная целостность или, как мы сказали бы теперь, система. Однако эти общие и в целом правильные представления не содержали практических указаний, как применить их для синтеза новых химических соединений и получения веществ с заранее заданными свойствами.

Такую попытку раскрытия структуры молекул и синтезирования новых веществ предпринял известный немецкий химик Фридрих Кекуле (1829–1896). Он стал связывать структуру с понятием валентности элемента или числа единиц сродства. На этой основе возникли структурные формулы, в которых элементы связывались друг с другом по числу единиц сродства или валентности. Комбинируя атомы различных химических элементов по их валентности, можно прогнозировать получение различных химических соединений в зависимости от исходных реагентов. Таким путем можно было управлять процессом синтеза различных веществ с заданными свойствами, а именно это составляет важнейшую задачу химической науки.

Дальнейший шаг эволюции понятия химической системы связан с теорией химического строения Александра Михайловича Бутлерова (1828–1886), который, хотя и признавал, что образование новых молекул из атомов происходит за счет их химического сходства, но обращал особое внимание на степень напряжения или энергии, с которой они связываются друг с другом. Именно поэтому новые идеи А.М. Бутлерова нашли не только широкое применение в практике химического синтеза, но и получили свое обоснование в квантовой механике.

1.1 Растворы

При смешении веществ в твердом, жидком или газообразном состоянии происходят либо химические реакции, либо образование смеси веществ, либо оба процесса.

По степени дисперсности[1] смеси веществ подразделяют следующим образом:

Грубодисперсные. Размер частиц диспергированного вещества 1000 нм и более.

Коллоидные растворы. Размер частиц диспергированного вещества 1–100 нм.

Истинные растворы. Размер частиц диспергированного вещества определяется размером ионов, молекул, ионных пар и различных ассоциатов.

Коллоидные растворы (или золи) – микрогетерогенные системы с жидкой средой, содержащей очень мелкие частицы, участвующие в интенсивном броуновском движении. Они равномерно распределены по объему и очень медленно осаждаются. Золи кажутся однородными и прозрачными.

Истинные растворы – гомогенные системы переменного состава, содержащие частицы (атомы, молекулы или ионы) растворенного вещества, частицы растворителя и продукты взаимодействия растворенного вещества с растворителем.

Состояние раствора определяется концентрацией растворенных веществ, температурой и давлением.

Способы выражения концентрации растворов

1)  Массовая доля растворенного вещества – это безразмерная величина, равная отношению вещества к массе раствора: ω = т (в-ва)/ т (р-ра). Массовую долю часто выражают в процентах.

2)  Молярная концентрация вещества показывает, сколько молей вещества содержится в 1 л раствора: с = ν (в-ва)/ V (р-ра). Молярная концентрация выражается в моль/л (эта размерность иногда обозначается М).

При растворении данного вещества в том или ином растворителе при постоянном давлении и постоянной температуре концентрация растворенного вещества увеличивается не бесконечно. В определенный момент времени вещество перестает растворяться, достигается его максимальная концентрация, которая в дальнейшем остается постоянной. Наступает фазовое равновесие[2]: растворяемое вещество↔раствор.

Это равновесие является динамическим. Какая-то часть вещества непрерывно переходит в раствор (растворяется), в то время как такая же часть этого вещества выделяется из раствора. При этом агрегатное состояние вещества, растворяемого и выделяющегося, я вляется одним и тем же.

Насыщенный раствор – раствор, который находится в фазовом равновесии с растворяемым веществом.

Пересыщенный раствор – неустойчивый раствор, в котором содержится растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе этого же вещества при тех же значениях температуры и давления. Появление в таких растворах кристалла растворенного вещества вызывает одновременное появление в объеме раствора многих кристаллов вещества (массовую кристаллизацию).

Ненасыщенный раствор – раствор, в котором при данных температуре и давлении возможно дальнейшее растворение уже содержащегося в нем вещества. Ненасыщенные растворы всегда представляют собой однофазную систему.

1.2 Электролиты и теория электролитической диссоциации

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счет относительно свободных электронов. Говорят, что металлы обладают электронной проводимостью, их называют проводниками первого рода. Но, оказывается, проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский ученый Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов кроме теории С. Аррениуса включает в себя представления о гидратации ионов (И.А. Каблуков, В.А. Кистяковский), теорию сильных электролитов (П.Й. Дебай, Э.А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

1.  Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твердых электролитов (термическая диссоциация электролитов).

2.  Ионы отличаются от атомов составом и свойствами. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Свойства гидратированных ионов и ионов в газообразном состоянии вещества различны.

