166690 (Химические реакции и системы)

Введение

Химия – наука о веществах и их превращениях друг в друга.

Вещество – вид материи, имеющий определенный состав (природу и число составляющих его частиц), строение (пространственное расположение частиц) и характерные, постоянные в данных условиях, свойства.

Химические свойства веществ проявляются в химических реакциях и характеризуют способность данного вещества взаимодействовать с другими веществами и превращаться в те или иные вещества.

Часто приходится иметь дело не с чистыми индивидуальными веществами, а со смесями веществ. Смеси веществ характеризуются тем, что между отдельными веществами, образующими смесь, не происходит химического взаимодействия (при данных условиях). Смеси не имеют постоянного состава, их можно приготовить из веществ в любых соотношениях. Свойства отдельных веществ в смеси сохраняются, поэтому ее можно разделить с помощью физических методов.

Важнейшим объектом изучения химии являются также химические реакции. Все явления природы можно подразделить на физические и химические. В ходе физических явлений не происходит превращений одних веществ в другие. Например, плавление льда, кипение воды, прохождение электрического тока по проводам, изменение формы тела и т.д. относят к физическим явлениям. Входе химических явлений одни вещества превращаются в другие. К химическим явлениям относят скисание молока, восстановление металлов из руды, горение топлива, ржавление железа. Химические явления также называют химическими реакциями.

1. Химическая система

Характер любой системы, как известно, зависит не только от состава и строения ее элементов, но и от их взаимодействия. Именно такое взаимодействие определяет специфические, целостные свойства самой системы. Поэтому при исследовании разнообразных веществ и их реакционной способности ученым приходилось заниматься и изучением их структур. Соответственно уровню достигнутых знаний менялись и представления о химической структуре веществ. Хотя разные ученые по-разному истолковывали характер взаимодействия между элементами химических систем, тем не менее все они подчеркивали, что целостные свойства этих систем определяются именно специфическими особенностями взаимодействия между их элементами.

В качестве первичной химической системы рассматривалась при этом молекула и поэтому, когда речь заходила о структуре веществ, то имелась в виду именно структура молекулы как наименьшей единицы вещества. Сами представления о структуре молекулы постепенно совершенствовались, уточнялись и конкретизировались, начиная от весьма общих предположений отвлеченного характера и кончая гипотезами, обоснованными с помощью систематических химических экспериментов. Если, например, по мнению известного шведского химика Йенса Берцелиуса (1779–1848) структура молекулы возникает благодаря взаимодействию разноименно заряженных атомов или атомных групп, то французский химик Шарль Жерар (1816–1856) справедливо указывал на весьма ограниченный характер такого представления. В противовес этому он подчеркивал, что при образовании структур различные атомы не просто взаимодействуют, но известным образом преобразуют друг друга, так что в результате возникает определенная целостность или, как мы сказали бы теперь, система. Однако эти общие и в целом правильные представления не содержали практических указаний, как применить их для синтеза новых химических соединений и получения веществ с заранее заданными свойствами.

Такую попытку раскрытия структуры молекул и синтезирования новых веществ предпринял известный немецкий химик Фридрих Кекуле (1829–1896). Он стал связывать структуру с понятием валентности элемента или числа единиц сродства. На этой основе возникли структурные формулы, в которых элементы связывались друг с другом по числу единиц сродства или валентности. Комбинируя атомы различных химических элементов по их валентности, можно прогнозировать получение различных химических соединений в зависимости от исходных реагентов. Таким путем можно было управлять процессом синтеза различных веществ с заданными свойствами, а именно это составляет важнейшую задачу химической науки.

Дальнейший шаг эволюции понятия химической системы связан с теорией химического строения Александра Михайловича Бутлерова (1828–1886), который, хотя и признавал, что образование новых молекул из атомов происходит за счет их химического сходства, но обращал особое внимание на степень напряжения или энергии, с которой они связываются друг с другом. Именно поэтому новые идеи А.М. Бутлерова нашли не только широкое применение в практике химического синтеза, но и получили свое обоснование в квантовой механике.

1.1 Растворы

При смешении веществ в твердом, жидком или газообразном состоянии происходят либо химические реакции, либо образование смеси веществ, либо оба процесса.

По степени дисперсности¹ смеси веществ подразделяют следующим образом:

Грубодисперсные. Размер частиц диспергированного вещества 1000 нм и более.

Коллоидные растворы. Размер частиц диспергированного вещества 1–100 нм.

Истинные растворы. Размер частиц диспергированного вещества определяется размером ионов, молекул, ионных пар и различных ассоциатов.

Коллоидные растворы (или золи) – микрогетерогенные системы с жидкой средой, содержащей очень мелкие частицы, участвующие в интенсивном броуновском движении. Они равномерно распределены по объему и очень медленно осаждаются. Золи кажутся однородными и прозрачными.

Истинные растворы – гомогенные системы переменного состава, содержащие частицы (атомы, молекулы или ионы) растворенного вещества, частицы растворителя и продукты взаимодействия растворенного вещества с растворителем.

Состояние раствора определяется концентрацией растворенных веществ, температурой и давлением.

Способы выражения концентрации растворов

1. Массовая доля растворенного вещества – это безразмерная величина, равная отношению вещества к массе раствора: ω = т (в-ва)/ т (р-ра). Массовую долю часто выражают в процентах.

2. Молярная концентрация вещества показывает, сколько молей вещества содержится в 1 л раствора: с = ν (в-ва)/ V (р-ра). Молярная концентрация выражается в моль/л (эта размерность иногда обозначается М).

