Химия /
←предыдущая следующая→
1 2 3 4 5 6
1. Химические реакции
Взаимодействие химических соединений записывается с помощью химических уравне-ний, отражающих материальный баланс всех реагирующих веществ. Это достигается с помощью стехиометрических коэффициентов перед формулами соединений:
где A, B, C, D – реагирующие вещества; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты.
Можно выделить четыре основных типа химических реакций:
Соединения:
Замещения:
Разложения:
Обмена:
Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления всех или некоторых реа-гирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Из написанных выше реакций к таковым относятся:
Способы получения солей
Рисунок 1.5.
Медный купорос, смеши-ваясь с водой, приобретает ярко-голубой оттенок.
1. Взаимодействие простых веществ
2. Взаимодействие оксидов
3. Взаимодействие кислот и оснований (нейтрализация)
4. Взаимодействие соли и кислоты
5. Взаимодействие соли и щелочи
6. Взаимодействие двух солей (обменная реакция)
7. Взаимодействие оксида с кислотой
8. Замещение водорода
9. Замещение металла
10. Термолиз кислых солей
11. Взаимодействие двух солей (присоединение)
12. Взаимодействие двух солей (комплексообразование)
Способы получения оксидов
Рисунок 1.6.
Лесные пожары – один из ис-точников углекислоты.
1. Окисление простых и сложных веществ
S + O2 = SO2; 2Mg + O2 = 2MgO,
2.
2CuS +3O2 = 2CuO + 2SO2.
3. Разложение гидроксидов
4. Разложение карбонатов и других солей
5.
6.
7. Взаимодействие металла с другим оксидом
Способы получения кислот
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой
2. Вытеснение летучих кислот
3. Взаимодействие соли и кислоты с образованием нерастворимой соли
4. Взаимодействие водорода с элементом с образованием бескислородной кислоты
5. Комплексные кислоты
6.
Способы получения оснований
Рисунок 1.7.
Несмотря на то, что натрий тяжелее воды, он «бегает» по ее поверхности, подталкиваемый пузырьками водорода, образующимися в результате реакции. В результате образуется гидроокись на-трия.
1. Взаимодействие металла с водой
2. Взаимодействие оксида с водой
3. Разложение соли водой (гидролиз)
4. Взаимодействие соли и щелочи
2. Скорость химических реакций.
Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реа-гирующих веществ:
V = С2 – С1t2 - t1= С / t)
где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) – если скорость определяется по продукту реакции, знак (–) – по исходному ве-ществу).
Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость оп-ределяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превраще-нию. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероят-ность реакции - энергией сталкивающихся молекул.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических свя-зей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспо-собны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах элек-тролитов протекают практически мгновенно.
Примеры
Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водоро-дом взаимодействует медленно и при нагревании.
Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.
2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.
Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
aA + bB + . . . . . .
V = k • [A]a • [B]b • . . .
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.
Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости ре-акции при единичных концентрациях реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.
3. Температура. При повышении температуры на каждые 10C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 из-менение скорости реакции можно рассчитать по формуле:
(t2 - t1) / 10
Vt2 / Vt1 =
(где Vt2 и Vt1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; - темпера-турный коэффициент данной реакции).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:
k = A • e –Ea/RT
где
A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;
R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль • К) = 0,082 л • атм/(моль • К)];
Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся моле-кулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.
Энергетическая диаграмма химической реакции.
Экзотермическая реакция Эндотермическая реакция
А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при уве-личении температуры.
4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность со-прикосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.
5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, ос-таваясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования про-межуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание неже-лательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").
3. Обратимость химических реакций
Обратимость — понятие, с которым связано решение многих вопросов химии и физики, первостепенной важности. В настоящей статье будут рассмотрены: 1) Возникновение уче-ния об Обратимости. и его значение. 2) Точное значение термина Обратимости., ее обо-значение, характеристика явлений. 3) Теории Обратимости. 4) Обратимость и законы хи-мических превращений. 5) Метод исследования химических
←предыдущая следующая→
1 2 3 4 5 6
|
|