Введение
Химия – наука о веществах и их превращениях друг в друга.
Вещество – вид материи, имеющий определенный состав (природу и числосоставляющих его частиц), строение (пространственное расположение частиц) ихарактерные, постоянные в данных условиях, свойства.
Химическиесвойства веществ проявляются в химическихреакциях и характеризуют способность данного вещества взаимодействовать сдругими веществами и превращаться в те или иные вещества.
Частоприходится иметь дело не с чистыми индивидуальными веществами, а со смесямивеществ. Смеси веществ характеризуются тем, что между отдельными веществами,образующими смесь, не происходит химического взаимодействия (при данныхусловиях). Смеси не имеют постоянного состава, их можно приготовить из веществв любых соотношениях. Свойства отдельных веществ в смеси сохраняются, поэтомуее можно разделить с помощью физических методов.
Важнейшимобъектом изучения химии являются также химические реакции. Все явления природыможно подразделить на физические и химические. В ходе физических явлений непроисходит превращений одних веществ в другие. Например, плавление льда,кипение воды, прохождение электрического тока по проводам, изменение формы телаи т.д. относят к физическим явлениям. Входе химических явлений одни веществапревращаются в другие. К химическим явлениям относят скисание молока,восстановление металлов из руды, горение топлива, ржавление железа. Химическиеявления также называют химическими реакциями.
1. Химическая система
Характерлюбой системы, как известно, зависит не только от состава и строения ееэлементов, но и от их взаимодействия. Именно такое взаимодействие определяетспецифические, целостные свойства самой системы. Поэтому при исследованииразнообразных веществ и их реакционной способности ученым приходилосьзаниматься и изучением их структур. Соответственно уровню достигнутых знанийменялись и представления о химической структуре веществ. Хотя разные ученыепо-разному истолковывали характер взаимодействия между элементами химическихсистем, тем не менее все они подчеркивали, что целостные свойства этих системопределяются именно специфическими особенностями взаимодействия между ихэлементами.
В качествепервичной химической системы рассматривалась при этом молекула и поэтому, когдаречь заходила о структуре веществ, то имелась в виду именно структура молекулыкак наименьшей единицы вещества. Сами представления о структуре молекулыпостепенно совершенствовались, уточнялись и конкретизировались, начиная отвесьма 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 заряженныхатомов или атомных групп, то французский химик Шарль Жерар (1816–1856)справедливо указывал на весьма ограниченный характер такого представления. Впротивовес этому он подчеркивал, что при образовании структур различные атомыне просто взаимодействуют, но известным образом преобразуют друг друга, так чтов результате возникает определенная целостность или, как мы сказали бы теперь,система. Однако эти общие и в целом правильные представления не содержалипрактических указаний, как применить их для синтеза новых химических соединенийи получения веществ с заранее заданными свойствами.
Такуюпопытку раскрытия структуры молекул и синтезирования новых веществ предпринялизвестный немецкий химик Фридрих Кекуле (1829–1896). Он стал связыватьструктуру с понятием валентности элемента или числа единиц сродства. На этойоснове возникли структурные формулы, в которых элементы связывались друг сдругом по числу единиц сродства или валентности. Комбинируя атомы различныххимических элементов по их валентности, можно прогнозировать получениеразличных химических соединений в зависимости от исходных реагентов. Такимпутем можно было управлять процессом синтеза различных веществ с заданнымисвойствами, а именно это составляет важнейшую задачу химической науки.
Дальнейшийшаг эволюции понятия химической системы связан с теорией химического строенияАлександра Михайловича Бутлерова (1828–1886), который, хотя и признавал, чтообразование новых молекул из атомов происходит за счет их химического сходства,но обращал особое внимание на степень напряжения или энергии, с которой онисвязываются друг с другом. Именно поэтому новые идеи А.М. Бутлерова нашлине только широкое применение в практике химического синтеза, но и получили своеобоснование в квантовой механике.
1.1Растворы
Присмешении веществ в твердом, жидком или газообразном состоянии происходят либохимические реакции, либо образование смеси веществ, либо оба процесса.
По степенидисперсности[1]смеси веществ подразделяют следующим образом:
Грубодисперсные. Размер частиц диспергированного вещества 1000 нм и более.
Коллоидныерастворы. Размер частицдиспергированного вещества 1–100 нм.
