Химические концепции описания природы

Размещено на http://www.allbest.ru/

ХИМИЧЕСКИЕ КОНЦЕПЦИИ ОПИСАНИЯ ПРИРОДЫ

Химические системы, энергетика химических процессов, реакционная способность веществ

Химия - наука, изучающая превращения веществ, сопровождающихся изменением их состава и (или) строения. В конце XIX - начале XX в. важнейшим направлением химии стало изучение закономерностей химических процессов.

В главе 2 было показано, что существует природа «химизма», которая заключается во внутренних силах, объединяющих атомы в молекулы (или кристаллы) как единую квантово-механическую систему. Этими силами являются химические связи. Образованием химической связи сопровождается перестройкой электронных оболочек вступающих во взаимодействие атомов В результате того, что физика открыла природу «химизма» как обменного взаимодействия электронов или ионов, химия стала принципиально по-новому решать проблему химического соединения.

Химическое соединение возникает в результате синтеза исходных веществ, который крайне упрощенно можно выразить уравнением: А + В = С (А и В - исходные вещества, С - синтезированное вещество).

Основные законы классической химии

Исторически химические процессы рассматривались на основе учета основных законов классической химии, которые можно подразделить на две группы: 1) законы стехиометрии и 2) законы химического строения вещества.

Законы стехиометрии. К законам стехиометрии относятся:

1. Закон постоянства состава химически индивидуальных веществ: химически чистое соединение имеет одинаковый состав независимо от способа его получения (например, поваренная соль имеет одинаковый состав во всем мире).

2. Закон пропорциональности: весовые количества веществ, участвующих в тождественных химических процессах, всегда определены (например, для нейтрализации конкретного количества кислоты всегда требуется определенное количество щелочи).

Законы химического строения вещества относятся к органической химии, они включают следующие теории:

1. Теорию радикалов (Й. Берцелиус и др.): определенная группы атомов углерода и водорода (СН-радикалы) способна оставаться неизменной при всех химических реакциях.

2. Теорию химического строения (А.М. Бутлеров); сущность органических соединений определяются не наличием «радикалов», а химическим строением. Истинность теории подтверждается существованием изомеров - веществ, имеющих одинаковый состав, но разную структуру, а значит, и различные свойства.

3. Теорию типов (Ш. Жерар): для органических соединений свойственно не существование неизменных радикалов, а наличие нескольких типов соединений (типа воды, аммиака и др.). Органическое вещество получается в результате замещения в молекуле одного или нескольких (группы) атомов на другую группу атомов.

Энергетика химических процессов

При химической реакции выделяется или поглощается энергия, так как реакция сопровождается перестройкой энергетических уровней атомов или молекул веществ, участвующих в ней, и веществ, образующихся в ходе реакции. Вопросы энергетики химических процессов рассматриваются в разделе химии, называемом химической термодинамикой, и ее частным разделом - термохимией.

Выделение или поглощение энергии в процессе химической реакции зависит от соотношения количества энергии, затраченной на разрыв или возбуждение химических связей исходных веществ, и энергии, выделяющейся в результате образования новых химических связей в продуктах реакции. химический реакция шателье катализатор

Энергия, образующаяся или поглощающаяся в результате химических реакций, может выделяться или поглощаться в разных формах, но, конечно, в эквивалентных количествах. Так, например, фотохимические процессы при фотографировании протекают с поглощением квантов лучистой энергии галоидами серебра и, наоборот, можно построить источник когерентного излучения - лазер, работающий на энергии химических реакций.

Затрачивая электрическую энергию, можно выделять нужные вещества из растворов или расплавов путем электролиза, с другой стороны, можно получить электрическую энергию за счет химических реакций, протекающих в гальванических элементах или аккумуляторах.

Чаще всего в результате химических реакций выделяется или поглощается тепловая энергия. Для таких реакций справедливы следующие законы термохимии.

Первый закон термохимии (Лавуазье и Лаплас, 1780-1984): тепловой эффект образования данного соединения и точности равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.

Из закона Лавуазье-Лапласа следует невозможность построить вечный двигатель 1 рода, использующий энергию химических реакций.

