Химическая реакция.

Основные понятия химии.

ХИМИЯ − наука, изучающая строение веществ и их превращения, сопровождающиеся изменением состава или строения.

Все вещества состоят из атомов. Атом (от греч. ατομος − неделимый) − наименьшая химически неделимая часть веществ. Атом состоит из ядра и электронов. Ядро атома содержит положительно заряженные протоны и незаряженные нейтроны. Число отрицательно заряженных электронов в атоме совпадает с числом протонов. Химический элемент −совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Каждый химический элемент имеет свое название и символ, которые приведены в Периодической системе элементов Дмитрия Ивановича Менделеева. Порядковый номер элемента в таблице совпадает с зарядом ядра и соответственно с числом протонов в нем.

Так как число протонов в ядре совпадает с числом электронов, заряды которых равны по величине и противоположны по знаку (±е), то атом в целом оказывается электрически нейтральным. Если из атома удалить или добавить электрон, возникают заряженная частица – положительно илиотрицательно заряженный ион: А − ē → А⁺ А + ē → А^-.

В качестве единицы измерения заряда частиц (ядро, электрон, ион…) используют элементарный заряд е = 1,602·10^-19 Кл.

Определенный атом обозначается символом, например, углерод С. Иногда дополнительно цифрами слева у символа указывают заряд ядра (порядковый номер) подстрочным индексом и массу атома (массовое число) надстрочным индексом, например, .

Для иона у символа атома надстрочным индексом справа указывается его заряд. Например, H⁺; Na⁺; Cu²⁺; Cl^-; S^2-.

Поскольку массы атомов чрезвычайно малы, то в качестве единицы измерения их массы принята атомная единица массы (а.е.м.), равная 1/12 массы атома углерода ¹²С (1 а.е.м.= 1,6605·10^-27кг). В Периодической системе элементов указаны относительные атомные массы (A_r)элементов − безразмерные величины, показывающие во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы атома углерода ¹²С.

Редко встречаются вещества, у которых минимальной частицей, обладающей его химическими свойствами, является атом, для многих это молекула − частица, состоящая из двух и более одинаковых или разных атомов. Состав и порядок соединения атомов в молекуле при помощи символов передает химическая формула. В химической формуле справа у символа атома подстрочным индексом указывается их число в составе молекулы (отсутствие индекса – атом один).

Различают эмпирические, или брутто-формулы (показывают общее число атомов в молекуле), рациональные (в них выделяют группы атомов, характерные для данного класса соединений) и структурные (характеризуют порядок соединения атомов в молекуле).

Пример. Этиловый спирт:

брутто-формула C₂H₆O, молекула состоит из двух атомов углерода, шести атомов водорода и одного атома кислорода;

рациональная формула C₂H₅OH, группа OH-, характерная для спиртов и группа C₂H₅-;

структурная формула порядок соединения атомов.

Относительная молекулярная масса вещества (M_r) − сумма относительных атомных масс (A_r)элементов, входящих в состав молекулы.

Пример. H₂O M_r =2∙1+16=18 H₂SO₄ M_r =2∙1+32+4∙16=98

Pb(OH)₂ M_r =207+2∙(1+16)=241

Примечание. Из молекул состоят газообразные вещества (при относительно низких температурах). Твердые кристаллические вещества имеют более сложное строение. Например, в кристаллах хлорида натрия нет молекул, они построены из равномерно чередующихся ионов Na⁺ и Cl^-. В металлических или ковалентных кристаллах все атомы связаны друг с другом и нельзя выделить определенную молекулу, кристалл представляет собой «одну молекулу». В этих случаях говорят о формульной единице вещества − условной молекуле, которая имеет тот же качественный и количественный состав, что и вещество. Так для хлорида натрия формульная единица − NaCl, для металлов Al, Cu, Fe...

Подобно атомарным ионам существуют положительно илиотрицательно заряженные молекулярные ионы. Например, OH^-; SO₄^2-; PO₄^3-; HCO₃^-; (CuOH)⁺; (CrOH)²⁺.

Химическая реакция.

