Начальный курс химии. В 2 частях. Ч.2. Учебное пособие

2. Определяется, атомы каких элементов изменяют степень окисления:

-2 +7 0 +2

H2S + KMnO4 + H2SO4 → S + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

Степени окисления изменяются у атомов серы и марганца (H2S – восстановитель, KMnO4 – окислитель).

3. Составляются электронные схемы процессов окисления и

(соответственно 5 и 2) так, чтобы число электронов, отдаваемых восстановителем, равнялось числу электронов, принимаемых окислителем.

4. Расставляются коэффициенты и записывается уравнение

реакции в ионном виде:

5S-2 + 2Mn+7 = 5S0 + 2Mn+2 .

При этом величина и знак суммарного заряда в левой и правой частях уравнения должны быть равны.

5. Записывается уравнение реакции в молекулярном виде и расставляются коэффициенты при других реагирующих веществах, элементы которых не изменяют степень окисления:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.

Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например, кислорода; в левой части их 2∙4 + 3∙4 = 20 и в правой 2∙4 + 4 + 8 = 20.

Рассмотрим составление уравнения реакции йодида калия с иодатом калия в присутствии серной кислоты.

11

Как видно из данного примера, восстановителем и окислителем могут быть атомы одного элемента, входящие в молекулы разных веществ.

Известно, что правильное написание уравнений реакции является выражением закона сохранения массы вещества. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Сумма зарядов исходных веществ должна быть равной сумме зарядов продуктов реакции.

Контрольные задания

1. Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в схемах окислительно-восстановительных реакциях:

а) S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O;

б) H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O; в) HCl + HClO3 → Cl2 + H2O;

г) (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + H2O; д) P + KOH + H2O → PH3 + KH2PO4;

е) P2S3 + HNO3 → H3PO4 + SO2 + NO2 + H2O.

2. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

а) Mn(OH)2 + Cl2 + KOH → MnO2 + …;

б) H2S + Cl2 + H2O → H2SO4 + …; в) I2 + H2O2 → HIO3 + …;

г) MnO2 + O2 + KOH → K2MnO4 + … ; д) C + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + …; е) FeCl3 + HI → FeCl2 + ….

Контрольные вопросы

1.В чем состоит сущность метода электронного баланса?

2.Какие основные правила составления уравнений окисли- тельно-восстановительных реакций?

3.Как определить правильность написания уравнений окислительно-восстановительных реакций?

4.Каким законом выражается правильное написание уравнений химических реакций?

12

1.4. Тепловой эффект химических реакций

Словарь

При химических реакциях одни химические связи разрываются, другие образуются. Образование химических связей сопровождается выделением определенного количества энергии. Разрыв химических связей происходит с поглощением определенного количества энергии. В зависимости от соотношения этих величин в результате реакции выделяется или поглощается химическая энергия. Часто при химических реакциях химическая энергия переходит в тепловую или тепловая энергия переходит в химическую.

Реакции, протекающие с выделением теплоты, называют

экзотермическими:

H2 (г) + Cl2 (г) = 2HCl (г); ∆Ho = -184,6 кДж.

Реакции, протекающие с поглощением теплоты из окру-

жающей среды, называют эндотермическими:

N2 (г) + O2 (г) = 2NO (г); ∆Ho = +180,8 кДж.

Количество выделенной или поглощенной в результате химической реакции теплоты называют тепловым эффектом реакции ∆H (читается «дельта аш») и выражают в килоджоулях (кДж). Химические уравнения, в которых указана величина теплового эффекта реакции, называются термохимическими.

Расчет теплового эффекта реакции проводят при стандартных условиях (t = 25 oC и Р = 101,3 кПа). В термохимических

13

уравнениях обязательно указывается агрегатное состояниеве

ществ: жидкое (ж), газообразное (г), твердое (т):

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) ; ∆Ho = -484 кДж; 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(ж) ; ∆Ho = -572 кДж.

Разберем смысл теплового эффекта реакции. Каждое вещество обладает энергией, состоящей из энергии молекул или атомов и энергии всех видов движения материи, мерой которой является специальная величина, называемая энтальпией (Н).

Вся энергия вещества, которая в результате химических или физических процессов может быть превращена в теплоту при постоянном давлении, называется энтальпией.