Второй закон термохимии (Г.И. Гесс, 1840): тепловой эффект химической реакции не зависит от характера и последовательности отдельных ее стадий и определяется только начальными и конечными продуктами реакции и их физическим состоянием.

Утверждение закона Гесса о том, что тепловой эффект процесса зависит от его отдельных стадий и их последовательности, дает возможность рассчитывать тепловые эффекты реакций для случаев, когда их определить экспериментально или очень трудно, или вообще невозможно. Применение закона Гесса чрезвычайно расширило возможности термохимии, позволяя производить точные расчеты тепловых эффектов образования целого ряда веществ.

Химическая термодинамика, так же, как и общая термодинамика, основана на двух началах (законах). Первое начало представляет собой закон сохранение энергии, но он не указывает направления течения процесса химической реакции, ее возможность и полноту протекания, а это представляет собой основную задачу при исследовании любого процесса.

Изменение химической энергии зависит от условий протекания, поэтому развитие химических реакций, как и всех других процессов (например, тепловых), определяется вторым началом термодинамики и связано с ростом энтропии систем.

Реакционная способность вещества

Изучение химических реакций показывает, что они могут протекать с весьма различными скоростями. Иногда реакция идет настолько быстро. что практически ее можно считать мгновенной, таковы, например, многие химические реакции между солями, кислотами и основаниями, протекающие в водных растворах, или реакции, протекающие со взрывом. В других случаях, наоборот, скорость химической реакции так мала, что для образования заметного количества продуктов реакции нужны были бы годы, а то и столетия.

Скорость химической реакции измеряется изменением концентраций реагирующих веществ в единицу времени. Концентрацией называется количество вещества в единице объема. Скорость каждой химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентраций и условий, в которых реакция протекает (температура давление, присутствие катализаторов).

Зависимость скорости химических реакций от концентраций реагирующих веществ легко понять исходя из молекулярно-кинетических представлений. Молекулы газов, двигаясь в различных направлениях с довольно большой скоростью, неизбежно должны встречаться, сталкиваться друг с другом. Взаимодействие между молекулами, очевидно, может происходить только при их столкновениях, следовательно, чем чаще будут сталкиваться молекулы, тем быстрее будет идти превращение исходных веществ в новые и тем больше будет скорость реакции. Таким образом, мы приходим к следующему выводу: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Это очень важное положение было установлено в 1867 г. двумя норвежскими учеными К. Гульдбергом (1836-1902) и П. Ваге (1833-1900) и получило название закона действия масс, или закона действующих масс.

Математическое выражение закона действия масс для химической реакции соединения вида А + В = С выглядит следующим образом:

v = K * [A] * [B],

где v - скорость реакции;

К - коэффициент пропорциональности - постоянная для данной реакции при данной температуре величина, называемая константой скорости и характеризующая влияние природы реагирующих веществ на скорость их взаимодействия друг с другом;

[A] и [B] - концентрация веществ.

Несколько иной вид имеет выражение для скорости химической реакции, когда во взаимодействие вступает не одна, а несколько молекул вещества, например:

2А + В = .. или А + А + В = D.

Чтобы это взаимодействие могло осуществиться, должно произойти одновременное столкновение двух молекул А и одной молекулы В. Математический анализ показывает, что концентрация вещества А должна в этом случае дважды появиться в уравнении скорости химической реакции:

v = K * [A[ * [A] * [B] = K * [A]² * [B]

В общем случае, когда m молекул вещества А одновременно реагирует с n молекулами вещества В, уравнение скорости химической реакции имеет вид:

v = K * [A] ^m * [B]ⁿ

Скорость всякой реакции непрерывно уменьшается с течением времени, так как взаимодействующие вещества постепенно расходуются и концентрации их уменьшаются. Поэтому, говоря о скорости реакции, всегда имеют в виду скорость в данный момент, т.е. то количество вещества, которое подверглось бы превращению, если бы существующие в данный момент концентрации поддерживались искусственно в течение определенного промежутка времени.

