Химическая кинетика (учение о химической реакции).

Химические связи образуются и разрушаются в ходе химических реакций, которые обычно сопровождаются либо выделением, либо поглощением энергии. Химическая энергия, как и любая другая, может превращаться в иные формы энергии, в том числе и в тепловую. По этой причине различают эндотермические (поглощающие тепло) и экзотермические (выделяющие тепло) химические реакции.

Химические реакции проходят с самой различной скоростью. Так, например, если разложение взрывчатых веществ может занимать всего лишь миллионную долю секунды, то распад радиоактивных элементов может продолжаться миллионы лет. Дело в том, что вступающие в химическую реакцию исходные вещества превращаются в ее окончательный продукт не сразу, а постепенно и опосредованно, поскольку они проходят через целый ряд промежуточных изменений. Поэтому оказалось возможным влиять на темпы прохождения химических реакций, либо ускоряя их, либо, наоборот, замедляя. Вещества, которые сами не участвуют в реакции, но присутствие которых изменяет темпы ее прохождения, называют катализаторами. Данное название впоследствии закрепилось именно за теми веществами, которые ускоряют течение химической реакции. Вещества, замедляющие темпы прохождения реакции (отрицательные катализаторы) стали называться ингибиторами.

Биологические катализаторы известны под названием ферментов.

Катализ – это ускорение химической реакции посредством веществ-катализаторов, которые взаимодействуют с реагентами, но в реакции не расходуются и не входят в состав конечных продуктов.

Скорость химической реакции зависит от:

1. Природы реагирующих веществ, например, при равных условиях реакция более активного металла (цинка) с раствором соляной кислоты идет с бурным выделением водорода, менее активного металла (олова) идет довольно медленно.

2. Концентрации. При увеличении концентрации реагирующих веществ число столкновений между их молекулами увеличивается, потому увеличивается и скорость реакции.

3. Для твердых тел скорость реакции пропорциональна поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

4. Температуры. При повышении температуры доля активных молекул возрастает. По правилу Вант-Гоффа при повышении температуры на 10⁰С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

5. Присутствия катализатора или ингибитора.

Основные законы классической химии.

1. Закон сохранения энергии полностью соблюдается на уровне химических взаимодействий и одно из его проявлений в химии состоит в том, что количество принесенной в химическое взаимодействие тепловой энергии равно количеству вынесенной из него энергии.

2. Законы теплового расширения газов.

А. Закон Бойля-Мариотта гласит, что произведение объема данной массы идеального газа на его давление постоянно при постоянной температуре. V^.P = const при T= const.

В. Первый закон Дальтона гласит, что давление смеси химически не взаимодействующих между собой газов равно сумме их парциальных давлений.

С. Второй закон Дальтона утверждает, что при растворении смеси газов в данной массе растворителя, растворимость каждого из них в этой массе пропорциональна его парциальному давлению.

Парциальное (частичное) давление – это давление компонента газовой смеси, которое он оказывал бы в случае, если бы один занимал объем всей смеси.

Д. Закон Гей-Люссака гласит, что объем данной массы идеального газа при постоянном давлении линейно возрастает вместе с ростом температуры.

3. Закон постоянства состава Луи Бертолле устанавливает, что независимо от способа его получения каждое определенное химическое соединение состоит из одних и тех же элементов, а следовательно, всегда имеет одинаковый состав, причем отношения масс этих элементов остаются постоянными, так как соотносительные количества их атомов выражаются целыми числами. Данный закон строго выполняется в газообразных и жидких соединениях. Состав же кристаллических соединений может быть как постоянным, так и переменным.

4. Закон кратных отношений Дальтона утверждает, что если два элемента связываясь между собой, образуют более одного соединения, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого в этих соединениях относятся как целые (обычно небольшие) числа. В этом законе Дальтон устанавливает весовые соотношения элементов химических соединений.

5. Закон простых объемных отношений Гей-Люссака гласит, что при постоянных температуре и давлении объемы вступающих между собой в химическую реакцию газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа. Данный закон применим, однако, только к идеальным газам.

6. Закон Авагадро согласно которому в равных объемах идеальных газов при одних и тех же температурах и давлениях содержится одинаковое число молекул. На основе этого закона впоследствии было выработано понятие «число Авагадро», обозначаемое N_A и выражающее собой количество частиц (молекул, атомов, ионов) содержащихся в 1 моле вещества. Было установлено, что число Авагадро имеет следующее значение N_A= 6,022 ^. 10²³ моль^-1.

7. Закон смещения равновесия Ле-Шателье. Этот закон гласит: внешнее воздействие, которое выводит систему из термодинамического равновесия, вызывает в этой системе процессы, направленные на ослабление результатов такого влияния (сдвиг химической реакции).

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной, называется химическим равновесием.

Это общий закон смещения термодинамического равновесия в химических реакциях под влиянием внешних факторов – температуры, давления и др. «Если в системе, находящейся в равновесии, изменить один из факторов равновесия, например, увеличить давление, то произойдет реакция, сопровождающаяся уменьшением объема, и наоборот. Если же такие реакции происходят без изменения объема, изменение внешнего давления не будет влиять на равновесие».

8. Теория Сванте Аррениуса. Это теория образования «активных» молекул при химических реакциях. Изучая инверсию тростникового сахара (процесс расщепления сахарида), он показал, что скорость этой реакции определяется столкновением «активных» молекул. Резкое повышение скорости этой реакции с ростом температуры определяется значительным увеличением при этом количества «активных» молекул в системе. Для вступления в реакцию молекулы должны обладать некоторой добавочной энергией по сравнению со средней энергией всей массы молекул вещества при определенной температуре (эта добавочная энергия будет названа впоследствии энергией активации). Аррениус наметил пути изучения температурной зависимости скорости реакции. Это уравнение было в дальнейшем выведено Мак-Льюисом и получило имя Аррениуса. Это уравнение является одним из основных в химической кинетике, а энергия активации – важной количественной характеристикой реакционной способности веществ.

9. Периодический закон химических элементов Д.И.Менделеева. Сам Менделеев (1834-1906) в 1871 году дает следующее определение данного закона: «Физические и химические свойства элементов, проявляющихся в свойствах простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости …от их атомного веса» (из работы «Основы химии»). Менделеев связывал химические свойства элементов именно с их атомными массами. Однако последующее развитие химии привело к новой (современной) формулировке периодического закона, согласно которой химические свойства элемента ставятся в периодическую зависимость только от заряда его атомного ядра, который равен числу содержащихся в этом ядре протонов.

Периодичность свойств химических элементов основана на тождественности конфигураций внешних электронных орбит атомов в невозбужденном состоянии (эти электроны ответственны за химические свойства). Так элементы группы галогенов (F, Cl, Br, I, At), обладающие похожими химическими свойствами имеют на внешнем электронном уровне семь электронов, щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Ca, Fr) – один электрон и т.д.

Периодическая система элементов – это графическое изображение периодического закона. Наиболее распространенным является клеточный вариант.