1.2. Типы химических реакций

Химической реакцией называется явление, при котором одни вещества превращаются в другие.

Возможны различные типы классификации химических реакций: по числу исходных и образующихся веществ, по изменению степени окисления, по тепловому эффекту, по механизму и т.д.

Таблица 1.2.

Классификация химических реакций

По числу исходных и образующихся веществ	По изменению степени окисления
	без изменения степени окисления	с изменением степени окисления
Реакции соединения А + В  С + D	СаО + СО2  СаСО3 NH3 + HCl  NH4Cl	H2 + Br2  2HBr H2 + 0,5O2  H2O
Реакции разложения А  В + С + D	Cu(OH)2  CuO + H2O (NH4)2CO32NH3+CO2+H2O	2KClO3  2KCl + 3O2 NH4NO3  N2O + 2H2O
Реакции замещения А + ВС  АС + В		СuSO4 + Zn  ZnSO4 + Cu 2KI + Cl2  2KCl + I2
Реакции обмена АВ + СDAD +CB	NaOH + HCl  NaCl + H2O KCN + HOH  KOH + HCN

Химические реакции по тепловому эффекту
экзотермические	эндотермические
Реакции идут с выделением тепла С2Н2 + 2,5О2  2СО2 + Н2О + Q	Реакции идут с поглощением тепла 2CН4  С2Н2 + 3Н2  Q

В каждой химической реакции участвуют исходные вещества (реагенты) и образуются продукты реакции (конечные вещества).

С₂Н₅СООСН₃ + 5О₂  4СО₂ + 4Н₂О

исходные вещества конечные вещества

(реагенты) (продукты реакции)

Коэффициенты, стоящие перед веществами в уравнении реакции, называются стехиометрическими коэффициентами.

1.3. Стехиометрические законы химии

Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объемные отношения между реагирующими веществами.

1. Закон сохранения массы вещества

(М.В. Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)

Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон объясняется следующим образом: в результате химической реакции атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до реакции и после нее остается неизменным, то их общая масса также не изменяется.

Ломоносов связал закон сохранения массы вещества с законом сохранения энергии и рассматривал их в единстве как всеобщий закон природы. Современная наука подтвердила выводы Ломоносова. Взаимосвязь массы и энергии выражается уравнением Эйнштейна: Е = mc².

2. Закон постоянства состава

(Ж. Пруст, 1801 г.)

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

Например, оксид углерода (IV) – углекислый газ – можно получить различными способами:

С + О₂  СО₂

С₃Н₈ + 5О₂  3СО₂ + 4Н₂О

СаСО₃  СО₂ + СаО

Na₂CO₃ + 2HCl  СО₂ + 2NaCl + H₂O

И во всех случаях углекислый газ будет иметь один и тот же состав:

27,29 % С и 72,71 % Н.

Данный закон справедлив для соединений с молекулярной структурой (такие соединения называются дальтониды). Соединения с немолекулярной структурой – бертоллиды – с атомной, ионной и металлической решеткой имеют переменный состав, который зависит от способа получения. Например, в зависимости от давления и температуры оксиды урана могут иметь различный состав: UO₃ – от UO_2,5 до UO₃; UO – от UO_0,9 до UO_1,3.

3. Закон кратных отношений

(Д. Дальтон, 1803 г.)

Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то количества одного элемента, соединяющееся с одним и тем же количеством другого, относятся друг к другу как небольшие целые числа.

Этот закон справедлив только для соединений молекулярного состава. Хорошей иллюстрацией его являются оксиды азота.

Таблица 1.3.

Состав оксидов азота

Оксид	Состав оксида, %		Части О на 1 часть N	Относитель-ное содержание О
	азот	кислород
Оксид азота (I) N2O	63,7	36,3	0,57	1
Оксид азота (II) NO	46,7	53,3	1,14	2
Оксид азота (III) N2O3	36,8	63,2	1,71	3
Оксид азота (IV) NO2	30,4	69,6	2,28	4
Оксид азота (V) N2O5	25,9	74,1	2,85	5

Закон кратных отношений не соблюдается для соединений переменного состава, а также для соединений, которые состоят из большого числа атомов. Например, в углеводородах С₁₈Н₃₈ и С₂₀Н₄₂ массы углерода и водорода соотносятся как целые числа, но их нельзя назвать небольшими числами.

4. Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Например, в реакции получения аммиака

N₂ + 3H₂  2NH₃

объемы азота, водорода и аммиака относятся как 1 : 3 : 2.