На практике при измерении скоростей реакций часто приходится встречаться с кажущимися отклонениями от закона действия масс. Это объясняется тем, что многие химические реакции протекают в несколько стадий, т.е. распадаются на несколько последовательных, более простых процессов. Закон действия масс справедлив в этом случае для каждого отдельного элементарного процесса, но не для всей реакции в целом.

Зависимость скорости химических реакций от температуры. Кроме концентрации, очень важным фактором, определяющим скорость химической реакции, является температура. Опытным путем установлено, что при повышении температуры на каждые 10^оС скорость реакции увеличивается в два-три раза. При понижении температуры скорость реакции во столько же раз уменьшается.

Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 10^оС, называется температурным коэффициентом реакции.

Значительное увеличение скорости химической реакции при повышении температуры нельзя объяснить одним только увеличением числа столкновений между молекулами. Согласно кинетической теории скорость движения молекул растет пропорционально корню квадратному из абсолютной температуры, тогда как скорость реакции увеличивается гораздо быстрее. Следует считать, что повышение температуры не только вызывает более частые столкновения, но и увеличивает число эффективных столкновений, в результате которых происходит химическое взаимодействие, т.е. относительное количество активных молекул. Это объясняется тем, что при повышении температуры молекулы становятся менее устойчивыми и, следовательно, более склонными к химической реакции.

Зависимость скорости химической реакции от присутствия катализаторов и ингибиторов. Наконец, третьим фактором, оказывающим огромное влияние на скорость химических реакций, является присутствие катализаторов и ингибиторов - веществ, которые изменяют скорость реакции, но сами после реакции остаются химически неизмененными и в том же количестве, что и до реакции. Обычно влияние катализаторов выражается в ускорении химической реакции, ингибиторов - в ее замедлении. Иногда применение катализаторов может увеличить скорость реакции в 1000 и более раз. Чаще всего катализаторами служат мелко раздробленные металлы.

Протекание химических реакций в гетерогенных системах. Рассматривая влияние различных условий на скорость химических реакций. мы рассматривали главным образом реакции, идущие в однородных, или гомогенных, системах (смесь газов, растворы). Значительнее сложнее протекают реакции в гетерогенных системах.

Гетерогенной называется система, состоящая из двух или нескольких частей, различающихся по своим физическим или химическим свойствам и отделенных друг от друга поверхностями раздела.

Отдельные однородные части гетерогенной системы называются ее фазами.

Например, лед, вода и находящийся над ними пар образует гетерогенную систему из трех фаз: твердой (лед), жидкой (вода) и газообразной (водяной пар); кислота и опущенный в нее кусок металла образуют систему из двух фаз и т.д.

В гетерогенной системе реакция всегда происходит на поверхности раздела двух фаз, так как только здесь молекулы той и другой фазы сталкиваются между собой. Поэтому скорость гетерогенной реакции зависит не только от трех рассмотренных ранее факторов (концентрации реагирующих веществ, температуры и наличия катализаторов и ингибиторов), но и от величины поверхности соприкосновения между реагирующими фазами. Всякое увеличение поверхности приводит к увеличению скорости реакции. Так, например. измельченный уголь, обладающий большой поверхностью, сгорает гораздо быстрее, чем уголь в крупных кусках; растворение металлов в кислотах значительно ускоряется, если взять металлы в виде порошков и т.д. Важным фактором, обусловливающим скорость гетерогенной реакции, является также диффузия, благодаря которой к поверхности раздела притекают новые порции реагирующих веществ. Искусственно ускоряя процесс диффузии встряхиванием или перемешиванием, можно значительно повысить скорость реакции.

Химическое равновесие

Многие химические реакции протекают таким образом, что исходные вещества целиком превращаются в продукты реакции или, как говорят, реакция идет до конца. Так, например, бертолетова соль при нагревании вся без остатка превращается в хлористый калий и кислород:

2КCIO₃ = 2КCI + 3O₂.

Обратное получение бертолетовой соли из хлористого калия и кислородом является невозможным. Такого рода реакции называются практически необратимыми, или односторонними.

