Тема: Хімічні реакції та закономірності їх перебігу.

Класифікація хімічних реакцій.

План:

1. Хімічні реакції та закономірності їх перебігу.

2. Класифікація хімічних реакцій.

Теоретичні відомості

Хімічні реакції
Що ми називаємо хімічними реакціями? Явища, за яких одні речовини перетворюються на інші, що відрізняються від вихідних за складом і властивостями, і при цьому не відбувається змін складу ядер атомів, називаються хімічними. Окиснення на повітрі, горіння, добування металів із руд, ржавіння заліза - це все хімічні явища. Інакше їх називають хімічними перетвореннями, хімічними реакціями, або хімічними взаємодіями. Хімічні реакції класифікують за різними ознаками.

Класифікація хімічних реакцій.
1. За ознакою зміни кількості вихідних і кінцевих продуктів.
2. За ознакою зміни ступеня окиснення атомів.
3. За виділенням або поглинанням теплоти.
4. За напрямом реакції.
5. За участю каталізатора.
6. За агрегатним станом реагуючих речовин.
7. За типом одного з реагентів.
1.За ознакою зміни кількості вихідних і кінцевих речовин.
За названими ознаками хімічні реакції поділяються на такі типи: сполучення, розкладу, заміщення та обміну.
• Сполучення - це реакція, внаслідок якої з двох або кількох речовин утворюється одна нова речовина. Наприклад, взаємодія хлороводню з аміаком.
HCl + NH3 = NH4Cl
• Розкладу - це реакції, внаслідок яких з однієї речовини утворюється декілька нових речовин. Наприклад, розклад перманганату Калію.
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
• Заміщення - це реакції між простими і складними речовинами, внаслідок яких атоми простої речовини заміщують атоми одного з елементів складної речовини.
Pb(NO3)2 + Zn = Zn(NO3)2 + Pb
• Обміну - це реакції, внаслідок яких дві складні речовини обмінюються складовими частинами, утворюючи дві нові речовини.
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
2. За ознакою зміни ступеня окиснення атомів.
За цією ознакою хімічні реакції поділяють на дві групи.
• Неокисно-відновні (без зміни ступеня окиснення)
NaCl + AgNO3 = AgCl +NaNO3
• Окисно-відновні. Це реакції, у процесі яких змінюються ступені окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.
У будь-якій окисно-віновній реакції є речовини які віддають і які приймають електрони, тобто процеси окиснення і відновлення завжди супроводжують один одного.

Суть процесів окислення і відновлення як втрату і приєднання електронів уперше було визначено укр. вченим, академіком Л. В. Писаржевським.
Zn + 2HCl =ZnCl2 + H2
Zn⁰ - 2е = Zn⁺² відновник, окиснення;
2H⁺ + 2е =H2⁰ окисник, відновлення.
3. За ознакою виділення або поглинання енергії.

• Екзотермічні. Це реакції, що відбуваються з виділенням теплоти. Наприклад, реакція утворення хлороводню з Гідрогену і Хлору.
H2 + Cl2 = 2HCl + Q
H2 + Cl2 = 2HCl, ΔH = - 184,6 кДж
• Ендотермічні. Це реакції, що відбуваються з поглинанням теплоти з навколишнього середовища. Наприклад, реакція утворення Нітроген (ІІ) оксиду.
N2 + O2 = 2NO - Q
N2 + O2 = 2NO, ΔH = 180,8 кДж

4. За напрямом реакції.

• Необоротні - реакції, які відбуваються тільки в одному напрямку і завершуються повним перетворенням вихідних реагуючих речовин у кінцеві речовини.
2KClO3 = 2KCl + 3O2

Якими явищами супроводжуються необоротні реакції?
1) продукти, що утворюються, виходять зі сфери реакції, тобто випадають у вигляді осаду, або виділяються у вигляді газу;
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl
H2SO4 + Na2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2
2)утворюється малодисоційована сполук, наприклад, вода:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
3) виділяється велика кількість енергії:
2Mg + O2 = 2MgO ΔH = - 602,5кДЖ
• Оборотні - реакції, які одночасно відбуваються у двох взаємно -протилежних напрямках.
3H2 + N2 = 2NH3 Δ H = - 46,2 кДЖ/моль
Завдання. Записати необоротні реакції а) з виділенням газу, б) випаданням осаду, в) утворенням води, г) необоротну реакцію.

5. За участю каталізатора.

• Каталітичні - відбуваються за участю каталізатора.
2H2O2 = 2H2O + O2
Каталізаторами називають речовини, які прискорюють хімічні реакції. Каталіз (гомогенний - однорідний, гетерогенний - неоднорідний).