3.  В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично. При пропускании через раствор или расплав электрического тока, ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду. Раствор или расплав электролита является проводником с ионной проводимостью – проводником II рода.

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов – гидроксид-анионы ОНˉ.

КОН = К+ + ОНˉ Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОНˉ.

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н+ (точнее – катионы гидроксония Н3О+).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н+ с молекулой Н2О. в результате образуется еще одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Н+ + Н2О = Н3О+

Примеры диссоциации кислот:

HCl = H+ + Clˉ или HCl + H2O = H3O+ + Clˉ.

Многоосновные кислоты диссоциируют многоступенчато:

H2SO4 + H2O = H3O+ + HSO4ˉ

HSO4ˉ + H2O ó H3O+ + SO42-

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного осадка, например:

Ba(NO3)2 = Ba2+ + 2NO3¯

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония.

Например:

NH4Cl = NH4 + Cl¯

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов OH¯ и анионов кислотного осадка.

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного осадка, например:

Ca(HCO3)2 + 2H2O = Ca2+ + 3H3O+ + 2CO32-

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония какого-либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия – хрома (хромокалиевые квасцы):

KCr(SO4)2 = K+ + Cr3+ + 2SO42-

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

CaClOCl = Ca2+ + Cl¯ + ClO¯

Электролитическая диссоциация – обратимый процесс. Обратный процесс – ассоциация ионов. При растворении одних электролитов равновесие диссоциации значительно смещено в сторону диссоциированных форм, в растворах таких электролитов диссоциация происходит почти полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, такие электролиты называют слабыми электролитами.

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (νрасп) к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (νобщ):

α = νрасп/νобщ, где α – степень ЭД, 0< α ≤ 1.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. С разбавлением и с повышением температуры степень электролитической диссоциации возрастает.

Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень их электролитической диссоциации при одинаковых условиях. Электролиты, степень диссоциации которых при 18 °С в растворах с концентрацией 0,1 моль/л электролита близка к 100% относят к сильным электролитам. Это щелочи, большинство солей, некоторые неорганические кислоты (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4). Электролиты, степень диссоциации которых при 18 °С в растворах с концентрацией 0,1 моль/л электролита значительно меньше 100% относят к слабым электролитам. Это многие неорганические кислоты: H2S, HCN, HClO, практически все органические кислоты (HCOOH, CH3COOH, CH3CH2COOH), водный раствор аммиака, вода.

Диссоциация слабых электролитов – обратимый процесс. Поэтому силу электролита также можно охарактеризовать с помощью константы химического равновесия процесса диссоциации электролита – константы диссоциации. Константа диссоциации зависит от температуры, но не зависит от концентрации электролита. В этом ее преимущество по сравнению со степенью электролитической диссоциации. Чем больше значение константы диссоциации, тем сильнее электролит.

Механизм электролитической диссоциации веществ

Рассмотрим механизм электролитической диссоциации на примере диссоциации хлорида натрия NaCl в водном растворе.

Молекулы воды полярны, они представляют собой диполи: на одном конце диполя δˉ (частичный отрицательный заряд), на другом – δ⁺ (частичный положительный заряд). При контакте кристалла NaCl с водным раствором, водородные связи между молекулами воды, находящимися вблизи кристалла, разрушаются. Диполи воды ориентируются своими полюсами относительно ионов на поверхности кристалла: отрицательным полюсом диполя – к катионам натрия, положительным полюсом диполя – к анионам хлора. Происходит процесс соединения ионов соли с молекулами воды – гидратация ионов. Молекулы воды, притягивающиеся к ионам растворяемой соли, во много раз ослабляют притяжение ионов друг к другу. Постепенно гидратированные ионы разъединяются (рис. 1).

Гидратированные ионы – это ионы, химически связанные с молекулами воды.

рис. 1.

Одним из важных факторов. Обуславливающих возможность диссоциации электролитов в водных растворах, является высокая диэлектрическая проницаемость воды[3]. В ходе диссоциации ионных связей энергия затрачивается, а в ходе гидратации – выделяется. Если энергия гидратации с избытком компенсирует затраты энергии диссоциации ионных связей, то растворение таких электролитов – экзотермический процесс. Если энергия гидратации не полностью компенсирует затраты энергии диссоциации ионных связей, растворение таких электролитов будет эндотермическим процессом.

Электролитическая диссоциация электролитов с ковалентной полярной связью включает в себя еще и процесс поляризации полярной молекулы. Рассмотрим схему данного процесса на примере электролитической диссоциации молекул хлороводорода в воде (рис. 2.).