При растворении данного вещества в том или ином растворителе при постоянном давлении и постоянной температуре концентрация растворенного вещества увеличивается не бесконечно. В определенный момент времени вещество перестает растворяться, достигается его максимальная концентрация, которая в дальнейшем остается постоянной. Наступает фазовое равновесие²: растворяемое вещество↔раствор.

Это равновесие является динамическим. Какая-то часть вещества непрерывно переходит в раствор (растворяется), в то время как такая же часть этого вещества выделяется из раствора. При этом агрегатное состояние вещества, растворяемого и выделяющегося, я вляется одним и тем же.

Насыщенный раствор – раствор, который находится в фазовом равновесии с растворяемым веществом.

Пересыщенный раствор – неустойчивый раствор, в котором содержится растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе этого же вещества при тех же значениях температуры и давления. Появление в таких растворах кристалла растворенного вещества вызывает одновременное появление в объеме раствора многих кристаллов вещества (массовую кристаллизацию).

Ненасыщенный раствор – раствор, в котором при данных температуре и давлении возможно дальнейшее растворение уже содержащегося в нем вещества. Ненасыщенные растворы всегда представляют собой однофазную систему.

1.2 Электролиты и теория электролитической диссоциации

Электрический ток – это направленное движение заряженных частиц. В металлах такое направленное движение осуществляется за счет относительно свободных электронов. Говорят, что металлы обладают электронной проводимостью, их называют проводниками первого рода. Но, оказывается, проводить электрический ток могут не только металлы.

Вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

Почему же электролиты проводят электрический ток?

В 1887 г. шведский ученый Сванте Аррениус сформулировал положения теории электролитической диссоциации. Основная идея этой теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Электропроводность электролитов обусловлена именно наличием в растворе свободных ионов, которые и являются носителями зарядов.

В дальнейшем теория электролитической диссоциации совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов кроме теории С. Аррениуса включает в себя представления о гидратации ионов (И.А. Каблуков, В.А. Кистяковский), теорию сильных электролитов (П.Й. Дебай, Э.А. Хюккель, 1923 г.).

Основными положениями теории электролитической диссоциации являются следующие:

1. Электролиты в растворах под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. Такой процесс называется электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твердых электролитов (термическая диссоциация электролитов).

2. Ионы отличаются от атомов составом и свойствами. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Свойства гидратированных ионов и ионов в газообразном состоянии вещества различны.

3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично. При пропускании через раствор или расплав электрического тока, ионы движутся направленно: катионы – к катоду, анионы – к аноду. Раствор или расплав электролита является проводником с ионной проводимостью – проводником II рода.

В свете теории электролитической диссоциации можно дать определения основаниям, кислотам и солям как электролитам.

Основания – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов – гидроксид-анионы ОНˉ.

КОН = К⁺ + ОНˉ Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2ОНˉ.

Кислоты – это электролиты, в результате диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид катионов – катионы водорода Н⁺ (точнее – катионы гидроксония Н₃О⁺).

Катион гидроксония образуется при взаимодействии Н⁺ с молекулой Н₂О. в результате образуется еще одна ковалентная связь кислорода с водородом по донорно-акцепторному механизму:

Н⁺ + Н₂О = Н₃О⁺

Примеры диссоциации кислот:

HCl = H⁺ + Clˉ или HCl + H₂O = H₃O⁺ + Clˉ.

Многоосновные кислоты диссоциируют многоступенчато:

H₂SO₄ + H₂O = H₃O⁺ + HSO₄ˉ

HSO₄ˉ + H₂O H₃O⁺ + SO₄^2-

Соли – это электролиты, диссоциирующие в водном растворе на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Средние соли диссоциируют с образованием только катионов металла и анионов кислотного осадка, например:

Ba(NO₃)₂ = Ba²⁺ + 2NO₃¯

Соли аммония вместо катиона металла содержат катион аммония.

Например:

NH₄Cl = NH₄ + Cl¯

Основные соли диссоциируют с образованием катионов металла, анионов OH¯ и анионов кислотного осадка.

Кислые соли диссоциируют с образованием катионов металла, катионов водорода (гидроксония) и анионов кислотного осадка, например:

Ca(HCO₃)₂ + 2H₂O = Ca²⁺ + 3H₃O⁺ + 2CO₃^2-

Двойные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы нескольких металлов (или аммония какого-либо металла) и анионы одного кислотного остатка. Например, сульфат калия – хрома (хромокалиевые квасцы):

KCr(SO₄)₂ = K⁺ + Cr³⁺ + 2SO₄^2-

Смешанные соли – соли, в результате диссоциации которых образуются катионы какого-либо металла и анионы нескольких кислотных остатков. Например, хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

CaClOCl = Ca²⁺ + Cl^¯ + ClO¯

Электролитическая диссоциация – обратимый процесс. Обратный процесс – ассоциация ионов. При растворении одних электролитов равновесие диссоциации значительно смещено в сторону диссоциированных форм, в растворах таких электролитов диссоциация происходит почти полностью. Такие электролиты называют сильными. При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере, такие электролиты называют слабыми электролитами.

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации – отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (ν_расп) к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (ν_общ):

α = ν_расп/ν_общ, где α – степень ЭД, 0< α ≤ 1.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. С разбавлением и с повышением температуры степень электролитической диссоциации возрастает.