Истинныерастворы. Размер частицдиспергированного вещества определяется размером ионов, молекул, ионных пар иразличных ассоциатов.
Коллоидныерастворы (или золи) – микрогетерогенные системы с жидкой средой,содержащей очень мелкие частицы, участвующие в интенсивном броуновскомдвижении. Они равномерно распределены по объему и очень медленно осаждаются.Золи кажутся однородными и прозрачными.
Истинныерастворы – гомогенные системы переменного состава, содержащие частицы (атомы,молекулы или ионы) растворенного вещества, частицы растворителя и продуктывзаимодействия растворенного вещества с растворителем.
Состояниераствора определяется концентрацией растворенных веществ, температурой идавлением.
Способывыражения 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 веществасодержится в 1 л раствора: с = ν (в-ва)/ V (р-ра). Молярная концентрациявыражается в моль/л (эта размерность иногда обозначается М).
При растворении данного вещества в том или ином растворителе припостоянном давлении и постоянной температуре концентрация растворенноговещества увеличивается не бесконечно. В определенный момент времени веществоперестает растворяться, достигается его максимальная концентрация, которая вдальнейшем остается постоянной. Наступает фазовое равновесие[2]: растворяемое вещество↔раствор.
Это равновесие является динамическим. Какая-то часть веществанепрерывно переходит в раствор (растворяется), в то время как такая же частьэтого вещества выделяется из раствора. При этом агрегатное состояние вещества,растворяемого и выделяющегося, я вляется одним и тем же.
Насыщенный раствор – раствор, который находится в фазовомравновесии с растворяемым веществом.
Пересыщенный раствор – неустойчивый раствор, в котором содержитсярастворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе этого же вещества притех же значениях температуры и давления. Появление в таких растворах кристалларастворенного вещества вызывает одновременное появление в объеме растворамногих кристаллов вещества (массовую кристаллизацию).
Ненасыщенный раствор – раствор, в котором при данных температуре идавлении 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. Вметаллах такое направленное движение осуществляется за счет относительносвободных электронов. Говорят, что металлы обладают электронной проводимостью,их называют проводниками первого рода. Но, оказывается, проводить электрическийток могут не только металлы.
Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрическийток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которыхне проводят электрический ток, называются неэлектролитами.
Почему же электролиты проводят электрический ток?
В 1887 г. шведский ученый Сванте Аррениус сформулировалположения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теориизаключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольнораспадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличиемв растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.
В дальнейшем теория электролитической диссоциациисовершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитовкроме 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 диссоциацииявляются следующие:
1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольнораспадаются 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 растворахионы находятся в гидратированном состоянии. Свойства гидратированныхионов и ионов в газообразном состоянии вещества различны.
3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично. Припропускании через раствор или расплав электрического тока, ионы движутсянаправленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду. Раствор или расплавэлектролита является проводником с ионной проводимостью – проводником II рода.
В свете теории электролитической диссоциации можно датьопределения основаниям, кислотам и солям как электролитам.
Основания – это электролиты, врезультате диссоциации которых в водных растворах образуется только один виданионов – гидроксид-анионы ОНˉ.
КОН = К+ + ОНˉ Са(ОН)2 = Са2++ 2ОНˉ.
Кислоты – это электролиты, врезультате диссоциации которых в водных растворах образуется только один видкатионов – катионы водорода Н+ (точнее – катионы гидроксония Н3О+).
Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н+ смолекулой Н2О. в результате образуется еще одна ковалентная связькислорода 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 кислотногоостатка.
Средние соли диссоциируют собразованием 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 собразованием катионов металла, анионов OH¯ и анионов кислотногоосадка.
Кислые соли диссоциируют собразованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионовкислотного осадка, например:
Ca(HCO3)2 + 2H2O = Ca2++ 3H3O+ + 2CO32-
Двойные соли – соли, в результатедиссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммониякакого-либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфаткалия – хрома (хромокалиевые квасцы):
KCr(SO4)2 = K+ + Cr3++ 2SO42-
Смешанные соли – соли, в результатедиссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы несколькихкислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):
CaClOCl = Ca2+ + Cl¯ + ClO¯
Электролитическая диссоциация – обратимый процесс. Обратныйпроцесс – ассоциация ионов. При растворении одних электролитов равновесиедиссоциации значительно смещено в сторону диссоциированных форм, в растворахтаких электролитов диссоциация происходит почти полностью. Такие электролитыназывают сильными. При растворении других электролитов диссоциацияпроисходит в незначительной мере, такие электролиты называют слабыми электролитами.
Для количественной оценки силы электролита введено понятие степениэлектролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы(νрасп) к количеству вещества электролита, поступившего враствор (νобщ):
α = νрасп/νобщ, где α –степень ЭД, 0
Степень электролитической диссоциации зависит от природыэлектролита, его концентрации в растворе и температуры. С разбавлением и сповышением температуры степень электролитической диссоциации возрастает.
Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень ихэлектролитической диссоциации при одинаковых условиях. Электролиты, степеньдиссоциации которых при 18 °С в растворах с концентрацией 0,1 моль/лэлектролита близка к 100% относят к сильным электролитам. Этощелочи, большинство солей, некоторые неорганические кислоты (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4). Электролиты, степень диссоциации которых при 18 °С врастворах с концентрацией 0,1 моль/л электролита значительно меньше 100%относят к слабым электролитам. Это многие неорганические кислоты: H2S, HCN, HClO, практически всеорганические кислоты (HCOOH, CH3COOH, CH3CH2COOH), водный раствор аммиака, вода.
Диссоциация слабых электролитов – обратимый процесс. Поэтому силуэлектролита также можно охарактеризовать с помощью константы химическогоравновесия процесса диссоциации электролита – константы диссоциации.Константа диссоциации зависит от температуры, но не зависит от концентрацииэлектролита. В этом ее преимущество по сравнению со степенью электролитическойдиссоциации. Чем больше значение константы диссоциации, тем сильнее электролит.
Механизм электролитической диссоциации веществ
Рассмотрим механизм электролитической диссоциации на примередиссоциации хлорида натрия NaCl в водном растворе.
Молекулы воды полярны, они представляют собой диполи: на одномконце диполя δˉ (частичный отрицательный заряд), на другом – δ⁺ (частичный положительныйзаряд). При контакте кристалла NaCl с водным раствором, водородные связи между молекулами воды,находящимися вблизи кристалла, разрушаются. Диполи воды ориентируются своимиполюсами относительно ионов на поверхности кристалла: отрицательным полюсомдиполя – 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 разослабляют притяжение ионов друг к другу. Постепенно гидратированные ионыразъединяются (рис. 1).
Гидратированные ионы – этоионы, химически связанные с молекулами воды.
/>рис. 1.
Одним из важных факторов. Обуславливающих возможность диссоциацииэлектролитов в водных растворах, является высокая диэлектрическая проницаемостьводы[3]. В ходе диссоциации ионных связейэнергия затрачивается, а в ходе гидратации – выделяется. Если энергиягидратации с избытком компенсирует затраты энергии диссоциации ионных связей,то растворение таких электролитов – экзотермический процесс. Если энергиягидратации не полностью компенсирует затраты энергии диссоциации ионных связей,растворение таких электролитов будет эндотермическим процессом.
Электролитическая диссоциация электролитов с ковалентной полярнойсвязью включает в себя еще и процесс поляризации полярной молекулы. Рассмотримсхему данного процесса на примере электролитической диссоциации молекулхлороводорода в воде (рис. 2.).
/>рис. 2.
При растворении хлороводорода в воде диполи воды ориентируютсяотносительно диполя НС1. Под действием диполей воды происходит поляризациисвязи Н-С1, в результате которой общая электронная пара полностью смещается катомной частице хлора. Связь Н-С1 диссоциирует, и образуются гидратированныеионы. Ионы Н⁺взаимодействуют с молекулами воды с образованием иона гидроксония Н3О⁺.
1.3 Гидролиз солей
Гидролиз солей – обменная реакциянекоторых солей с водой, в результате такой реакции происходит смещениеравновесия диссоциации воды.
Вода в незначительной мере диссоциирует на ионы:
Н2ОóН⁺ + ОНˉ
Произведение равновесных концентраций ионов Н⁺ и ОНˉ называется ионнымпроизведением 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 равновесиядиссоциации воды, так как они взаимодействуют с молекулами воды. Например:
СО32ˉ+Н2О óНСО3ˉ+ОНˉ
В растворе остается избыток гидроксид-анионов ОНˉ, в этомслучае среда будет щелочной (рН>7).