рис. 2.

При растворении хлороводорода в воде диполи воды ориентируются относительно диполя НС1. Под действием диполей воды происходит поляризации связи Н-С1, в результате которой общая электронная пара полностью смещается к атомной частице хлора. Связь Н-С1 диссоциирует, и образуются гидратированные ионы. Ионы Н⁺ взаимодействуют с молекулами воды с образованием иона гидроксония Н3О⁺.

1.3 Гидролиз солей

Гидролиз солей – обменная реакция некоторых солей с водой, в результате такой реакции происходит смещение равновесия диссоциации воды.

Вода в незначительной мере диссоциирует на ионы:

Н2ОóН⁺ + ОНˉ

Произведение равновесных концентраций ионов Н⁺ и ОНˉ называется ионным произведением воды Kw. При стандартных условиях оно составляет величину 10ˉ14.

В нейтральном растворе [Н⁺]=[ОНˉ]= 10ˉ7моль/л.

Рассмотрим взаимодействие анионов с водой. Анионы, образовавшиеся при диссоциации солей и способные к связыванию с ионами Н⁺, вызывают смещение равновесия диссоциации воды, так как они взаимодействуют с молекулами воды. Например:

СО32ˉ+Н2О óНСО3ˉ+ОНˉ

В растворе остается избыток гидроксид-анионов ОНˉ, в этом случае среда будет щелочной (рН>7).

Рассмотрим процесс взаимодействия катионов с молекулами воды. Катионы, образовавшиеся при диссоциации солей и способные к связыванию с ионами ОНˉ, вызывают смещение равновесия диссоциации воды, так как они взаимодействуют с молекулами воды:

А13⁺+Н2ОóА1ОН2⁺+Н⁺

В растворе остается избыток катионов водорода Н⁺ (точнее, катионов гидроксония), в этом случае среда будет кислой (рН<7).

При наличии в растворе многозарядных ионов (2+, 3+, 2 – .3-) гидролиз происходит ступенчато. При этом надо учитывать, что гидролиз при обычных условиях в достаточной мере осуществляется только по первой ступени, а по второй, третьей ступени – в очень незначительной степени.

Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются, так как нет связывания ионов, не происходит образования слабых электролитов. В этом случае реакция среды в растворе – нейтральная.

Соли слабого основания и сильной кислоты подвергаются гидролизу по катиону, реакция среды в растворе, в таком случае, кислая.

Гидролиз соли сильного основания и слабой кислоты происходит по аниону, реакция среды в растворе – щелочная.

Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты происходит как по аниону, так и по катиону. Реакция среды в этом случае зависит от соотношения констант диссоциации соответствующих основания и кислоты.

Усилить гидролиз можно разбавлением раствора, нагреванием системы.

2. Химические реакции

Химические реакции (химические явления) – это процессы, в результате которых одни вещества превращаются в другие.

Признаками осуществления химических реакций являются:

– изменение цвета;

– выделение газа;

– выпадение или растворение осадка;

– появление или исчезновение запаха;

– выделение тепла и света.

Перечисленные признаки реакций можно обнаружить непосредственно в ходе визуального наблюдения. Существуют и другие признаки осуществления реакций, которые нельзя заметить визуально, но можно обнаружить с помощью приборов.

Некоторые реакции можно осуществить только при определенных условиях: при нагревании, при освещении, при повышенном давлении, при наличии определенных веществ, способствующих осуществлению реакции – катализаторов.

В ходе химических реакций соблюдается закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Стехиометрия реакции – соотношение между количествами вступающих в реакцию реагентов и образующихся в результате реакции продуктов реакции.

Если а моль вещества А реагирует с b моль вещества В, а в результате реакции образуется х моль вещества Х и z моль вещества Z, то уравнение

a A + b B = x X + z Z

называется химическим уравнением данной реакции, а числа a, b, x, z называются стехиометрическими коэффициентами.

2.2 Классификация реакций

В зависимости от разных критериев химические реакции классифицируют на несколько типов. Так, по количеству и составу реагирующих веществ и продуктов в неорганической химии различают реакции:

соединения – реакции, в ходе которых из нескольких простых или сложных веществ образуется сложное. Например:

СаО + Н2О = Са(ОН)2

разложения – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия простого и сложного вещества образуется несколько других простых и сложных. Например:

СаСО3 = СаО + СО2↑

замещения – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия простого и сложного вещества образуется другое простое и другое сложное вещество. Например:

2Al = 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu

обмена – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия двух сложных веществ образуется два других сложных вещества. Например:

NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3

По тепловому эффекту реакции могут быть экзо- и эндотермическими.

