Некоторые реакции можно осуществить только при определенных условиях: при нагревании, при освещении, при повышенном давлении, при наличии определенных веществ, способствующих осуществлению реакции – катализаторов.
В ходе химических реакций соблюдается закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Стехиометрия реакции – соотношение между количествами вступающих в реакцию реагентов и образующихся в результате реакции продуктов реакции.
Если а моль вещества А реагирует с b моль вещества В, а в результате реакции образуется х моль вещества Х и zмоль вещества Z, то уравнение
aA + bB = xX + zZ
называется химическим уравнением данной реакции, а числаa, b, x, zназываются стехиометрическими коэффициентами.
2.2 Классификация реакций
В зависимости от разных критериев химические реакции классифицируют на несколько типов. Так, по количеству и составу реагирующих веществ и продуктов в неорганической химии различают реакции:
соединения – реакции, в ходе которых из нескольких простых или сложных веществ образуется сложное. Например:
СаО + Н2О = Са(ОН)2
разложения – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия простого и сложного вещества образуется несколько других простых и сложных. Например:
СаСО3 = СаО + СО2↑
замещения – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия простого и сложного вещества образуется другое простое и другое сложное вещество. Например:
2Al = 3CuCl2 = 2AlCl3 + 3Cu
обмена – реакции, в ходе которых в результате взаимодействия двух сложных веществ образуется два других сложных вещества. Например:
NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3
По тепловому эффекту реакции могут быть экзо- и эндотермическими.
Тепловой эффект химической реакции – количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакций между определенными количествами реагентов.
Экзотермические реакции – реакции, в ходе которых происходит выделение теплоты, эндотермические реакции осуществляются с поглощением теплоты.
По признаку изменения степеней окисления реакции могут относиться к окислительно-восстановительным, а могут не являться таковыми; по признаку обратимости – обратимыми и необратимыми.
В ходе огромного множества химических реакций происходит переход электронов от одних веществ к другим. Такие реакции называют окислительно-восстановительными. Формальным признаком таких реакций является изменение степеней окисления элементов.
Степень окисления соответствует заряду, который возник бы на аотме даннго элемента в химическом соединении, если предположить, что все электронные пары, за счет которых этот атом связан с другими атомами, полностью сместились к атомам элементов с большей электроотрицательностью.
Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю. В сложном соединении алгебраическая сумма степеней окисления каждого из атомов равна нулю, в случае сложного иона – заряду иона.
Постоянные степени 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 окисления положительна; пероксидов, в которых она равна -1 (Н2О2); супероксидов КО2 и т.п.).
Водород в бинарных[4] соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а в соединениях с металлами -1.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых изменяются степени окисления элементов вследствие перехода электронов от восстановителя к окислителю.
Окислитель – вещество, молекулы или ионы которого принимают электроны.
Восстановитель – вещество, молекулы или ионы которого отдают электроны.
Окислителем и восстановителем могут также называть элементы, атомы которых отдают или принимают 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, степень окисления элемента повышается.
Восстановление – процесс приема электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления элемента понижается.
Классификация окислительно-восстановительных реакций.
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.
Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции – реакции, в которых элемент-окислитель и элемент-восстановитель находятся в одном веществе, но окислитель и восстановитель разные элементы.
Диспропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и тот же элемент, в одной и той же степени окисления.
Конпропорционирование – реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и то же элемент в разных степенях окисления.
Окислители и восстановители
Среди простых веществ окислительные свойства характерны для типичных неметаллов (F2, Cl2, Br2, I2, O2, O3,). Галогены, выступая в роли окислителей, приобретают степень окисления -1, причем от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают. Кислород, восстанавливаясь, приобретает степень окисления -2 (Н2О или ОНˉ).
Сложные вещества, используемые в качестве окислителей, очень часто содержат элементы в высшей степени окисления.
Среди кислородсодержащих кислот и их солей к наиболее важным окислителям относятся концентрированная серная кислота, азотная кислота и нитраты, перманганаты, хроматы и дихроматы, кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли.
Среди простых веществ к типичным восстановителям принадлежат активные металлы (щелочные и щелочноземельные, алюминий, цинк, железо и др.), а также некоторые неметаллы, 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 и гидроксокомплексов. Углерод чаще всего окисляется до монооксида или диоксида; фосфор, при действии сильных окислителей, окисляется до ортофосфорной кислоты.
В бескислородных кислотах и их солях носителями восстановительной функции являются анионы, которые, окисляясь, обычно образуют простые вещества. В ряду галогенид-ионов восстановительные свойства усиливаются от Clˉ к Iˉ.
Гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, содержащие ион Нˉ, проявляют восстановительные свойства, легко окисляясь до свободного водорода.
Металлы в промежуточной степени окисления, взаимодействуя с окислителями, способны повышать свою степень окисления.
Окислительно-восстановительная двойственность
Окислительно-восстановительная двойственность – способность одного и того же вещества, в зависимости от реагентов и от условий проведения реакции, выступать как в роли окислителя, так и в роли восстановителя. В таких веществах содержится элемент в промежуточной степени окисления.
Окислительно-восстановительная двойственность характерна для простых веществ – неметаллов. Например, фосфор по отношению к металлам выступает в роли окислителя. В то же время фосфор выступает в роли восстановителя по отношению к фтору, кислороду или хлору.
Азотная кислота за счет азота в высшей степени окисления +5 может выступать только в роли окислителя. В аммиаке азот в низшей степени окисления -3, и, поэтому, за счет азота, аммиак может выступать только в роли восстановителя. А в азотистой кислоте HNO3 азот находится в промежуточной степени окисления =3. Азотистая кислота окисляется кислородом, и в этом случае азот – восстановитель. Но в реакции с сильным восстановителем, например, с иодоводородной кислотой, азотистая кислота – окислитель.
2.3 Скорость химических реакций. Катализ
Скорость и механизмы химических реакций изучает раздел химии, который называется химической кинетикой.
Скорость химической реакции определяется изменением количества одного из реагентов или продуктов 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 которых участвуют реагенты в твердом состоянии, несмешивающиеся жидкости и т.д.
Скорость химической реакции, как правило, выражается в моль/(л·с) для гомогенных систем и в моль/(м2·с) для гетерогенных систем.
Так как скорость реакции изменяется со временем (по мере расходования реагентов скорость реакции обычно снижается), то мы можем вычислить только среднюю скорость реакции в определенном временном интервале Δτ.
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
С увеличением концентрации реагирующих веществ скорость реакции возрастает, потому что с увеличением концентрации реагентов возрастает число реагирующих веществ в единице объема и, следовательно, возникает больше столкновений между такими частицами.
Количественно зависимость между скоростью реакции и концентрацией определяется законом действующих масс:
При постоянной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. (Это закон действующих масс в кинетической форме)