Рассмотрим процесс взаимодействия катионов с молекуламиводы. Катионы, образовавшиеся при диссоциации солей и способные к связыванию сионами ОНˉ, вызывают смещение равновесия диссоциации воды, так как онивзаимодействуют с молекулами воды:
А13⁺+Н2ОóА1ОН2⁺+Н⁺
В растворе остается избыток катионов водорода Н⁺ (точнее, катионовгидроксония), в этом случае среда будет кислой (рН
При наличии в растворе многозарядных ионов (2+, 3+, 2 – .3-)гидролиз происходит ступенчато. При этом надо учитывать, что гидролиз приобычных условиях в достаточной мере осуществляется только по первой ступени, апо второй, третьей ступени – в очень незначительной степени.
Соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу неподвергаются, так как нет связывания ионов, не происходит образования слабыхэлектролитов. В этом случае реакция среды в растворе – нейтральная.
Соли слабого основания и сильной кислоты подвергаютсягидролизу по катиону, реакция среды в растворе, в таком случае, кислая.
Гидролиз соли сильного основания и слабой кислотыпроисходит по аниону, реакция среды в растворе – щелочная.
Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты происходиткак по аниону, так и по катиону. Реакция среды в этом случае зависит отсоотношения констант диссоциации соответствующих основания и кислоты.
Усилить гидролиз можно разбавлением раствора, нагреванием системы.
2. Химические реакции
Химическиереакции (химические явления) – это процессы, врезультате которых одни вещества превращаются в другие.
Признакамиосуществления химических реакций являются:
– изменениецвета;
– выделениегаза;
– выпадениеили растворение осадка;
– появлениеили исчезновение запаха;
– выделениетепла и света.
Перечисленныепризнаки реакций можно обнаружить непосредственно в ходе визуального наблюдения.Существуют и другие признаки осуществления реакций, которые нельзя заметитьвизуально, но можно обнаружить с помощью приборов.
Некоторыереакции можно осуществить только при определенных условиях: при нагревании, приосвещении, при повышенном давлении, при наличии определенных веществ,способствующих осуществлению реакции – катализаторов.
В ходехимических реакций соблюдается закон сохранения массы: масса веществ,вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Стехиометрияреакции – соотношение между количествамивступающих в реакцию реагентов и образующихся в результате реакции продуктовреакции.
Если амоль вещества А реагирует с b моль вещества В, а в результате реакции образуется х мольвещества Х и zмоль вещества Z, то уравнение
a A + b B = x X + z Z
называетсяхимическим уравнением данной реакции, а числаa, b, x, zназываются стехиометрическими коэффициентами.
2.2Классификация реакций
Взависимости от разных критериев химические реакции классифицируют нанесколько типов. Так, по количеству и составу реагирующих веществ и продуктов внеорганической химии различают реакции:
соединения – реакции, в ходе которых из нескольких простых или сложныхвеществ образуется сложное. Например:
СаО + Н2О= Са(ОН)2
разложения – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия простого исложного вещества образуется несколько других простых и сложных. Например:
СаСО3= СаО + СО2↑
замещения – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия простого исложного вещества образуется другое простое и другое сложное вещество.Например:
2Al = 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu
обмена – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия двухсложных веществ образуется два других сложных вещества. Например:
NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3
По тепловомуэффекту реакции могут быть экзо- и эндотермическими.
Тепловойэффект химической реакции – количество теплоты,которое выделяется или поглощается в результате реакций между определеннымиколичествами реагентов.
Экзотермическиереакции – реакции, в ходе которых происходитвыделение теплоты, эндотермические реакции осуществляются с поглощениемтеплоты.
По признакуизменения степеней окисления реакции могут относиться кокислительно-восстановительным, а могут не являться таковыми; по признакуобратимости – обратимыми и необратимыми.
В ходеогромного множества химических реакций происходит переход электронов от однихвеществ к другим. Такие реакции называют окислительно-восстановительными.Формальным признаком таких реакций является изменение степеней окисленияэлементов.
Степеньокисления соответствует заряду, который возник бына аотме даннго элемента в химическом соединении, если предположить, что всеэлектронные пары, за счет которых этот атом связан с другими атомами, полностьюсместились к атомам элементов с большей электроотрицательностью.
