Хімія. Поглиблений рівень. 9 клас. Бутенко

Цей підручник можна завантажити у PDF форматі на сайті тут.

Найважливіше в розділі 4

Хімічні реакції за певними ознаками їхнього перебігу поділяють на такі:

а) реакції сполучення;

б) реакції розкладу;

в) реакції заміщення;

г) реакції обміну;

ґ) оборотні та необоротні;

д) екзо- та ендотермічні;

е) каталітичні та некаталітичні;

є) окисно-відновні реакції.

Найтиповіші відновники — метали, які стоять у витискувальному ряду до алюмінію включно. До найтиповіших окисників відносять як прості речовини: F2, Cl2, O2, S, так і складні: KMnO4, H2SO4 (конц.), SO3, HNO3 (розв. і конц.), NO2, KClO3, K2Cr2O7.

Усі хімічні перетворення завжди супроводжуються виділенням або поглинанням теплоти Q.

Закон збереження енергії для будь-якої хімічної реакції (процесу):

Q = (U2 - U1) + A = ΔU + A,

де Q — теплота; U2 і U1 — внутрішня енергія відповідно кінцевого та вихідного стану системи; А — робота, яку виконує система проти всіх сил, що діють на неї (зовнішній тиск, сили поверхневого натягу тощо).

Внутрішня енергія складається з енергії поступального та обертального руху молекул, коливального руху атомів усередині молекул, руху електронів в атомах.

Робота за постійного тиску p дорівнює:

A = p (V2 - V1),

де V2 і V1 — кінцевий і вихідний об'єми речовини.

Теплота Qp, підведена до системи, за постійного тиску:

Qp = (U2 - U1) + p (V2 - V1) = (U2 + pV2) - (U1 + pV1)

Тепловий ефект, або ентальпія, системи

H = U + pV

Зміна ентальпії Qp = H2 - H1 = ΔΗ продуктів реакції порівняно з ентальпією вихідних речовин у процесі, що відбувається за постійного тиску, чисельно дорівнює підведеній або виділеній теплоті, тобто тепловому ефекту реакції. Зміну ентальпії записують у вигляді ΔΗ0298, де верхній індекс 0 означає, що тепловий ефект реакції утворення будь-якої речовини віднесено до тиску 101,325 кПа, а нижній — температуру 298 К (25 °C).

Теплові ефекти реакцій визначають за стандартних умов p = 101,325 кПа та 298 К і вказують агрегатний стан (газоподібний (г), рідкий (р) чи твердий (тв)) реагентів та продуктів реакції.

Тепловий ефект хімічної реакції не залежить від шляху її перебігу, а залежить лише від природи та фізичного стану (твердого, рідкого, газоподібного) вихідних речовин і продуктів реакції. Цю закономірність називають законом Гесса.

Екзотермічними називають реакції, які відбуваються з виділенням теплоти, а ендотермічними — реакції, що супроводжуються поглинанням теплоти.

Рівняння хімічних реакцій, у яких наведено тепловий ефект реакції, називають термохімічними.

Учення про швидкість хімічної реакції називають хімічною кінетикою.

Швидкість хімічної реакції V визначається зміною концентрацій реагуючих речовин за одиницю часу, її вимірюють у моль/л · с.

Середню швидкість реакції в інтервалі часу від t1 до t2 визначають за формулою:

де C1 та C2 — молярна концентрація будь-якого учасника реакції (моль/л) у момент часу t1 і t2 відповідно (с). Знак «-» перед дробом відносять до концентрацій вихідних речовин, а знак «+» — до концентрацій продуктів реакції.

Закон діючих мас:

швидкість хімічних реакцій за постійної температури прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у степенях їхніх стехіометричних коефіцієнтів у рівняннях реакцій.

Для реакції aA + bB = dD закон математично виражають так:

V = kCa (A) · Cb (B),

де V — швидкість реакції, моль/л · с; k — коефіцієнт пропорційності, який називають константою швидкості реакції; C(A) і C(B) — молярні концентрації речовин A і B, моль/л; а і b — стехіометричні коефіцієнти в рівнянні реакції.

Правило Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості хімічних реакцій зростає у два-чотири рази:

де Vt1 і Vt2 — швидкості реакції відповідно за температур t1 і t2; γ — температурний коефіцієнт швидкості реакції, який з підвищенням температури на кожні 10 °C для більшості реакцій змінюється в межах від 2 до 4.

Хімічна взаємодія між частинками речовин (молекулами, атомами, йонами) відбувається лише тоді, коли ці частинки досягають певного енергетичного рівня — енергетичного бар'єру.

Частинки реагуючих речовин, запас енергії яких не нижчий за енергетичний бар'єр реакції, перебувають в особливому стані, у якому вже немає вихідних речовин, але ще немає і продуктів реакції. Його називають активованим комплексом.

Енергія активації реакції Еа— це енергія, необхідна для збудження атомів, йонів або молекул до енергії активованого комплексу.

Каталізатори — речовини, які змінюють швидкість хімічної реакції внаслідок багаторазової участі в проміжній хімічній взаємодії між реагентами, але після кожного циклу проміжної взаємодії відновлюють свій хімічний склад.

Прискорювальна дія каталізатора полягає в зменшенні енергії активації реакції.

Каталіз — це явище зміни швидкості хімічної реакції за наявності каталізатора.

Гомогенні каталізатори перебувають у тому самому агрегатному стані, що й реагенти та продукти реакції.

Гетерогенні каталізатори (як правило, тверді речовини) перебувають в іншому агрегатному стані, ніж реагенти та продукти реакції.

Необоротними хімічними реакціями називають реакції, які відбуваються до кінця, тобто до повного витрачення будь-якої з речовин-реагентів.

Оборотними хімічними реакціями називають реакції, які за даних умов здатні водночас відбуватися як у прямому, так і у зворотному напрямку.

Стан хімічної рівноваги — це стан системи реагентів, за якого швидкості прямої та зворотної реакцій стають однаковими.

Константа хімічної рівноваги Kc — це відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин.

На стан хімічної рівноваги впливає зміна температури проведення реакції, тиску та концентрації як вихідних речовин, так і продуктів реакції.

Принцип Ле Шательє: якщо на систему реагуючих речовин, що перебуває в стані хімічної рівноваги, впливати ззовні, то рівновага зміщується в тому напрямку, який послаблює ефект зовнішнього впливу.