Тепловой эффект химической реакции – количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакций между определенными количествами реагентов.

Экзотермические реакции – реакции, в ходе которых происходит выделение теплоты, эндотермические реакции осуществляются с поглощением теплоты.

По признаку изменения степеней окисления реакции могут относиться к окислительно-восстановительным, а могут не являться таковыми; по признаку обратимости – обратимыми и необратимыми.

В ходе огромного множества химических реакций происходит переход электронов от одних веществ к другим. Такие реакции называют окислительно-восстановительными. Формальным признаком таких реакций является изменение степеней окисления элементов.

Степень окисления соответствует заряду, который возник бы на аотме даннго элемента в химическом соединении, если предположить, что все электронные пары, за счет которых этот атом связан с другими атомами, полностью сместились к атомам элементов с большей электроотрицательностью.

Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю. В сложном соединении алгебраическая сумма степеней окисления каждого из атомов равна нулю, в случае сложного иона – заряду иона.

Постоянные степени окисления в сложных веществах имеют следующие элементы:

+1 все элементы IA группы (Li, Na, K, Rb, Cs), почти всегда Ag

+2 все элементы II группы (кроме ртути)

+3 алюминий

-1 фтор

-2 кислород (за исключением: фторидов кислорода OF2 и O2F2, в которых его степень окисления положительна; пероксидов, в которых она равна -1 (Н2О2); супероксидов КО2 и т.п.).

Водород в бинарных[4] соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а в соединениях с металлами -1.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов вследствие перехода электронов от восстановителя к окислителю.

Окислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны.

Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны.

Окислителем и восстановителем могут также называть элементы, атомы которых отдают или принимают электроны. Если элемент является окислителем – его степень окисления понижается; если элемент является восстановителем – его степень окисления повышается.

Окисление – процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента повышается.

Восстановление – процесс приема электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента понижается.

Классификация окислительно-восстановительных реакций.

Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в одном веществе, но окислитель и восстановитель разные элементы.

Диспропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, в одной и той же степени окисления.

Конпропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и то же элемент в разных степенях окисления.

Окислители и восстановители

Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F2, Cl2, Br2, I2, O2, O3,). Галогены, выступая в роли окислителей, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления -2 (Н2О или ОНˉ).

Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто содержат элементы в высшей степени окисления.

Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты, хроматы и дихроматы, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.

Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, такие как водород, углерод (в виде угля или кокса), фосфор, кремний. При этом в кислой среде металлы, которые образуют амфотерные гидроксиды (например, цинк, алюминий, олово), входят в состав анионов и гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.

В бескислородных кислотах и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Clˉ к Iˉ.

Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Нˉ, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода.

Металлы в промежуточной степени окисления, взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность

Окислительно-восстановительная двойственность – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя. В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору.

Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления -3, и, поэтому, за счет азота, аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO3 азот находится в промежуточной степени окисления =3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель. Но в реакции с сильным восстановителем, например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель.

2.3 Скорость химических реакций. Катализ

Скорость и механизмы химических реакций изучает раздел химии, который называется химической кинетикой.

Скорость химической реакции определяется изменением количества одного из реагентов или продуктов реакции за единицу времени в единице объема (для гомогенных систем) или на единице поверхности (для гетерогенных систем).

Гомогенной является система, состоящая из одной фазы, например, смесь газов, истинный раствор и т.д. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз, разграниченных между собой поверхностями раздела. Это любые системы, в которых участвуют реагенты в твердом состоянии, несмешивающиеся жидкости и т.д.

Скорость химической реакции, как правило, выражается в моль/(л·с) для гомогенных систем и в моль/(м2·с) для гетерогенных систем.

Так как скорость реакции изменяется со временем (по мере расходования реагентов скорость реакции обычно снижается), то мы можем вычислить только среднюю скорость реакции в определенном временном интервале Δτ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

С увеличением концентрации реагирующих веществ скорость реакции возрастает, потому что с увеличением концентрации реагентов возрастает число реагирующих веществ в единице объема и, следовательно, возникает больше столкновений между такими частицами.

Количественно зависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется законом действующих масс:

При постоянной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. (Это закон действующих масс в кинетической форме)

Константа скорости реакции – это коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении, численно равный скорости данной реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Константа скорости зависит от тех же факторов, что и скорость химической реакции, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.

