Реакционная способность – это способность химических соединений вступать в химические реакции с другими веществами, при этом учитывается как разнообразность химических реакций, так и скорость их протекания.

Например:Галогены с большой реакционной способностью и высокой скоростью.

F, Cl, Br, I

H₂ + Cl₂ → 2HCl

2Al + 3I₂ → 2AlI₃

С другой стороны, благородные газы с низкой реакционной способностью: неон, аргон, гелий, криптон, ксенон. Щелочные металлы обладают высокой реакционной способностью: литий, натрий, калий, цезий, франций.

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂

Благородные металлы (Au, Ag, Pt, Pd, Ru, Os, Ir, Ro) вступают в небольшое количество химических реакции с крайне низкой скоростью.

Количественной мерой реакционной способностью является константа скорости для необратимой (К), и константа равновесия для обратимых (К_равн.). В органической химии возможно сравнивать реакционную способность внутри одного гомологического ряда при реакции с одним и тем же веществом при одинаковых условиях.

C_nH_2n+2 + Cl₂ → C_nH_2n+1Cl + HCl

В неорганической химии количественно сравнить реакционной способности невозможно.

Зависимость термодинамической реакционной способности веществ от температуры.

Рассмотрим на примере самопроизвольного протекания химической реакции. Условия для этого при постоянном давлении является убыль энергии Гиббса.

∆G < 0

∆G = ∆H - T∆S

Рассмотрим влияние знака ∆H и ∆S на возможность самопроизвольного протекания реакции.

1. ∆H < 0, ∆S < 0, ∆G < 0

реакция протекает с выделением тепла.

При любых Т реакция протекает в прямых направлениях

∆G < 0

2С_тв + О_2(г) → 2СО₂ + Q

2. ∆H > 0, ∆S < 0, ∆G > 0

При любых Т течение химической реакции в прямом направлении невозможно. Энтропия падает.

N_2(г) + 2О_2(г) → 2NO_2(г)

реакция невозможна при любых Т.

3. ∆H < 0, ∆S < 0

Тепло выделяется, реакция экзотермическая падает. При низких Т будет преобладать энтальпийный фактор, реакция идет в прямом направлении. При высоких Т работает ∆S – реакция идет в обратом направлении.

∆G = 0

∆H - T∆S = 0

∆H = T∆S

Т_равн. = ∆H/∆S [КДж/моль] / [Дж/моль]

Т_равн. – всегда положительная, поэтому ∆H и ∆S должны быть одинакового знака. Примерно в 10³ разница имеется Т_равн. примерно 1000.

CaO_(тв). +CO_2(г) → СaCO3_(тв)

4. ∆H > 0, ∆S > 0

При высоких Т преобладает ∆S , ∆G < 0реакция течет самопроизвольно.

При низких Т преобладает ∆H реакция в прямом направлении не идет.

Синтез-газ:

СН_4(г) + H₂O_(г) = CO_(г) + 3Н_2(г)

∆S > 0, тепло поглощается, отсюда следует ∆H > 0.

K = K₀ * (скорость)

Реакционная способность металла в водных средах.

∆E=E_ок-E_вост>0

Металл реагируют с H₂O в зависимости от pH.

pH= -lg[H⁺]

В H₂O всегда присутствует 2 окислителя:

1. Катион H⁺

H⁺-2℮→H₂

Зависимость потенциала от pH

2. Растворенный О₂

E,B pH	0	7
	0	-0,42
	1,23	0,81

O₂+2H₂O+4℮= 4OH^-

Рассмотрим растворы 2-х типов:

1) нейтральная pH=7

2) Кислая pH<7, pH=0.

Совместили значения E металла с E окислителями, а именно с катионами H ⁺ и растворенным О₂. В следствии этого все металлы разделятся на 5 групп:

1. Металлы взаимодействуют даже с нейтральными растворами при отсутствии кислорода. Это щелочноземельные и щелочные металлы. Абсолютно термодинамические неустойчивые металлы – 1 группа.

2. 0 > E _Meⁿ⁺_/Me > - 0,42 В

Эти металлы устойчивы в обескислороженной нейтральной воде, но реагируют с кислотами.

E _Ni²⁺_/Ni = -0,25 B

E _Pb²⁺_/Pb = -0,2 B

E _Sn²⁺_/Sn = -0,15 B

3. 0 B < E _Meⁿ⁺_/Me < 0,81 В

Эти металлы устойчивы в обескислороженных кислотах, но взаимодействуют с кислотосодержащими нейтральными растворами.

Cu²⁺ + 2ē = Cu Е = 0,34 В

Эти металлы полу благородные.

4. 1,23 B > E _Meⁿ⁺_/Me > 0,81 B

Эти металлы устойчивы в обескислороженных кислотах, устойчивы в нейтральных кислотосодержащих растворах, но взаимодействуют с растворами кислотах, содержащих кислород. К этой группе относятся платиноиды.

Pt, Pd E ≈ 1,1 B

5. Металлы устойчивые во всех средах, даже в кислотосодержащих растворенных растворах.

E _Meⁿ⁺_/Me > 1,23 В

E _Au⁺_/Au = 1,5 В

4 и 5 группы – благородные металлы.

Примечание 1

Рассмотренный ряд активности металлов говорит о термодинамической возможности протекания реакций. Однако у скорости, то есть о кинетике протекания реакции по нему судить нельзя, поскольку скорость реакции определяется энергией активацией.

= [A] [B]

=

Например, потенциал Al отрицательнее потенциала Fe, однако в нейтральных средах алюминий значительно устойчивее, чем железо. Но если мы поместим алюминий и железо в щелочной реакции, то в нем скорость растворения алюминия выше, чем у железа.

Примечание 2

В практической реальности редко встречается чистая вода. В растворе всегда содержится катионы, анионы, ПАВ, комплексообразующие агенты. При этом потенциалы реакции, а также кинетика могут серьезно изменится.

Например:

Au + 4HCl + HNO₃ → H[Au⁺³Cl⁺₄] + NO + 2H₂O

Au⁺³ + 3ē =Au E = 1,5 B

[AuCl₄]^- + 3ē = Au + 4Cl^-

При промышленной добыче золота используют растворения его в водных растворах цианидов.

4Au + O₂ + 8Na(CN)^-1 + 2 H₂O = 4Na[Au(CN)₂]^- + 4NaOH

Примечание 3

Потенциал реакции окисления металла зависит от его концентрации и во многих случаях его даже трудно определить.

Например, железо коррозирует в водном растворе NaCl.

Fe⁰ - 2ē = Fe²⁺

Fe²⁺ + O₂ + 10 H₂O → Fe(OH)₃ + 8H⁺

E _Fe⁺²_/Fe = -0,44 + 0,03lg[Fe²⁺ ]

В силу этих примечаний, приведенный ряд активностей металла нужно использовать с осторожностью.