Степеньокисления элемента в простом веществе равна нулю. В сложном соединенииалгебраическая сумма степеней окисления каждого из атомов равна нулю, в случаесложного иона – заряду иона.
Постоянныестепени 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 окисленияположительна; пероксидов, в которых она равна -1 (Н2О2);супероксидов КО2 и т.п.).
Водород вбинарных[4]соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а в соединениях сметаллами -1.
Окислительно-восстановительныереакции (ОВР) – реакции, в ходе которыхизменяются степени окисления элементов вследствие перехода электронов отвосстановителя к окислителю.
Окислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны.
Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны.
Окислителеми восстановителем могут также называть элементы, атомы которых отдают илипринимают 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, степеньокисления элемента повышается.
Восстановление – процесс приема электронов атомом, молекулой или ионом, степеньокисления элемента понижается.
Классификацияокислительно-восстановительных реакций.
Межмолекулярныеокислительно-восстановительные реакции – реакции,в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.
Внутримолекулярныеокислительно-восстановительные реакции – реакции,в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в одномвеществе, но окислитель и восстановитель разные элементы.
Диспропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является одини тот же элемент, в одной и той же степени окисления.
Конпропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является одини то же элемент в разных степенях окисления.
Окислителии восстановители
Средипростых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F2, Cl2, Br2, I2, O2, O3,). Галогены, выступая вроли окислителей, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к иодуокислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретаетстепень окисления -2 (Н2О или ОНˉ).
Сложныевещества, используемые в качестве окислителей, очень часто содержат элементы ввысшей степени окисления.
Средикислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятсяконцентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты,хроматы и дихроматы, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.
Средипростых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы(щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторыенеметаллы, 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 игидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида;фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.
Вбескислородных кислотах и их солях носителями восстановительной функцииявляются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В рядугалогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Clˉ к Iˉ.
Гидридыщелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Нˉ, проявляютвосстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода.
Металлы впромежуточной степени окисления, взаимодействуя с окислителями, способныповышать свою степень окисления.
Окислительно-восстановительнаядвойственность
Окислительно-восстановительнаядвойственность – способность одного и тогоже вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции,выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществахсодержится элемент в промежуточной степени окисления.
Окислительно-восстановительнаядвойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор поотношению к металлам выступает в роли окислителя. В то же время фосфорвыступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору.
Азотнаякислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только вроли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления -3, и, поэтому, засчет азота, аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистойкислоте HNO3 азот находится впромежуточной степени окисления =3. Азотистая кислота окисляется кислородом, ив этом случае азот – восстановитель. Но в реакции с сильным восстановителем,например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель.
2.3 Скоростьхимических реакций. Катализ
Скорость имеханизмы химических реакций изучает раздел химии, который называется химическойкинетикой.
Скоростьхимической реакции определяется изменением количества одного из реагентов илипродуктов 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 которыхучаствуют реагенты в твердом состоянии, несмешивающиеся жидкости и т.д.
Скоростьхимической реакции, как правило, выражается в моль/(л·с) для гомогенных системи в моль/(м2·с) для гетерогенных систем.
Так какскорость реакции изменяется со временем (по мере расходования реагентовскорость реакции обычно снижается), то мы можем вычислить только среднююскорость реакции в определенном временном интервале Δτ.
Зависимостьскорости реакции от концентрации реагирующих веществ
Сувеличением концентрации реагирующих веществ скорость реакции возрастает,потому что с увеличением концентрации реагентов возрастает число реагирующихвеществ в единице объема и, следовательно, возникает больше столкновений междутакими частицами.
Количественнозависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется закономдействующих масс:
Припостоянной температуре скорость реакции пропорциональна произведениюконцентраций реагирующих веществ. (Это закондействующих масс в кинетической форме)
Константаскорости реакции – это коэффициентпропорциональности в кинетическом уравнении, численно равный скорости даннойреакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л.
Константаскорости зависит от тех же факторов, что и скорость химической реакции, но независит от концентрации реагирующих веществ.
Вгетерогенных реакциях, происходящих на поверхности раздела фаз, концентрациятвердого вещества. Реагирующего с газом или с раствором, остается постоянной,поэтому в кинетическое уравнение не входит.