В гетерогенных реакциях, происходящих на поверхности раздела фаз, концентрация твердого вещества. Реагирующего с газом или с раствором, остается постоянной, поэтому в кинетическое уравнение не входит.

Гетерогенные реакции идут на поверхности раздела фаз. Поэтому на скорость таких реакций площадь реакционной поверхности. Скорость гетерогенной реакции зависит и от скорости подвода реагента в зону реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа

Химическая реакция происходит в результате столкновения частиц реагирующих веществ (молекул, ионов, радикалов и т.д.). но не всякое столкновение частиц приводит к перегруппировке атомов. Если при столкновении частицы не обладают достаточной энергией, то столкновение будет «неэффективным», упругим, оно подобно столкновению бильярдных шаров. Если же энергия столкнувшихся частиц будет достаточно высока, то столкновение будет «эффективным».

При повышении температуры частицы реагирующих веществ получают большую энергию, следовательно, возрастает доля частиц, имеющих энергию равную или большую для того, чтобы столкновение было эффективным.

Количественно влияние температуры на скорость гомогенных реакций определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10 °С скорость реакции увеличивается в среднем в 2–4 раза.

Использование правила Вант-Гоффа имеет ограничения: оно выполняется при температурах, близких к стандартным условиям, а сам температурный коэффициент может изменяться в зависимости от температуры.

2.4 Катализ

Многие химические процессы идут только при наличии особых веществ – катализаторов.

Катализ – это изменение скорости реакции под действием катализаторов.

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие в промежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся. Катализаторы восстанавливают свой химический состав после осуществления реакции.

Существуют также вещества, которые могут замедлять реакции. Они называются ингибиторами. Ингибиторы или блокируют катализатор, или дезактивируют активные частицы реагентов и промежуточных продуктов.

Катализ может быть гомогенным и гетерогенным. В случае гомогенного катализа, катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, в случае гетерогенного катализа, катализатор образует самостоятельную фазу и реакция идет на его поверхности.

Гетерогенный катализ может быть усилен или ослаблен действиями промоторов или каталитических ядов.

Промотры – вещества, которые сами не являются катализаторами, но повышают активность катализатора данной реакции.

Каталитические яды – вещества, снижающие активность катализатора. Попадая на поверхность катализатора, они отравляют его, снижают эффективность его работы.

Особую роль играют катализаторы в живых организмах. Их называют ферментами.

Ферменты – вещества, катализирующие биохимические реакции в организмах. Ферменты являются полимерами (белками) или комплексами полимеров с низкомолекулярными соединениями. Механизм действия ферментов имеет свою специфику, например, включает образование комплекса «активный центр фермента – реагент» по типу «замок – ключ».

Заключение

Характер любой системы, как известно, зависит не только от ее строения и состава ее элементов, но и от их взаимодействия. Именно такое взаимодействие определяет специфические, целостные свойства самой системы. Поэтому при исследовании разнообразных веществ и их реакционной способности ученым приходится заниматься и изучением их структур. Соответственно уровню достигнутых знаний менялись и представления о химической структуре веществ.

В данном реферате доказаны следующие задачи:

– дано понятие вещества и химических систем;

– дано понятие и рассмотрена классификация химических реакций;

– проанализировано изучение структуры веществ в рамках химической системы.

Список использованной литературы

1. Азимов А. Путеводитель по науке. Пер с англ. – М.: Цетрполитграф, 2004.

2. Библиотека журнала «наука и жизнь», 1997–2004 (электронное издание). – М.: МедиаХауз, 2004.

3. Большая Российская энциклопедия: в 30 т. / Пред. Науч.-ред. совета Ю.С. Осипов. Т. «Россия». – М.: Бол. Рос. энциклопедия, 2004.

3. Естествознание: Энциклопедический словарь / Сост. В.Д. Шолле. – М.: Бол. Рос. энциклопедия, 2002.

4. Кондрашов А.П. Новейший справочник необходимых знаний. – М.: РИПОЛ классик, 2005.

5. Кузьмичев В.Е. Законы и формулы физики. – Киев: Наукова думка, 1989.

[1] Дисперсность - характеристика размеров частиц данного вещества

[2] Фаза – отдельная однородная часть гетерогенной системы.

[3] Диэлектрическая проницаемость воды сравнительно высока (ε = 81 при Т = 293К), в воде силы притяжения между разноименно заряженными ионами будут в 81 раз слабее, чем в вакууме.

[4] Бинарные соединения образованы двумя элементами.