Иной характер имеет реакция взаимодействия водорода с железной окалиной. Если пропускать водород над нагретой до высокой температуры железной окалиной, то последняя превращается в железо, а водород, соединяясь с кислородом окалины, образует воду:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂O.

С другой сторон, пропуская при такой же температуре водяной пар на порошкообразным железом, можно получить железную окалину и водород. Эта реакция выражается тем же уравнением, что и предыдущая, если читать его справа налево:

3Fe + 4F₂O = Fe₃O₄ + 4Н₂.

Таким образом, при одной и той же температуре будут протекать две прямо противоположные реакции: из железной окалины и водорода будут получаться железо и водяной пар, а из последних - снова железная окалина и водород.

Процессы, которые при одних и тех же условиях могут идти как в ту, так и в другую сторону, называются обратимыми, или двусторонними.

Чтобы показать, что химический процесс обратим, в уравнении реакции заменяют знак равенства двумя стрелками, неправлеными в противоположные стороны:

Fe₃O₄ + 4H₂ - 3Fe + 4Н₂O.

Реакцию, протекающую в направлении слева направо, принято называть прямой, противоположную реакцию - обратной.

Характерная особенность обратимых реакций заключается в том, что они не доходят до конца, если продукты реакции не удаляются из сферы взаимодействия (например, при реакциях между газами в закрытом сосуде). Исходные вещества, если даже они были взяты в эквивалентных количествах, никогда не расходуются полностью на образование продуктов реакции. Реакция идет лишь до известного предела и затем как бы останавливается.

Состояние системы реагирующих веществ, когда концентрация их не изменяется, называется химическим равновесием. Химическое равновесие достигается тогда, когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции.

Нам представляется, что реакция остановилась и не идет дальше. Однако эта остановка только кажущаяся; обе реакции продолжают идти, но одна из них сводит на нет результаты другой.

Установившееся между данными веществами химическое равновесие может сохраняться при неизменных условиях как угодно долго. Но стоит только изменить концентрацию хот бы одного из участвующих в реакции веществ, как равновесие тотчас же нарушается и концентрации всех остальных веществ тоже начинают изменяться.

Процесс изменения концентрация, вызванный нарушением равновесия, называется смещением, или сдвигом, равновесия.

Если при этом происходит увеличение концентраций веществ, стоящих в правой половине уравнения (и, конечно, одновременно уменьшение концентраций веществ, стоящих слева), то говорят, что равновесие смещается вправо или в направлении течения прямой реакции; при обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево.

Закон Вант-Гоффа и принцип Ле-Шателье. Рассмотрев, как влияет на состояние равновесия изменение концентраций реагирующих веществ, перейдем к рассмотрению влияния на равновесие изменений температуры и давления.

Повышение температуры ускоряет, вообще говоря, все химические реакции, однако для разных реакций это ускорение различно. В большинстве случаев скорости прямой и обратной реакций изменяются не в одинаковое число раз, и одна из них начинает протекать быстрее. Однако накопление продуктов получившей преобладание реакции, с одной стороны, и убыль участвующих в ней веществ - с другой, постепенно выравнивают скорости обоих процессов. Таким образом, снова наступает равновесие, но уже при иных, чем прежде, концентрациях каждого из веществ. Из этого следует, что каждой температуре соответствует и свое состояние равновесия, подобно тому, как, например, каждой температуре отвечает своя растворимость вещества.

Направление, в котором смещается равновесие при изменении температуры, определяется законом Вант-Гоффа, относящимся к любим равновесным системам.

Закон Вант-Гоффа: если температура системы, находящейся в равновесии, изменяется, то при повышении температуры равновесие смещается в сторону процесса, идущего с поглощением тепла, а при понижении - в обратную сторону.

По отношению к обратимым химическим процессам это значит, что повышение температуры вызывает сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции, понижение температуры смещает равновесие в противоположную сторону.

Всякое обратимое разложение вещества в химии носит название диссоциации. Если этот процесс обусловливается нагреванием, то его называют термической диссоциацией. При нагревании диссоциируют многие вещества. В соответствии с законом Вант-Гоффа повышение температуры увеличивает степень диссоциации (т.е. относительное количество разложившегося вещества), смещая равновесие в сторону образования продуктов диссоциации.

