ОБЩАЯ ХИМИЯ
Часть 2
Москва, 2016
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
Химическая реакция – превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в другие вещества, при которых ядра атомов не меняются, при этом происходит перераспределение электронов и ядер, и образуются новые химические вещества.
Признак химической реакции – признаки, по которым можно судить о протекании реакции между веществами. К ним можно отнести выделение газа, выпадение осадка, появление запаха, изменение цвета, свечение и некоторые другие.
классификация реакций по числу и
составу исходных веществ и продуктов
 |
 |  |
Реакция соединения – химическое взаимодействие, при котором из нескольких веществ получается только одно.
2H2 + O2 = 2H2O
Реакция разложения – химическая реакция, при которой из одного вещества получаются несколько веществ.
CaCO3 = CaO + CO2↑
Реакция замещения – химическое взаимодействие, при котором происходит замещения атома в одном веществе на другой атом другого вещества.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Реакция обмена – химическое взаимодействие, при котором два вещества обмениваются своими составными частями.
Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓
Символ «↑» в конце формулы вещества указывает на то, что данное вещество выделяется в виде газа, а символ «
» указывает, что то или иное вещество выпало в осадок.
Для протекания реакции обмена необходимо, чтобы соблюдалось хотя бы одно из трех условий:
1.Выделение газа.
2.Выпадение осадка (нерастворимого соединения).
3.Образование мало диссоциирующего вещества (например, воды).
классификация реакций по изменению
степени окисления химических элементов
|
|
 |  |
Окислительно – восстановительная реакция – реакция, в которой химические элементы меняют свои степени окисления.
Пример 1.
ZnC+4O3 + Mg0 → Mg+2O + ZnO + C+2O↑ - схема реакции
окислитель восстановитель
Один химический элемент понижает свою степень окисления (окислитель), а второй – повышает (восстановитель). Уравнивают такие химические реакции с помощью метода электронного баланса.
1.Справа записывают химические элементы, присутствующие в исходных реагентах, которые меняют свои степени окисления, а слева – химические элементы, присутствующие в продуктах реакции, которые поменяли свои степени окисления.
Mg0 Mg+2
C+4 C+2
2.Высчитывают, сколько электронов отдал восстановитель и сколько электронов принял окислитель, поле чего записывают это число с соответствующим знаком.
Mg0 - 2е = Mg+2 – процесс окисления (в нем участвует восстановитель)
C+4 + 2e = C+2 – процесс восстановления (в нем участвует окислитель)
3.Уравнивают число электронов и составляют уравнение реакции с теми же коэффициентами, что и перед элементами в методе электронного баланса.
1 Mg0 - 2е = Mg+2 (процесс окисления)
1 C+4 + 2e = C+2 (процесс восстановления)
ZnCO3 + Mg = MgO + ZnO + CO↑ - уравнение реакции
Пример 2.
H2S+6O4 + KI-1 → H2S-2 + I20 + K2SO4 + H2O
1 S+6 + 8е = S-2 (процесс восстановления)
4 2I-1 - 2e = I20 (процесс окисления)
5H2SO4 + 8KI = H2S ↑+ 4I2 ↓+ 4 K2SO4 + 4H2O
конц.
Обратите внимание, что в случае, когда участвуют простые многоатомные молекулы необходимо записывать их формулы с индексом и соответственно уравнивать их по числу атомов с учетом этого индекса.
|
|
Пример 3.
KN+3O2+H2SO4+KMn+7O4 → KN+5O3+Mn+2SO4+K2SO4+H2O
восстановитель окислитель
5 N+3 - 2е = N+5 (процесс окисления)
2 Mn+7 + 5e = Mn+2 (процесс восстановления)
5KNO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 = 5KNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O
Пример 4.
NaN+3O2 + Zn0 + NaOH + H2O → Na2[Zn+2(OH)4] + N-3H3*H2O
окислитель восстановитель
1 N+3 + 6е = N-3 (процесс восстановления)
3 Zn0 - 2e = Zn+2 (процесс окисления)
t˚
NaNO2 + 3Zn + 5NaOH + 4H2O = 3Na2[Zn(OH)4] + NH3*H2O 
классификация реакций по
выделению и поглощению теплоты
 |
Экзотермические реакции - реакции, идущие с выделением теплоты. К таким реакциям относят, как правило, реакции горения веществ, реакции нейтрализации, реакции взаимодействия металлов с кислотами и другие.
2H2 + O2 = 2H2O + Q
NaOH + HCl = NaCl + H2O + Q
Знак «+Q» указывает, что в результате реакции выделилась теплота.
Эндотермические реакции – реакции, идущие с поглощением теплоты. К таким реакциям можно отнести большую часть реакций разложения.
CaCO3 = CaO + CO2 ↑ - Q
Знак «-Q» указывает на то, что реакция идет с затратой энергии.
классификация реакций по
агрегатному состоянию исходных веществ
 |
Гомогенные реакции – реакции, идущие в одной фазе, т.е. с веществами в одном агрегатном состоянии.
N2 + 3H2 = 2NH3
газ газ газ
Гетерогенные реакции – реакции, идущие в разных фазах, т.е. с веществами в разных агрегатных состояниях.
CO2 + C = 2CO
газ твердое газ
классификация реакций по
участию катализатора
 |
Каталитические реакции – реакции, протекающие с участием катализатора.