• Некаталітичні - відбуваються без каталізатора.
CaO + H2O = Ca(OH)2
В органічній хімії більшість реакцій каталітичні.
C6H6 + Br2 = C6H5Br + HCl

6. За агрегатним станом

• Гомогенні - вихідні речовини перебувають в одній фазі
2N2O + O2 = 2NO2
• Гетерогенні - вихідні речовини перебувають в різних фазах.
CuO + H2 = Cu + H2O

7. За типом одного з реагентів.

• Галогенування
C₂H4 + Cl₂ = C2H4Cl2
• Нітрування
CH₄ + HO-NO₂ = CH₃-NO₂ + H₂O
• Гідрування
C2H4 + H2 = C2H6
• Гідратація
C₂H₄ + H₂O = C₂H₅-OH
• Гідроліз
CH₃COO-C₂H₅ + H₂O = CH₃COOH + C₂H₅OН

Завдання для самоконтролю:

1. Які ви заєте принципи класифікації хімічних реакцій?

2. Назвіть основні типи хімічних реакцій, наведіть приклади.

3. Що таке хімічне рівняння? Що воно відображає та як його складають?

4. Дайте визначення гомогенної та гетерогенної реакції.

5. Наведіть приклади ендотермічних та екзотермічних реакцій.

6. Наведіть приклади реакцій за зміною ступеня окислення атомів.

7. До якого типу належать такі реакції:

а) гідрування ацетилену;

б) добування пропілену з пропанолу;

в) синтез амоніаку.

Задача 1.

Для реакції взяли 2л Гідрогену і 1л Хлору (умови нормальні). Визначити склад і обєм суміші після реакції.

Розвязування

Складаємо рівняння реакції: Н₂ +Сl₂ = 2НСl, з якого видно, що в реакцію вступило по 1 обєму (1л) Хлору і Гідрогену, а 1л Гідрогену в надлишку. В результаті утворилось два обєми (2л)НСl. Отже, в суміші після реакції: 2л НСl і 1л Н₂, тобто обєм суміші не змінився.

Задача 2.

Визначте масу Йоду, потрібного для добування йодиду Алюмінію масою 61,2г.

Задача 3.

Обчисліть обєм Гідрогену, який виділиться під час розчинення алюмінію масою 10,8г в надлишку хлоридної кислоти (нормольні умови).

Задача 4.

Скільки сульфатної кислоти і хлориду Барію прореагувало, якщо виділилось 1,165г осаду?

Рекомендована література:

1. В.П.Басов.Хімія:Навчальний посібник:К.:Каравела,Львів,2003 р.- ст.38-53.

2. Г.П. Хомченко.Посібник з хімії.-К.:Видавництво АСК.,2003р.-ст. 18-23.

3. Н.М.Буринська. Основи загальної хімії, 11клас:Підручник з поглибл. Вивченням хімії.-Київ;Ірпінь:ВТФ «Перун»,1997.- ст.27-29.

4.В.В.Сухан.Хімія:Посібник для вступників до вузів.-К.Либідь,1993.-ст.94-102.

5.І.А.Гройсман.Хімія.Закони, схеми, формули, рівняння.Київ: «Логос»,1998р.- 6-8.

6. Матеріали з Інтернету.

Самостійне вивчення.

Тема: Енергетика хімічних реакцій.

План:

1. Тепловий ефект реакції.

2. Кінетична та потенціальна енергія. Термохімія.

3. Закон збереження енергії.

4. Закон Гесса.

Теоретичні відомості

При хімічних реакціях утворюються нові речовини. Це супроводжується руйнуванням хімічних зв’язків у продуктах реакції. Ці процеси супроводжуються енергетичними (тепловими) ефектами. Відбувається виділення або поглинання енергії. Тепловий ефект реакції визначається різницею енергії зв’язків,що утворюються,і тих,які зруйнуються.

 

Енергія, що вивільнюється при хімічних реакціях,називається хімічною енергією.

1.Хімічна енергія звичайно виділяється або поглинається у вигляді теплоти.Форма енергії,що міститься в речовинах і виділяється при хімічних і фізичних явищах,називається внутрішньою енергією. Внутрішня енергія речовини- це повна енергія частинок,що складають дану речовину.Ця енергія складається з кінетичної і потенціальної енергії частинок. Кінетична енергія- це енергія поступального,коливального й обертального руху частинок. Потенціальна енергія-це енергія взаємодії між частинками. Розділ хімії,що вивчає кількісну характеристику теплових ефектів,називається термохімією.