Закон Вант-Гоффа - лишь частный случай более общего закона, определяющего влияние различных факторов на равновесную систему и известного под названием принципа Ле-Шателье. В применении к химическому равновесию этот принцип можно сформулировать следующим образом.

Принцип Ле-Шателье: если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, например температуру, давление или концентрацию, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Согласно принципу Ле-Шателье повышение температуры должно снижать равновесие в сторону реакции, понижающей температуру, и, следовательно, идущее с поглощением тепла. Понижение температуры вызывает сдвиг равновесия в сторону реакции, идущей с выделением тепла.

Смещение равновесия при изменении давления путем сжатия смеси реагирующих веществ может иметь место, когда в реакции участвуют газообразные вещества. При этой, согласно принципу Ле-Шателье, равновесие должно смещаться в сторону той реакции, которая ослабляет произведенное изменение, т.е. уменьшает давление, если оно было увеличено, и увеличивает, если оно было уменьшено. Но в замкнутом пространстве при постоянной температуре изменение давления в результате реакции может произойти только в том случае, если реакция сопровождается изменением общего числа молекул газообразных веществ.

Таким образом, мы приходим к следующему выводу; при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул газа, при уменьшении давления - в сторону образования большего числа молекул.

Очевидно, что если при реакции число молекул газообразных веществ не изменяется, то ни увеличение, ни уменьшение давления не нарушают равновесия.

Наконец, нетрудно убедиться, что смещение равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ также подчиняется принципу Ле-Шателье. Действительно, когда мы увеличиваем концентрацию одного из участвующих в реакции веществ, то равновесие всегда смещается в сторону реакции, понижающей концентрацию данного вещества. Например, при реакции СО₂ + Н₂О - Н₂СО₃ увеличение концентрации углекислого газа смещает равновесие в сторону образования угольной кислоты, причем концентрация углекислого газа снова понижается. Наоборот, уменьшение концентрации одного из веществ (СО₂ или Н₂О) вызывает сдвиг равновесия в сторону его образования.

Введение катализатора в равновесную систему не изменяет состояния равновесия, так как катализатор в одинаковой степени ускоряет и прямую, и обратную реакции. Однако роль катализаторов при обратимых реакциях очень велика. При низких температурах ввиду малой скорости реакции равновесие между взаимодействующими веществами устанавливается обычно очень медленно. Чтобы получить значительное количество продуктов реакции, требуется много времени. Можно, конечно, ускорить наступление равновесия повышением температуры, однако если интересующий нас продукт образуется с выделением тепла, то его выход будет очень малым, так как при высокой температуре процесс сильно сдвигается в сторону образования исходных веществ. Применение же катализаторов дает возможность ускорить наступление равновесия, не повышая температуры, и, таким образом, получить необходимое количество вещества в более короткие сроки.

Контрольные вопросы

1. Что такое химическая связь?

2. Какова роль физики в понимании и решении проблемы химического соединения?

3. Перечислите основные законы стехиометрии.

4. Назовите основные законы химического строения вещества.

5. От чего зависит выделение или поглощение энергии в экзотермических или эндотермических химических реакциях?

6. Сформулируйте основные законы термохимии.

7. Что такое реакционная способность вещества?

8. От чего зависит скорость протекания химических реакций?

9. Что такое химическое равновесие? Какие реакции называются обратимыми, какие - необратимыми?

10. В чем заключается принцип Ле-Шателье применительно к химическим реакциям?

11. Почему при обратимых реакциях особенно велика роль катализаторов?

Литература для самостоятельного изучения

1. Коровин Н.В. Общая химия: Учебники. - М., 2000.

2. Краснов К.С. Молекулы и химическая связь. - М., 1977.

3. Кузнецов В.И. Общая химия. Тенденция развития. - М., 1989.

4. Шиманович И.Е., Павлович М.Л., Тикавый В.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах, определениях, схемах. - Минск, 1996.

5. Эмсли Д. Элементы. - М., 1993.

Размещено на Allbest.ru