Тепловой эффект реакции при постоянном давлении∆H представляет собой разность энтальпий конечных продуктов реакции (обозначается Нкон) и исходных реагирующих веществ

(обозначается Нисх)

∆H = Нкон – Нисх.

Если энтальпии конечных веществ меньше энтальпий исходных веществ, то тепловой эффект отрицательный∆H < 0, т. е. теплота выделяется (экзотермический процесс).

Если энтальпии конечных веществ больше энтальпий исходных веществ, то тепловой эффект положительный∆H > 0, т. е. теплота поглощается (эндотермический процесс).

Знак минус перед значением ∆H для экзотермических реакций означает, что запаса энергии в конечных веществах меньше, чем в исходных веществах. Знак плюс перед значением ∆H для эндотермических реакций указывает на то, что конечные вещества обладают большей энергией по сравнению с исходными веществами, поэтому они поглощают теплоту из внешней среды.

Очевидно, если реакция соединения протекает с выделением теплоты, то обратная ей реакция – реакция разложения – будет идти с поглощением теплоты. Если же реакция соединения протекает с поглощением теплоты, то обратная ей реакция разложения будет протекать с выделением теплоты.

Рассмотрим пример использования термохимических уравнений для расчетов.

14

Пример. Определите массу серы и объем кислорода, если в результате их реакции при стандартных условиях выделилось 118,8 кДж теплоты.

2. Находим количество вещества кислорода, который образуется в результате реакции. На основании уравнения составля-

рение серы (Vm = 22,4 дм3/моль – молярный объем газа):

V(O2) = n(O2) · Vm = 0,4 · 22,4 = 8,96 дм3.

Ответ: m (S) = 12,8 г; V (O2) = 8,96 дм3.

Контрольные задания

1. По термохимическому уравнению синтеза воды: 2H2 (г) + O2 (г) = 2H2O(ж); ∆Ho = -572 кДж

определите, какое количество теплоты выделится, если в реакцию вступило: а) 16 г кислорода; б) 67,2 дм3 водорода; в) образовалось 72 г воды.

2. По термохимическому уравнению горения метана:

СH4 (г) + 2O2 (г) = СО2 (г) + 2H2O(ж); ∆Ho = -892 кДж рассчитайте, какое количество теплоты образуется при сгорании: а) метана массой 0,032 кг; б) какой объем оксида углерода (IV) образуется, если выделяется 111,5 кДж теплоты (н. у.)?

15

3. Определите тепловой эффект реакции:

С2H4 (г) + 3O2 (г) = 2СО2 (г) + 2H2O(ж),

если при сгорании этена (этилена) объемом 2,24 дм3 (н. у.) выделяется 140 кДж теплоты.

Контрольные вопросы

1.Какие реакции называются экзо- и эндотермическими?

2.Что такое энтальпия?

3.Чем определяется тепловой эффект химической реакции?

4.В каких случаях тепловой эффект реакции больше нуля, в каких – меньше нуля?

5.Чем сопровождается образование и разрыв химических

связей?

6.С помощью каких приборов определяют тепловой - эф фект химической реакции?

7.Что такое термохимическое уравнение?

1.5. Скорость химических реакций

Словарь

Химические реакции протекают с различной скоростью. Учение о скоростях и механизмах химических реакций называет-

16

ся химической кинетикой, в развитие которой большой вклад внес русский ученый Николай Николаевич Семенов.

Скорость химических реакций выражается изменением молярной концентраций реагирующих веществ(число моль растворенного вещества в 1 дм3 раствора; моль/дм3) в единицу времени (секунду или минуту). Если, например, исходная концентрация одного из реагирующих веществ составляла1 моль/дм3, а через 4 секунды от начала реакции она стала 0,6 моль/дм3, то скорость реакции будет равна (1 – 0,6) / 4 = 0,1 моль/(дм3·с).

Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по уравнению: A + B = C + D (рис. 1).

v = - Dc Dt

t1 t2

Рис. 1. Изменение концентрации реагирующего вещества А во времени

В начале реакции в некоторый момент времениτ1 концентрация вещества А максимальна и равна c1, скорость химической реакции также максимальна. Через некоторое время ∆τ = τ2 – τ1 уменьшится концентрация вещества А и скорость химической реакции также уменьшится (концентрация вещества А станет с2, при этом с2 < с1). Средняя скорость химической реакции за указанный промежуток времени будет равна:

v = c2 - c1 = - Dc . t2 -t1 Dt

17

Скорость химической реакциивеличина положительная. Если в уравнении скорости реакции учитывать изменения концентраций реагирующих веществ, то в правой части уравнения ставят знак минус, так как концентрации этих веществ уменьшаются. Если же в уравнении учитывать изменения концентраций образующихся веществ, то в правой части уравнения ставят знак плюс, так как концентрации этих веществ увеличиваются:

v = + DDtc .

Скорость химических реакций зависит от нескольких факторов.

Влияние природы реагирующих веществ. Соединения с ионной или ковалентной полярной связью в водных растворах взаимодействуют между собой очень быстро. Скорость взаимодействия между собой соединений с неполярной ковалентной связью разная и зависит от их химических свойств.

Влияние состояния реагирующих веществ. Скорость хи-

мических реакций зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ. Чем она больше, тем скорость реакции выше.

Влияние концентраций реагирующих веществ. Чтобы осуществлялось химическое взаимодействие веществ А и , Вих молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрации реагирующих веществ.

Норвежские ученые К.Н. Гульдберг и П. Вааге в 1876 году сформулировали основной закон химической кинетики (закон действующих масс): скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для общей реакции этот закон выражается уравнением

v = k · с(А) · с(В),

где с(А) и с(В) – молярные концентрации веществ А и В;

k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

18

Физический смысл константы скорости реакции заключается в том, что она равна скорости реакции, если концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/дм3. Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций.

В случае гетерогенных реакций в выражение скорости реакции входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Например, для реакции горения серы: S(т) + O2(г) = SO2(г) скорость реакции равна: v =k · с(O2).

Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 оС скорость большинства химических реакций увеличивается в 2 - 4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением

где v2 , v1 - скорости реакции при конечной(t2) и начальной (t1) температурах;

g – температурный коэффициент скорости реакции, который

показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10 оС.

Влияние температуры на скорость химических реакций объясняет теория активации, согласно которой только активные молекулы вступают в химические взаимодействия, так как они обладают энергией, достаточной для осуществления реакции. Процесс сообщения неактивным молекулам дополнительной энергии (например, нагреванием) называется активацией. Она необходима для разрыва или ослабления химических связей в молекулах исходных веществ.

Энергия, которую необходимо сообщить одному моль реагирующего вещества, чтобы все его молекулы стали активными, называется энергией активации данной реакции.

Повышение температуры увеличивает число активных молекул в системе и скорость химической реакции увеличивается.

19

Влияние присутствия катализаторов. Скорость химиче-

ской реакции изменяется в присутствии некоторых веществ. Вещества, которые изменяют скорость, но не входят в состав продуктов реакции, называют катализаторами. Изменение скорости реакции в присутствии катализаторов называют катализом, а реакции – каталитическими. Катализ бывает гомогенным, если реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии и гетерогенным, когда реагенты и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях.

Количество вещества катализатора, вводимого в систему, обычно в тысячи меньше, чем количества реагирующих веществ.

Катализаторы, которые увеличивают скорость реакции, называются положительными. Например, скорость реакции разложения хлората калия увеличивается в присутствии оксида марганца (IV): MnO2

2KClO3 → 2KCl + 3O2.

Катализаторы, которые замедляют ход реакции, называются отрицательными или ингибиторами. Таким катализатором является, например, тетраэтилсвинец Pb(C2H5)4, который противодействует детонации топлива в двигателях внутреннего сгорания.

Пример 1. Как изменится скорость реакции водородаc хлором, если концентрации исходных веществ увеличить в 3 раза?

v исх = k · сисх(H2) · сисх(Cl2).

2.Если концентрации исходных веществ увеличить в 3 раза, то

v= k ·с(H2) ·с(Cl2)= k ·3сисх(H2) ·3сисх(Cl2) = 9k ·сисх(H2) ·сисх(Cl2).

Ответ: скорость реакции водорода и хлора увеличится в 9 раз.

20