Гетерогенныереакции идут на поверхности раздела фаз. Поэтому на скорость таких реакцийплощадь реакционной поверхности. Скорость гетерогенной реакции зависит и отскорости подвода реагента в зону реакции.
Зависимостьскорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа
Химическаяреакция происходит в результате столкновения частиц реагирующих веществ(молекул, ионов, радикалов и т.д.). но не всякое столкновение частиц приводит кперегруппировке атомов. Если при столкновении частицы не обладают достаточнойэнергией, то столкновение будет «неэффективным», упругим, оно подобностолкновению бильярдных шаров. Если же энергия столкнувшихся частиц будетдостаточно высока, то столкновение будет «эффективным».
Приповышении температуры частицы реагирующих веществ получают большую энергию,следовательно, возрастает доля частиц, имеющих энергию равную или большую длятого, чтобы столкновение было эффективным.
Количественновлияние температуры на скорость гомогенных реакций определяется правиломВант-Гоффа:
Приповышении температуры на каждые 10 °С скорость реакции увеличивается всреднем в 2–4 раза.
Использованиеправила Вант-Гоффа имеет ограничения: оно выполняется при температурах, близкихк стандартным условиям, а сам температурный коэффициент может изменяться взависимости от температуры.
2.4 Катализ
Многиехимические процессы идут только при наличии особых веществ – катализаторов.
Катализ – это изменение скорости реакции под действием катализаторов.
Катализаторы– вещества, изменяющие скорость реакции, участвующие впромежуточных стадиях реакции, но при этом не расходующиеся. Катализаторывосстанавливают свой химический состав после осуществления реакции.
Существуюттакже вещества, которые могут замедлять реакции. Они называются ингибиторами.Ингибиторы или блокируют катализатор, или дезактивируют активные частицыреагентов и промежуточных продуктов.
Катализможет быть гомогенным и гетерогенным. В случае гомогенного катализа,катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, в случае гетерогенногокатализа, катализатор образует самостоятельную фазу и реакция идет на егоповерхности.
Гетерогенныйкатализ может быть усилен или ослаблен действиями промоторов или каталитическихядов.
Промотры – вещества, которые сами не являются катализаторами, но повышаютактивность катализатора данной реакции.
Каталитическиеяды – вещества, снижающие активность катализатора. Попадая наповерхность катализатора, они отравляют его, снижают эффективность его работы.
Особую рольиграют катализаторы в живых организмах. Их называют ферментами.
Ферменты – вещества, катализирующие биохимические реакции в организмах.Ферменты являются полимерами (белками) или комплексами полимеров снизкомолекулярными соединениями. Механизм действия ферментов имеет своюспецифику, например, включает образование комплекса «активный центр фермента –реагент» по типу «замок – ключ».
Заключение
Характерлюбой системы, как известно, зависит не только от ее строения и состава ееэлементов, но и от их взаимодействия. Именно такое взаимодействие определяетспецифические, целостные свойства самой системы. Поэтому при исследованииразнообразных веществ и их реакционной способности ученым приходится заниматьсяи изучением их структур. Соответственно уровню достигнутых знаний менялись ипредставления о химической структуре веществ.
В данномреферате доказаны следующие задачи:
– данопонятие вещества и химических систем;
– данопонятие и рассмотрена классификация химических реакций;
– проанализированоизучение структуры веществ в рамках химической системы.
Списокиспользованной литературы
1. Азимов А. Путеводитель понауке. Пер с англ. – М.: Цетрполитграф, 2004.
2. Библиотека журнала «наукаи жизнь», 1997–2004 (электронное издание). – М.: МедиаХауз, 2004.
3. Большая Российскаяэнциклопедия: в 30 т. / Пред. Науч.-ред. совета Ю.С. Осипов. Т. «Россия».– М.: Бол. Рос. энциклопедия, 2004.
3. Естествознание: Энциклопедическийсловарь / Сост. В.Д. Шолле. – М.: Бол. Рос. энциклопедия, 2002.
4. Кондрашов А.П. Новейшийсправочник необходимых знаний. – М.: РИПОЛ классик, 2005.
5. Кузьмичев В.Е. Законыи формулы физики. – Киев: Наукова думка, 1989.