Процесс превращения одних простых или сложных веществ в другие называется химической реакцией. В ходе реакции число атомов каждого элемента остается постоянным. Не изменяется и общая масса вещества (закон сохранения массы). Чтобы обеспечить сохранение числа атомов каждого элемента в ходе реакции, в уравнении реакции перед формулами веществ проставляют коэффициенты. Для реакций газообразных веществ коэффициенты показывают также объемные соотношения реагентов. Так, в соответствии с уравнением ЗН2 + N2 -> 2NH3 два объема водорода вступают в реакцию с одним объемом водорода, давая два объема аммиака (при постоянных условиях).

Химические реакции подразделяются на реакции разложения, соединения, замещения и обмена. В реакции разложения из одного сложного вещества получается два или более простых или сложных веществ (СаС03 -» СаО + С02). В реакциях соединения из двух или нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное (Fe + S = FeS). В реакции замещения атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества (Fe + CuS04 -> FeS04 + Си). В реакции обмена два сложных вещества обмениваются своими составными частями:



NaOH + НС1 -> NaCl + Н20.

Реакции, в которых изменяется степень окисления хотя бы одного из элементов, называются окислительно-восстановительными.

Окислители — вещества (молекулы, атомы, ионы), которые в ходе реакции принимают электроны; при этом степень окисления соответствующего атома алгебраически уменьшается, а сами молекулы (атомы, ионы) восстанавливаются. Пример: азотная кислота во многих реакциях — окислитель, при этом молекулы HN03 восстанавливаются (например, до N02, NO, N2, NH4), а степень окисления атомов азота понижается с +5 соответственно до +4, +2, 0 и -3).

Восстановители — вещества (молекулы, атомы, ионы), которые в ходе реакции отдают окислителю электроны; при этом степень окисления соответствующего атома алгебраически увеличивается, а сами молекулы (атомы, ионы) окисляются. Пример: сероводород во многих реакциях — восстановитель, при этом молекулы H2S окисляются (например, до S, H2S04), а степень окисления атомов серы повышается с -2 соответственно до 0 и +6. Окисление и восстановление всегда происходят одновременно.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты — вещества, растворы которых проводят электрический ток. К ним относятся кислоты, щелочи, многие соли. Растворы сильных электролитов (НС1, NaOH, NaCl) хорошо проводят ток, растворы слабых электролитов (СН3СООН, H2S, S02) проводят ток плохо. Неэлектролиты — вещества, растворы которых не проводят электрический ток (02, этиловый спирт, сахар).

Электропроводность растворов обусловлена ионами — положительно заряженными катионами и отрицательно заряженными анионами, которые могут передвигаться к электродам — отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Процесс образования свободных ионов при растворении электролитов в воде называется электролитической диссоциацией.

Кислоты — вещества, которые в водных растворах образуют только катионы водорода и анионы кислотных остатков (НС1 -» Н' + СГ). Растворимые основания (щелочи) образуют при диссоциации в водных растворах катионы металла, а в качестве анионов — только анионы ОН~ (NaOH -» Na+ + ОН ). Средние соли образуют в растворах катионы металлов и анионы кислотных остатков (Na3P04 -> 3Na" + POf ). Кислые соли диссоциируют в растворе ступенчато:

NaH2P04 -> Na+ + H2P04~;

Н2Р04 -> Н+ + НР042 ;

НТО2 -> Н+ + ТО* .

При этом в растворе присутствуют катионы металла и водорода и анионы кислотных остатков. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют полностью, слабые электролиты диссоциируют не полностью.

В реакциях электролитов участвуют ионы. Так, для реакции H2S04 + 2NaOH —> Na2S04 + 2Н20 полное ионное уравнение (с учетом диссоциации электролитов) имеет вид

2Н+ + SCf + 2Na+ + 20БГ -> 2Na+ + SCf + 2H20.

Сокращенное ионное уравнение той же реакции имеет вид Н + ОН -> Н20. Аналогично для реакции AgN03 + КС1 -» AgCl + KN03 полное ионное уравнение

Ag+ + NO3 + К+ + СГ-> AgCll + К+ + N03,

Сокращенное ионное уравнение Ag1 + СГ -> AgCl.

Тепловой эффект реакции

Реакции, протекающие с выделением тепловой энергии, называются экзотермическими (например, реакции горения). Реакции, протекающие с поглощением тепловой энергии из окружающей среды, называются эндотермическими; они идут обычно при нагревании: СаС03 —> СаО + С02. Количество тепловой энергии, которая выделяется или поглощается в ходе реакции, называется тепловым эффектом реакции; его относят к 1 моль реагента или продукта. Химические уравнения, в которых указан тепловой эффект реакции, называются термохимическими уравнениями; например, ВаО + С02 = ВаС03 + 252 кДж. Тепловые эффекты реакций определяют экспериментально с помощью калориметров.

Скорость химических реакций

Скорость гомогенной реакции (она идёт в растворе или в смеси газов) определяется изменением концентрации исходного вещества или продукта реакции в единицу времени. Если к моменту времени tx концентрация равна cv а к моменту времени t2 она равна с2, то для продукта реакции (когда С2 > ci) выражение для скорости имеет вид для исходного вещества с2 < cv поэтому выражение для скорости реакции (эта величина всегда положительная) имеет вид

С?2 Су

V=—-—L. t2-t,

Эти выражения отвечают средней скорости реакции в указанном интервале времени; в пределе, для очень малого интервала, получают истинную (мгновенную) скорость реакции в данный момент времени.

Скорость реакции зависит от природы реагентов, от концентрации реагентов (для реакций в газах — от давления), от температуры. Скорость большинства реакций увеличивается с повышением температуры примерно в 2-4 раза на каждые 10°С. Скорость гетерогенных реакций (они идут на поверхности раздела твердого вещества и жидкости или газа) пропорциональна величине поверхности. Скорость химических реакций может сильно измениться в присутствии некоторых веществ, которые при этом сами остаются неизменными. Вещества-Катализаторы ускоряют реакции, вещества-ингибиторы замедляют их.




See also: