Материал по химии по теме "Химические реакции"

Химические реакции – это реакции, при которых из атомов вступивших в реакцию веществ образуются новые вещества (простые или сложные), причем общее число атомов каждого элемента всегда остается постоянным.

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

1. По признаку выделения или поглощения теплоты. Реакции протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими.

H₂+Cl₂=2HCL DH=-184. 6 кДж

Реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды, называются эндотермическими.

N₂+2O₂=2NO₂ DH=180. 8 кДж

Количество выделенной или поглощенной в результате реакции теплоты называется тепловым эффектом.

Тепловой эффект обозначают DH и выражают в килоджоулях (кДж).

Энтальпия (Н) – это внутренняя энергия вещества, поэтому у экзотермических процессов DH – отрицательная величина (теплота выделяется), а у эндотермических DH – положительная (теплота поглощается).

2. По признаку обратимости реакции делят на обратимые и необратимые.

Обратимые – реакции, которые протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях и не доходят до конца.

В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставятся две стрелки, направленные в противоположные стороны.

Необратимые – реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные продукты.

Признаками необратимости реакций являются:

- Выпадение осадка;

- Выделение газа;

- Образование малодиссоциируемого вещества (например, H₂O)

BaCl₂+Na₂SO₄=BaSO₄¯+2NaCl

CaCO₃+2HCl=CaCl₂+H₂O+CO₂­

NaOH+HNO₃=NaNO₃+H₂O

Поскольку угольная кислота H₂CO₃ и гидрооксид аммония NH₄OH существуют только в растворах, то вместо их молекулярных формул в уравнениях реакций записываются продукты их распада:

Полную информацию смотрите в файле. 

Химические реакции – это реакции, при которых из атомов вступивших в реакцию веществ образуются новые вещества (простые или сложные), причем общее число атомов каждого элемента всегда остается постоянным.

Химические реакции классифицируют по различным признакам.

1. По признаку выделения или поглощения теплоты. Реакции протекающие с выделением теплоты называются экзотермическими.

H₂+Cl₂=2HCL H=-184.6 кДж

Реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды, называются эндотермическими.

N₂+2O₂=2NO₂ H=180.8 кДж

Количество выделенной или поглощенной в результате реакции теплоты называется тепловым эффектом.

Тепловой эффект обозначают H и выражают в килоджоулях (кДж).

Энтальпия (Н) – это внутренняя энергия вещества, поэтому у экзотермических процессов H – отрицательная величина (теплота выделяется), а у эндотермических H – положительная (теплота поглощается).

1. По признаку обратимости реакции делят на обратимые и необратимые.

Обратимые – реакции, которые протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях и не доходят до конца.

3H₂+N₂ 2NH₃

В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставятся две стрелки, направленные в противоположные стороны.

Необратимые – реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные продукты.

Признаками необратимости реакций являются:

• Выпадение осадка;

• Выделение газа;

• Образование малодиссоциируемого вещества (например, H₂O)

BaCl₂+Na₂SO₄=BaSO₄+2NaCl

CaCO₃+2HCl=CaCl₂+H₂O+CO₂

NaOH+HNO₃=NaNO₃+H₂O

Поскольку угольная кислота H₂CO₃ и гидрооксид аммония NH₄OH существуют только в растворах, то вместо их молекулярных формул в уравнениях реакций записываются продукты их распада:

ЗАПОМНИТЬ:

H₂CO₃H₂O+CO₂

NH₄OHNH₃+H₂O

3. По изменению числа исходных данных и конечных веществ реакции подразделяют на следующие типы:

• Соединения;

• Разложения;

• Замещения;

• Обмена.

Реакции соединения – реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество.

2Na+Cl₂=2NaCl

CaO+CO₂=CaCO₃

Реакции разложения – реакции, в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ.

2HgO=2Hg+O₂

2KMnO₄=K₂MnO₄+O₂+МnО₂

Реакции замещения – реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества.

CuSO₄+Fe=Cu+FeSO₄

2HCl+Zn=ZnCl₂+H₂

Реакции обмена – реакции, в результате которых два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества.

2Al(OH)₃+6HCl=2AlCl₃+3H₂O

BaCl₂+Na₂SO₄=BaSO₄+2NaCl

HCl+AgNO₃=AgCl+HNO₃

1. По признаку изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, различают реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов (электроностатические реакции) и окислительно-восстановительные реакции (с изменением степени окисления атомов).

. Скорость химических реакций.

Химическое равновесие.

Скорость химической реакции - это изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.

Концентрацию реагирующих веществ выражают в моль/л, а время – в секундах или минутах. Математическое выражение для скорости реакции:

V =

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации C, температуры tº; присутствия катализаторов и др.

Влияние концентрации. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ характеризуется законом действующих масс:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Для реакции, протекающей по уравнению:

mA + nB = qAB

этот закон в общем виде будет записан:

V = K•C^m_A•Cⁿ_B или V = K• [A]^m •[B]ⁿ,

где C_A, C_B или [A], [B] - концентрации веществ А и В в моль/л; К – константа скорости реакции; m, n – стехиометрические коэффициенты.

Константа скорости реакции (К) – величина постоянная для каждой реакции. Она зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л т.е. V = К

Задача: Записать выражение закона действующих масс для реакций: а) синтез аммиака; б) горение угля.

Решение:

а) N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Закон действующих масс для данной реакции будет иметь вид:

V = K•[N₂] • [H₂]³

б) С + О₂ = СО₂

Для реакции горения угля закон действующих масс запишется так:

V = K•[О₂]

Концентрация твердого угля не учитывается.

Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10^ скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением:

V_t2 = V_t1•γ ^{(t2-t1) / 10}

где V_t2 и V_t1 – скорости реакций при начальной (t₁) и конечной (t₂) температурах; γ - температурный коэффициент.

Задача: Определить, во сколько раз увеличится скорость реакции, при нагревании от 20 до 6, если температурный коэффициент равен 2.

Решение:

раз

Влияние катализаторов.

Катализаторы – это вещества, изменяющие скорость химических реакций, при этом находятся в числе продуктов реакции в неизменном состоянии.

Катализаторы бывают ускоряющими реакцию (положительные) и замедляющие реакцию (отрицательные) или ингибиторы. Изменение скорости реакции с помощью катализатора называется катализом.

Катализ бывает двух типов: гомогенный и гетерогенный.

Гомогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор образуют однородную, однофазную систему. Например, окисление сернистого газа в серный ангидрид осуществляется с участием катализатора NO₂:

SO₂ + NO₂ = SO₃ + NO

2NO + O₂ = 2NO₂

Гетерогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор составляют неоднородную, многофазную систему. Например, взаимодействие газообразных веществ на поверхности твердого катализатора: N₂ + 3H₂ 2NH₃ (катализатор – металлическое железо)

Биокатализаторы – ферменты, которые ускоряют реакции в 10¹² – 10¹³ раз.

Обратимость реакций.

Обратимые реакции отличаются от необратимых тем, что не доходят до конца, одновременно идут в обе стороны: в сторону образования продуктов реакции (прямая реакция) и их разложения (обратная реакция) и заканчивается установлением химического равновесия. Например:

прямая реакция

3H₂ + N₂ 2NH₃

обратная реакция

Химическое равновесие – такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакции равны:

V₁ = V₂

Химическое равновесие характеризуется следующими признаками:

1. Прямая и обратная реакция не прекращаются, скорости их равны.

2. Равновесие является подвижным и чутко реагирует на изменение внешних условий (концентрация, температура, давление), и при новых условиях создается новое равновесие, отличное от прежнего.

3. При установившихся условиях (постоянной температуре, давлении) концентрации компонентов остаются неизменными как угодно долго, и называются равновесными.

Константа равновесия – количественная характеристика химического равновесия, показывающая во сколько раз скорость прямой реакции больше обратной.

Константа равновесия равна отношению произведения концентраций образующихся веществ к произведению концентраций исходных веществ.

Для обратимой реакции:

mA + nB pC + qD

Константа равновесия будет иметь вид:

K =

Константа равновесия – величина постоянная для данной реакции при данной температуре: она зависит от природы реагирующих веществ, но не зависит от концентрации.

Положение равновесия может быть нарушено, смещено изменением внешних условий: концентрации, температуры, давления (давления).

Смещение равновесия. Направление смещения равновесия определяется принципом (правилом) Ле-Шателье.

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменение С, t˚, p), то равновесие сдвигается в сторону той реакции, которая противодействует данному изменению.

Из правила Ле-Шателье следует:

1. При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции: образования продуктов реакции, т.е. практически до конца.

Например:

2C + O₂ 2CO

увеличение [O₂] или уменьшение [CO] сдвигает равновесие в сторону прямой реакции.

1. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры в сторону экзотермической.

Например:

Повышение t N₂ + O₂ 2NO H = 180 кДж

прямая реакция – эндотермическая

Понижение t H₂ + Cl₂ 2HCl H = -184,6 кДж

прямая реакция – экзотермическая

1. При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования газов с меньшим числом молекул; при уменьшении давления – в сторону большего числа молекул.

Например:

Повышение P N₂ + 3H₂ 2NH₃

4 моля 2 моля

Понижение P 2NO + O₂ 2NO₂

3 моля 2 моля

Изменение Р H₂ + J₂ 2HJ

не смещает равновесия 2 моля 2 моля

Решение типовых задач.

Задача: Как изменится скорость реакции 2SO₂ + O₂ 2SO₃, если увеличить концентрацию реагирующих веществ в 3 раза?

Решение:

Выразим начальные концентрации реагирующих веществ:

[SO₂] = a [O₂] = b. Тогда по закону действующих масс скорость реакции в начальный момент равна:

V₁ = K•[SO₂] • [O₂] = K• a²• b

в результате увеличения концентраций реагирующих веществ в 3 раза они стали равны соответственно [SO₂] = 3а и [O₂] = 3b. При новых концентрациях скорость реакции стала равна:

V₂ = K•[SO₂]² • [O₂] = K• (3a)²• 3b = K• 27a²• b

находим отношение:

Ответ: скорость реакции возросла в 27 раз.

Задача: Как повлияет на равновесие реакции N₂ + 3H₂ 2NH₃ – 91,8 кДж а) увеличение давления; б) повышение температуры; в) увеличение концентрации водорода?

Решение:

а) Для газообразной системы N₂ + 3H₂ 2NH₃ имеем в левой части уравнения 4 молекулы, в правой – 2 молекулы. В соответствии с правилом Ле-Шателье увеличение давления будет смещать равновесие в сторону той реакции, которая идет с образованием меньшего числа молекул, т.е. в сторону образования аммиака.

б) Реакция образования аммиака – экзотермическая H = -91,8 кДж, поэтому повышение температуры будет смещать равновесие в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону исходных веществ.

в) При увеличении концентрации водорода по закону действующих масс сразу возрастет скорость прямой реакции, следовательно равновесие сместиться в сторону образования аммиака.