Рисунок 8.11 – Схема водородной связи в кристалле льда

8.3 Реакционная способность веществ

Почему из атомов углерода иногда образуется рыхлое аморфное вещество – сажа, иногда мало прочный кристалл – графит и очень редко чемпион твердости и красоты – алмаз. Причина – условия протекания реакций синтеза веществ. Сущность химических реакций сводится к разрыву связей в исходных веществах и возникновению новых связей в продуктах реакции. Поскольку образование связей происходит с выделением, а разрыв связей – с поглощением энергии, то химические реакции сопровождаются выделением и поглощением энергии в виде теплоты. Реакции, идущие с выделением теплоты,

называются экзотермическими. Для протекания эндотермических

реакций требуется подвод энергии извне.

Важно отметить, что в реакцию вступают не все молекулы (частицы), а только активные, т. е. обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Неактивные частицы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию (этот процесс называется активацией).

Один из способов активации – увеличение температуры. При повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции (реакционная способность). Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации, температуры, присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов, например, от давления (для газовых реакций), от измельчения (для твердых тел), от радиоактивного облучения.

Чтобы осуществилось химическое взаимодействие веществ, их молекулы должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала был сформулирован

основной закон химической кинетики: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Часто этот закон называют законом действующих масс.

133

Зависимость скорости реакции от температуры определяется

правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10º скорость большинства реакций увеличивается в 2 − 4 раза.

Однако стоит помнить, что правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции.

Увеличить реакционную способность веществ можно и с помощью катализаторов. Применять катализаторы выгоднее, чем повышать температуру, тем более, что ее повышение далеко не всегда возможно. Катализаторы – это вещества ускоряющие скорость химических реакций. Вещества, понижающие скорость протекания реакции, называются ингибиторами.

Факт. Могучее посредничество катализаторов впервые открыл в 1812 г. наш соотечественник К. С. Кирхгоф (1764 − 1833 гг.). Он впервые с помощью катализатора серной кислоты превратил крахмал в сахар.

Различают два вида катализа – гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему – газовую или жидкую, между катализатором и реагирующими веществами отсутствует поверхность раздела. Например, каталитическое разложение пероксида водорода в присутствии раствора солей (жидкая фаза).

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз. Обычно катализатор – твердое вещество, а реагирующие вещества – газы или жидкости. Примерами могут служить окисление аммиака (газообразная фаза) в присутствии платины (твердая фаза) или разложение пероксида водорода (жидкая фаза) в присутствии угля (твердая фаза).

Автокатализ – это ускорение реакции, обусловленное накоплением промежуточного или конечного продукта, обладающего каталитическим действием в данной реакции, т. е. из-за образующегося в реакции катализатора.

Особую роль играют биологические катализаторы – ферменты. При их участии протекают сложные химические процессы в растительных и животных организмах.

Большинство химических реакций являются реакциями обратимого типа. Обратимыми называются такие реакции, которые протекают в двух взаимно противоположных направлениях. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются

134

полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Примером необратимой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

2KClO3 = 2KCl + 3O2 .

Реакция прекратиться тогда, когда весь хлорат калия превратится

вхлорид калия и кислород.

Вуравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Примером такой реакции может служить реакция горения:

С+ О2  СО2 .

Впромышленности обратимые реакции, как правило, невыгодны. Поэтому различными методами (изменение температуры, давления и др.) их делают практически необратимыми.

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия. При химическом равновесии

наступает такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой. Например, в реакции синтеза аммиака равновесие наступает тогда, когда в единицу времени образуется столько же молекул аммиака, сколько их распадается на азот и водород.

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газообразных веществ – и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается, концентрация всех реагирующих веществ изменяется до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже с иными значениями равновесных концентраций. Подобный переход системы из одного состояния равновесия в другое называется

смещением (или сдвигом) химического равновесия. Если при изменении условий увеличивается концентрация конечных продуктов, то говорят о смещении равновесия в сторону продуктов реакции. Если же концентрация исходных веществ увеличивается, то равновесие смещается в сторону их образования.

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры, давления определяется общим положением, известным под названием принципа Ле Шателье: если на систему, находящуюся в

равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие

135

(изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

Поясним это на примере реакции синтеза аммиака:

Если внешнее воздействие выражается в увеличении концентрации азота или водорода, то оно благоприятствует реакции, вызывающей уменьшение концентрации этих веществ, и следовательно, равновесие сместится в сторону образования аммиака. Соответственно, увеличение концентрации аммиака смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Поскольку прямая реакция протекает с выделением теплоты, то повышение температуры смеси благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты, и равновесие сместится в сторону исходных веществ. Понижение температуры вызовет смещение равновесия в сторону продукта реакции.

Чтобы определить влияние давления на смещение равновесия, необходимо подсчитать число молекул в левой и правой частях уравнения. В левой части уравнения содержится две молекулы, в правой – одна. Поскольку увеличение давления должно благоприятствовать процессу, ведущему к уменьшению числа молекул, то в данном случае равновесие стремится в сторону продукта реакции. Очевидно, уменьшение давления сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Если же в уравнении обратимой реакции число молекул в левой части равно числу молекул в правой части, например, N2 + O2  2NO, то изменение давления не вызывает смещения химического равновесия.

Следует заметить, что все катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтому на смещение равновесия влияния не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.

Способы смещения равновесия в желаемом направлении, основанные на принципе Ле Шателье, играют огромную роль в промышленной химии. Синтез аммиака и многие другие промышленные процессы были освоены благодаря применению способов смещения равновесия в направлении, обеспечивающем высокий выход получаемого вещества.

136