Хімія. Поглиблений рівень. Повторне видання. 9 клас. Бутенко

Найважливіше в розділі 4. Хімічні реакції та закономірності їх перебігу

• 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.

• Найважливішими відновниками є: усі метали, такі неметали, як водень, вуглець, силіцій, та складні речовини, які містять елементи в найнижчих або проміжних ступенях окиснення.

• Хімічні перетворення часто супроводжуються виділенням або поглинанням енергії.

• Енергетичні зміни, які відбуваються в процесі хімічних реакцій, підлягають закону збереження та перетворення енергії:

енергія не виникає з нічого й не зникає безслідно, а тільки переходить з однієї форми в іншу.

• Тепловий ефект реакції — це теплота, яка виділяється або поглинається під час хімічної реакції. Кількість теплоти позначають буквою Q.

• Ентальпія — це термодинамічна властивість речовини, яка вказує на рівень енергії, збереженої в її структурі. Її позначають літерою Н. Зміна ентальпії (ΔH) — це тепловий ефект реакції за сталого тиску.

• Тепловий ефект реакцій можна оцінювати як величиною Q, так і величиною ΔΗ. Тепловий ефект та зміна ентальпії однакові за значенням, але різні за знаком: Q = -ΔΗ.

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

• Тепловий ефект хімічної реакції не залежить від шляху її перебігу, а залежить лише від природи та агрегатного стану (твердого, рідкого, газуватого) реагентів і продуктів реакції. Цю закономірність називають законом Гесса.

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

• Розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних реакцій, називають хімічною кінетикою.

• Швидкість хімічної реакції ν 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 С₁ та С₂ — молярна концентрація будь-якого учасника реакції (моль/л) у момент часу t₁ і t₂ відповідно (с). Знак «-» перед дробом належить до концентрації речовин-реагентів, оскільки їхня концентрація під час реакції зменшується: ΔС < 0; знак «+» — до концентрації продуктів реакції, оскільки їхня концентрація під час реакції збільшується: ΔС > 0.

• 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 aΑ + bВ = dD закон математично виражають так:

v = kС^a(А) • С^b(В),

де v — швидкість реакції, моль/л • с; k — коефіцієнт пропорційності, який називають константою швидкості реакції; С(А) і С(В) — молярні концентрації речовин А і В, 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 v_t1 і v_t2 — швидкості реакції відповідно за температур t₁ і t₂; γ — температурний коефіцієнт швидкості реакції, який з підвищенням температури на кожні 10 °С 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 речовин-реагентів, але ще немає і продуктів реакції. Його називають активованим комплексом.

• Енергія активації реакції E_a — це енергія, яку слід надати реагенту кількістю речовини 1 моль, щоб усі його частинки (атоми, молекули, йони) стали активними.

• 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 поки хоча б один із реагентів не витратиться повністю.

• Оборотними хімічними реакціями називають реакції, які за певних умов водночас відбуваються 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 К_с — це відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій реагентів.

• На стан хімічної рівноваги впливає зміна температури проведення реакції, тиску (якщо реагенти або продукти — газуваті речовини) та концентрації як реагентів, 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.