Закон этот справедлив в том случае, если все измерения объемов газов проведены при одинаковых температуре и давлении.

5. Закон эквивалентов

( И. Рихтер, 1793 г.)

Массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентам.

Из закона постоянства состава следует, что элементы взаимодействуют между собой в строго определенных количественных соотношениях.

Химическим эквивалентом элемента или соединения называется такое его количество (в молях), которое взаимодействует с 1 моль атомов водорода или замещает это же количество атомов водорода в химических соединениях.

Единица химического эквивалента – моль.

Например, в соединениях

HBr	Эквивалент Br = 1 моль
H2O	Эквивалент О = 1/2 моль
PH3	Эквивалент Р = 1/3 моль
SiH4	Эквивалент Si = 1/4 моль

Эквивалентная масса - масса 1 эквивалента, выраженная в г/моль или кг/кмоль.

При решении задач удобнее пользоваться другой формулировкой закона эквивалентов:

Массы реагирующих друг с другом веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

Вычисление эквивалентных масс

1. Эквивалентная масса элемента

Э_М (элемента) = , г/моль (кг/кмоль)

HBr	ЭМ (Br) = 80/1 = 80 г/моль
H2O	ЭМ (O) = 16/2 = 8 г/моль
PH3	ЭМ (P) = 31/3=10,3 г/моль
CO2	ЭМ (C) = 12/4 = 3 г/моль
CO	ЭМ (C) = 12/2 = 6 г/моль

2. Эквивалентная масса кислоты

Э_М (кислоты) = , г/моль (кг/кмоль)

Основность кислоты равна числу атомов водорода в ней.

HNO3	ЭМ (HNO3) = 63/1 = 63 г/моль
H2SO4	ЭМ (H2SO4) = 98/2 = 49 г/моль
H3PO4	ЭМ (H3PO4) = 98/3 = 32,7 г/моль

3. Эквивалентная масса гидроксида (основания)

Э_М (гидроксида) = , г/моль (кг/кмоль)

Кислотность гидроксида равна числу ОН-групп в нем.

KOH	ЭМ (KOH) = 56/1 = 56 г/моль
Ba(OH)2	ЭМ (Ba(OH)2) = 171/2 = 85,5 г/моль
Fe(OH)3	ЭМ (Fe(OH)3) = 107/3 = 35,7 г/моль

4. Эквивалентная масса оксида

N(O) – число атомов кислорода в оксиде.

Э_М (оксида) = , г/моль (кг/кмоль)

NO	ЭМ (NO) = 30/(12) = 15 г/моль
NO2	ЭМ (NO2) = 46/(22) = 11,5 г/моль

5. Эквивалентная масса соли

N(металла) – число атомов металла в соли.

Э_М (соли) = , г/моль (кг/кмоль)

СаСО3	ЭМ (СаСО3) = 100/(12) = 50 г/моль
Al2(SO4)3	ЭМ (Al2(SO4)3) = 342/(23) = 57 г/моль

6. Закон Авогадро (1811 г.)

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Из закона Авогадро вытекают два очень важных следствия.

1 следствие

Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем (молярный объем газа).

Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем

V₀ = 22,4 л/моль (м³/кмоль). Точное значение 22,41383  0,0070 л/моль.

Нормальные условия t0 = 00C; T0 = 273 K; p0 = 1 ат = 760 мм рт.ст. = 101,3 кПа = 105 Па = 0,1 МПа

В условиях, отличных от нормальных (Т, р), молярный объем газа или пара можно рассчитать по формуле объединенного газового закона:

, л/моль (м³/кмоль)

Расчеты показывают, что при температуре около 1000⁰С (а это температура, которая может развиваться на пожаре) молярный объем газообразных веществ составляет примерно 100 м³/кмоль, что, в свою очередь, обусловливает значительное увеличение давления в замкнутых объемах.

2 следствие

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (при одинаковых условиях Т, р) называется плотностью первого газа по второму.

D₂ =

D₂ – плотность первого газа по второму.

Расчет плотности газа или пара по
водороду	кислороду	азоту	воздуху
=	=	=	=

Закон Авогадро как и другие газовые законы строго выполняется лишь для идеального газа, в котором молекулы не имеют объема и сталкиваются между собой только упруго. Так как в природе идеального газа нет, то газовые законы имеют приближенный характер.