Катализатор – вещество, введенное в реакционную систему, увеличивает скорость химической реакции, оставаясь при этом в неизмененном составе.
|
|
Катализ – ускорение химических реакций, протекающих с участием катализатора.
 |
Гомогенный катализ – ускорение химических реакций, в которых катализатор находится в той же фазе, что и исходные вещества.
К такому виду катализа можно отнести реакцию разложения пероксида водорода в присутствии йодида калия.
KI
2H2O2 = 2H2O + O2↑
Гетерогенный катализ – ускорение химических реакций, в которых катализатор и исходные вещества находятся в разных фазах.
К такому виду катализа относится реакция окисления оксида серы (IV) кислородом в присутствии оксида ванадия (V).
V2O5
2SO2 + O2 = 2SO3
tᵒ
В гетерогенных каталитических реакциях процесс превращения исходных реагентов в продукты происходит на поверхности катализатора, поэтому активность катализатора в первую очередь зависит от свойств его поверхности. Сам катализатор наносят на пористый носитель (например, пемзу, асбест или глину). Для увеличения активности катализатора, а также его устойчивости и селективности применяют специальные вещества, называемые промоторами.
Например, в синтезе аммиака из водорода и азота катализатором служит железо. Для активности этого катализатора применяют промотор - оксид калия.
Катализаторы, замедляющие скорость химической реакции называются ингибиторами.
Скорость химической реакции – изменение количества вещества одного из исходных веществ за единицу времени в единице объема.
Δ n
v= [моль/л*с]
Δ t*V
Если объем в ходе химической реакции не меняется (т.е. является постоянной величиной), то скорость химической реакции можно определить как изменение концентрации одного из исходных веществ за единицу времени.
Δ с
v= [моль/л*с]
Δ t
В случае гетерогенной реакции для расчета скорости реакции необходимо учитывать площадь поверхности соприкосновения исходных реагентов.
Δ n
v= [моль/л*с*м2]
Δ t*S
ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ
1.Температура.
При увеличении температуры на каждые 10˚С скорость прямой химической реакции увеличивается в среднем в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).
2.Концентрация вещества.
Чем больше концентрация исходного соединения, тем быстрее протекает химическая реакция. Скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов (закон действующих масс).
3.Площадь поверхности исходного вещества.
Чем больше площадь поверхности исходного реагента, тем быстрее протекает химическая реакция. К примеру, порошкообразный магний мгновенно растворяется в растворе соляной кислоты, в отличие от его металлической стружки.
4.Давление.
Для реакций, в которых в качестве исходных соединений имеются газообразные вещества, с увеличением давления увеличивается концентрация газов (по закону Менделеева-Клапейрона p= 
), а, следовательно, увеличивается скорость химической реакции.
5.Природа исходных соединений.
Вещества с большей химической активностью быстрее вступают в химическую реакцию, нежели вещества с меньшей химической активностью.
Этот фактор подтверждает более быстрое взаимодействие соляной кислоты с железом по сравнению с взаимодействием того же металла с уксусной кислотой. Уксусная кислота по своей силе, а, следовательно, и активности уступает соляной кислоте.
6.Катализаторы.
Катализаторы, добавленные в реакционную систему, увеличивают скорость химической реакции.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Химическое равновесие – такое состояние термодинамической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Химическое равновесие характеризуется константой, определяющейся отношением произведений равновесных концентраций продуктов реакции, возведенных в их стехиометрические коэффициенты, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, также взятых в степенях их стехиометрических коэффициентах.
aA + bB ↔ cC + dD
исходные продукты
вещества реакции
[C]c [D]d
К =
[A]a [B]b
Принцип Ле-Шателье-Брауна
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказать внешнее воздействие, то система сместится в ту сторону, что ослабевает данное воздействие.
АНАЛИЗ ПРИНЦИПА ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ-БРАУНА
1) При увеличении концентрации исходных веществ, химическое равновесие смещается вправо, а при увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается влево.
2) При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при уменьшении – в сторону экзотермической реакции.
3) При увеличении давления, химическое равновесие смещается в сторону меньшего объема газообразных участников химической реакции, а при уменьшении - в сторону большего объема газов.
4) Катализаторы не оказывают влияния на химическое равновесие.
Например, рассмотрим следующее химическое равновесие:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q
газ газ газ
1) При увеличении концентрации азота или водорода химическое равновесие смещается в сторону аммиака. При увеличении концентрации аммиака равновесие смещается в сторону азота и водорода.
2) При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону азота и водорода (в сторону эндотермической реакции). При уменьшении температуры равновесие смещается в сторону аммиака (в сторону экзотермической реакции).
3) При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону аммиака (поскольку в системе 2 моля газообразного продукта и 4 моля исходных газов). При уменьшении давления в системе химическое равновесие смещается в сторону азота и водорода.
4) Введение какого-либо катализатора не оказывает влияние на химическое равновесие.
Рассмотрим другое химическое равновесие:
CO2 + C ↔ 2CO - Q
газ твердое газ
1) При увеличении концентрации углерода или углекислого газ химическое равновесие смещается в сторону угарного газа. При увеличении концентрации угарного газа равновесие смещается в сторону углерода и углекислого газа.
2) При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону угарного газа (в сторону эндотермической реакции). При уменьшении температуры равновесие смещается в сторону углерода и углекислого газа (в сторону экзотермической реакции).
3) При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону углекислого газа и углерода (поскольку в системе 2 моля газообразного продукта и 1 моль исходного газа). При уменьшении давления в системе химическое равновесие смещается в сторону угарного газа.
4) Введение какого-либо катализатора не оказывает влияние на химическое равновесие.