Основні закономірності хімічних реакцій

Реферат на тему:

Основні закономірності хімічних реакцій ОСНОВНІ ЗАКОНОМІРНОСТІ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ Тепловий ефект реакцій. Під час хімічних реакцій зв’яз­ки, що вже є в речовині, руйнуються й утворюються нові відбувається перебудова електронних структур атомів, моле­кул, йонів. Для розриву хімічних зв’язків у вихідних речовинах необхідно витратити певну енергію. Під час утворення нових хімічних зв’язків у продуктах реакції енергія виділяється. Тому хімічна реакція завжди супроводжується зміною енергії системи, виділенням або поглинанням енергії-певним теп­ловим ефектом.

Тепловий ефект реакції - це теплота, виді­лена або поглинута системою під час перебігу в ній хімічної реакції.

Залежно від того, відбувається реакція з виділенням теп­лоти чи супроводжується поглинанням теплоти, розрізняють екзота ендотермічні реакції. До перших, як правило, належать усі реакції сполучення, а до других — реакції розкладу.

Звідки ж береться теплота під час хімічних реакцій? Щоб відповісти на це запитання, треба пригадати з курсу фізики, що кожне тіло має певний запас внутрішньої енергії.

Внутрішня енергія включає усі види енергії, що характе­ризують тіло: енергію руху молекул одна відносно одної, енер­гію руху електронів в атомах і атомів у молекулах, йонах. Атоми, йони, молекули у твердому тілі коливаються, оберта­ються, переміщуються тощо.

Оскільки всі хімічні реакції супроводжуються перерозпо­ділом внутрішньої енергії між реагентами і продуктами, то сума внутрішньої енергії продуктів відмінна від суми внут­рішньої енергії реагентів. Різниця показує ту теплоту, яка ви­діляється або поглинається у процесі реакції.

За постійного тиску (Р = const) тепловий ефект реакції збі­гається зі зміною ентальпії (теплоти) системи, тому замість терміна «тепловий ефект реакції» використовується термін «ентальпія реакції» (позначається Н, а зміна ентальпії - /p>

Під час екзотермічних реакцій система виділяє частину своєї внутрішньої енергії у зовнішнє середовище у вигляді певної кількості теплоти. Отже, внутрішня енергія системи зменшується, і зміна ентальпії матиме негативне значення.

Під час ендотермічних реакцій теплота поглинається, внутрішня енергія системи та її ентальпія збільшуються, тому зміна ентальпії атиме позитивне значення.

Для порівняння теплових ефектів різних реакцій значення цих величин, як правило, відносять до 1 моль речовини і одна­кових умов, узятих за стандартні.

За стандартні умови, в яких перебуває ре­човина, приймають тиск в 101 325 Па (1 атм) і температуру, що дорівнює 298,15 К (25 °С).

• Порівняйте стандартні й нормальні умови. Що є спільного і чим вони відрізняються?

Рівняння хімічних реакцій із зазначенням теп­лового ефекту називають термохімічними рів­няннями.

Наприклад, термохімічне рівняння реакції синтезу 1 моль води (тому використовуються дробові коефіцієнти):

Н2(г) + ½O2(г) = Н2О (р) — -286 кДж/моль Проте у термохімічному рівнянні, де використовують не дробові, а цілочислові коефіцієнти, тепловий ефект реакції треба подвоїти:

2Н2 + О2 = 2Н2О, -572 кДж Це означає, що реакція синтезу води супроводжується ви­діленням кількості теплоти, що дорівнює 572 кДж. Розглянемо інший приклад:

2Pb (NO3)2 = 2РbО + 4NO2 + О2, +592 кДж Такий запис означає, що під час розкладу нітрату плюмбуму (ІІ) за такою реакцією поглинається кількість теплоти, що дорівнює 592 кДж.

Хімічна рівновага. Ви вже знаєте, що хімічні реакції бу­вають необоротні, коли реагенти повністю перетворюються на продукти реакції, та оборотні, які не доходять до кінця, оскільки в міру їх перебігу в реакційній системі створюються умови для протилежних змін. Наприклад, якщо суміш водню і йоду нагрівати за температури 410 °C в закритому посуді, то масова частка вихідних реагентів, які перетворюються на йодоводень, становитиме лише 78%. Це пояснюється тим, що за таких самих умов йодоводень розпадається на йод і водень, але не повністю, а тільки на 22%:

Н2 + І2 НІ.

В обох випадках встановлюється стан, який за даної тем­ператури характеризується цілком певним співвідношенням реагентів. При цьому швидкість взаємодії водню і йоду дорів­нює швидкості розкладання йодоводню.

Стан системи, за якого швидкість прямої ре­акції дорівнює швидкості зворотної реакції, на­зивається хімічною рівновагою.

Процеси, які одночасно відбуваються у двох взаємно протилежних напрямах (прямому і зво­ротному) називаються оборотними.

Більшість хімічних реакцій оборотні. Вони відбуваються мимовільно до встановлення в системі хімічної рівноваги. Піс­ля настання рівноваги концентрації вихідних речовин і про­дуктів реакції за даних умов залишаються незмінними. Якщо ж змінюються зовнішні умови, рівновага зміщується, і встанов­люється новий стан рівноваги. Вона порушується, якщо зміню­ються температура, концентрація реагентів, тиск (для газопо­дібних систем).

Закономірність впливу зовнішніх умов на рівновагу обо­ротних хімічних реакцій встановив французький учений Ле Шательє (1850−1936). ЇЇ назвали на його честь принципом Ле Шательє:

якщо умови, за яких система перебуває у рів­новазі, змінити, то рівновага зміщується у бік тих процесів, які цій зміні протидіють.

Наприклад, якщо збільшити концентрацію однієї з вихід­них речовин, то рівновага в системі зміститься в бік тієї ре­акції, яка зменшує концентрацію введеної речовини.

Для газоподібних систем зсуву рівноваги у бік зменшення об'ємів газів сприятиме збільшення тиску. Зниження темпе­ратури зсуває рівновагу в бік екзотермічної реакції, тобто ре­акції, яка відбувається з виділенням теплоти і тим самим зава­жає зниженню температури.

Швидкість хімічної реакції. Відомо, що хімічні реакції відбуваються з різною швидкістю. Одні - практично миттєво (нейтралізація кислоти лугом, вибухові реакції), другі - не­скінченно повільно, тисячоліттями (хімічне вивітрювання гір­ських порід, наприклад перетворення граніту на глину).

Про швидкість реакції роблять висновок на підставі зміни концентрації однієї з речовин (реагента або продукту) за оди­ницю часу. У стані хімічної рівноваги швидкість прямої ре­акції дорівнює швидкості зворотної, тому зміна концентрації речовин не спостерігається.

На швидкість перебігу реакцій впливають різні чинники. Передусім природа речовин, що реагують.

Виконаємо такий дослід. У три пробірки наллємо по 1−2 мл розбавленої хлоридної кислоти. В одну пробірку за­нуримо невеликий очищений залізний цвяшок, у другу — гра­нулу цинку, а в третю — стружку магнію (площа поверхні металів приблизно однакова).

Спостереження показують, що магній взаємодіє з хлоридною кислотою швидше, ніж цинк, а швидкість реакції заліза ще менша, ніж цинку. Отже, має значення природа речовин, що реагують.

Швидкість реакції залежить від концентрації реагуючих речовин. Для того щоб відбулася реакція, частинки (атоми, молекули, йони, радикали) вихідних речовин повинні зіткну­тися одна з одною. Чим частіше зіткнення, тим швидше відбу­вається реакція. Зрозуміло, що кількість зіткнень частинок за даної температури залежить від концентрації реагуючих ре­човин.

Якщо реакція відбувається між газом і твердою речовиною, то її швидкість залежить від зіткнення молекул газу з твердою речовиною на одиницю площі її поверхні. Тому, щоб приско­рити реакцію, потрібно збільшити площу поверхні зіткнення реагуючих речовин.

На швидкість реакції великий вплив справляє температу­ра. Переважна більшість реакцій у разі нагрівання відбува­ються швидше, ніж без нагрівання.

Каталізатори. Одним з найефективніших засобів впливу на швидкість реакції є застосування каталізатора.

Змішаємо порошкоподібні алюміній (або цинковий пил) і йод. Ми не помічаємо ознак перебігу реакції. Очевидно, за стандартних умов вона практично не відбувається.

Доторкнемося до суміші розпеченим дротом. Реакція почи­нається і далі триває мимовільно. Ми спостерігаємо, як розпі­кається реакційна маса.

Тепер до такої самої суміші додамо кілька крапель води. Невдовзі помічаємо перебіг реакції: маса суміші речовин роз­пікається, відбувається бурхлива реакція з утворенням йодиду алюмінію:

2А1 + 3І2 = 2А1І3.

Реакція відбувається так, як і в разі нагрівання. Вода у даному випадку відіграє роль каталізатора.

Каталізатором називається речовина, яка, беручи участь у хімічній реакції, збільшує її швидкість, а на кінець реакції залишається не­змінною.

Реакції, які відбуваються за участю каталіза­тора, називаються каталітичними.

Наприклад, добування кисню з бертолетової солі:

MnO2

2КС1О3 2КС1 + ЗО2^.

Добування бензолу дегідруванням циклогексану за темпе­ратури 300 °C і наявності платини:

Відомі речовини, що уповільнюють реакції, наприклад корозію металів.

Речовини, які гальмують хімічні реакції, називаються Інгібіторами.

Ці речовини адсорбуються поверхнею металу і утворюють захисну плів­ку. Інгібітори застосовують для захисту трубопроводів у газоі нафтови­добувній промисловості, їх широко використовують для регулювання швид­кості реакцій полімеризації, стабілізації каучуків під час їхньої переробки, вуглеводневого палива, збереження харчових жирів і лікувальних препаратів тощо.

Електронну теорію каталізу запропонував український уче­ний Л. В. Писаржевський.

Сучасна промисловість широко використовує каталізатори. І це зрозуміло, оскільки каталіз — найефективніший спосіб ін­тенсифікації промислового виробництва.

Каталізатори відіграють суттєву роль у життєдіяльності ор­ганізмів. Хімічні реакції в клітинах, тканинах, у різних органах відбуваються під впливом ферментів — біологічних каталіза­торів. Вони дуже схожі з неорганічними каталізаторами, але їхня активність значно вища. Вони також легко отруюються каталітичною отрутою, особливо такою, як алкоголь, нікотин, і втрачають свою активність. А це згубно позначається на здо­ров'ї людини.