2.Внутрішня енергія залежить від стану речовини. При хімічній реакції відбувається змінювання внутрішньої енергії речовини(або системи),оскільки утворюються нові речовини. Система -це відокремлена від навколишнього середовища речовина або група речовин,що взаємодіють одна з одною.Можна визначити тільки зміну внутрішньої енергії системи △U. Для реакції A+B=C+D, де U₁(A+B)-внутрішня енергія вихідних речовин;U₂ (C+D) внутрішня енергія продуктів реакції;

△U=U₂-U_1.

 

3.Зміна внутрішньої енергії визначає енергетичний (тепловий) ефект реакції.При екзотермічній реакції U₂ >U₁ і △U >0. Якщо в результаті процесу система переходить вз початкового стану 1 у кінцевий стан 2,здійснюючи при цьому роботу A і поглинаючи з зовнішнього середовища теплоту Q, то внутрішня енергія системи зменшиться на величину А і збільшиться на величину Q, і в кінцевому стані U₂=U₁+Q - A, де U₁ і U₂ -внутрішня енергія системи в початковому (1) і в кінцевому (2) чтанах. Або: △U= Q - A. Це рівняння виражає закон збереження енергії. Віповідно до нього зміна внутрішньої енергії не залежить від способу проведення процесу,а визначається тільки початковим і кінцевим станами системи. Якщо в ході процесу не здійснюється робота,у тому числі і робота розширення проти зовнішнього тиску А = p · △V, тобто об’єм системи не змінюється (△V = 0), тоді △U=Q_v де Q_v – теплота поглинена системою в умовах постійного об’єму, або △U = - Q_V, де Q_V - тепловий ефект реакції при V=_const. Хімічні процеси часто проходять при постійному тиску.

Тоді △U=Q_{p –} p · △V, або Q_p=△U + p · △V, де Q_p -теплота,поглинена системою в умовах постійного тиску; △V -зміні об’єму системи; p·△V -робота розширення.Величина △U+p·△V називається зміною ентальпії системи і позначається △Н.

Якщо △H=△U+p·△V, тоді Q_p=△H, або △H=-Q_{p ,} де Q_p -тепловий ефект реакції при постійному тиску. Ентальпія Н (тепломісткість) представляє повну енергію системи (речовини) при постійному тиску. Ентальпію так само, як і внутрішню енергію, обчислити не можливо. Можна визначити тільки зміну ентальпії △Н, яка являє собою тепловий ефект реакції зі зворотним знаком (-Q_p). Ентальпія,як і внутрішня енергія,характеризує енергетичний стан речовини,але включає енергію роботи розширення.Величина △Н має велике значення в хімії,оскільки більшість реакцій перебігає при постійному тиску.

4.Хімічні рівняння,у яких зазначена чисельна величина теплового ефекту,називаються термохімічними. У термохімічних рівняннях записують зміну ентальпії △Н. Агрегатний стан речовини зазначають у круглих дужках після хімічної формули:«т»-твердий,«р»-рідкий,«г»-газоподібний.Зазначати агрегатний стан при термохімічних реакціях обов’язково,оскільки теплові ефекти для тієї самої речовини,але при різних її агрегатних станах відрізняються.

Приклад 1.

Для реакції CaO_(т)+ H₂O_{(p) =} Ca(OH)_{2(т) ,} що супроводжується виділенням теплоти 65,3 кДж, термохімічне рівняння виглядає так:

CaO_{(т) +} H₂O_(p) = Ca(OH)_2(т), △H = -65,3кДж.

5.Тепловий ефект утворення одного моля складної речовини з простих речовин називається теплотою (ентальпією) утворення складної речовини і позначається △Н_утв.Запис рівняння реакції утворення передбачає одержання одного моля продукту,через те в хімічному рівнянні можуть використовуватися дробові коефіцієнти.

 

Приклад 2. Реакція Н_2(г) + ¹/₂О₂ = Н₂О_(г) △Н= - 241,8кДж тепла.

Отже, △Н_утв (Н₂О) = -241,8 кДж.

Ентальпія утворення звичайно зводиться до стандартних умов (1,01·10⁵Па і

298 К).У цьому разі її позначають як △Н⁰_утв. Ентальпію просторії речовини,що є стійкою при стандартних умовах,приймають рівною нулю.

6.Основний принцип термохімічних розрахунків встановлений у 1840 році російським ученим Г.І.Гессом. Цей принцип одержав назву закон Гесса:

Q = q₁+q₂