Превращение (присоединение, разложение (диссоциация), обмен) одного или нескольких исходных веществ реагентов в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции) называется химической реакцией.

Химическую реакцию записывают при помощи химических формул и численных коэффициентов в виде уравнения химической реакции. В левой части уравнения перечисляют через знак «плюс» формулы исходных веществ, в правой − продуктов реакции. При составлении уравнения химической реакции учитывают закон сохранения вещества:общая масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна общей массе продуктов реакции. Количество молекул (молей) веществ участвующих в химической реакции − коэффициенты перед формулами (стехиометрические коэффициенты), подбирают так, чтобы сумма атомов одних и тех же элементов была одинаковой в левой и правой частях уравнения. Отсутствие коэффициента в уравнение говорит о его равенстве единице.

Пример.

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2Н₂О; H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3Н₂О;

Fe(OH)₂ + HCl = (FeOH)Cl + Н₂О; Al₂(SO₄)₃ + 6KOH = 2Al(OH)₃ + 3K₂SO₄

В случае составления уравнения химической реакции, в которой участвуют ионы, выполняется закон сохранения электрического заряда. Суммарный заряд частиц, образующих исходные вещества, равен суммарному заряду продуктов реакции (алгебраическая сумма зарядов частиц с учетом стехиометрических коэффициентов до реакции и после реакции равны).

Удобным модельным понятием является степень окисления атома. Степенью окисления называется формальный заряд атома элемента входящего в состав соединения, вычисленный их предположения, что гетероатомная молекула состоит из ионов. Он указывается цифрой над символом элемента. При определении степени окисления атома условились считать, что:

1. Степени окисления атомов, из которых состоят простые вещества, равны нулю. Пример: , , , .

2. Степени окисления атомов в соединениях, состоящих из одноатомных ионов равны зарядам этих ионов. Пример: , , .

3. Степень окисления атомов водорода, входящих в состав сложных молекул или ионов равна +1. Пример: , , . Исключение - гидриды металлов, в которых она равна –1. Пример: , .

4. Степень окисления атомов кислорода, входящих в состав сложных молекул или ионов равна –2. Пример: , , . Исключение - перекисные соединения, в которых она равна –1 и фторид кислорода +2. Примеры: , .

5. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов элементов, входящих в состав молекулы равна 0, а входящих в состав иона равна его заряду.

Пример:

;

Различают два типа химических реакций:

1. Без изменения степеней окисления атомов, входящих в состав молекул – реакции присоединения, разложения (диссоциации), обменные реакции. Определение стехиометрических коэффициентов в них осуществляют обычно методом подбора.

2. С изменением степени окисления, атомов входящих в состав молекул – окислительно-восстановительные реакции. Для подбора стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций используют специальные методы (метод электронного и электронно-ионного баланса).

В окислительно-восстановительных реакциях изменение степеней окисления атомов происходит в результате перераспределения электронов между ними. Поэтому обязательно должны быть атомы, принимающие электроны − окислитель, при этом повышается их степень окисления, и атомы отдающие электроны − восстановитель, при этом их степень окисления понижается. Процесс приема электронов окислителем называется восстановлением, а отдачи электронов восстановителем − окислением. Понятия окислитель и восстановитель относятся также к ионам и молекулам.

Количество отданных электронов должно быть равно количеству принятых электронов. На основании баланса электронов можно получить стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Метод электронного баланса.

Пример. KClO₃ + P = KCl + P₂O₅

1. Определение элементов (атомов), степени окисления которых изменяются в ходе реакции (Cl⁺⁵→ Cl^-; P⁰→ P⁺⁵).

2. Составление баланса электронов, определение главных коэффициентов в уравнении реакции.

Cl⁺⁵ + 6 ē → Cl^- ´5

2P⁰ − 10 ē →2 P⁺⁵ ´3

3. Подбор остальных коэффициентов и проверка правильности расстановки коэффициентов по балансу кислорода.

Пример. 5 KClO₃ + 6 P = 5 KCl + 3 P₂O₅ 15 О= 15 О

Для подбора стехиометрических коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе при участии ионов, используют метод электронно-ионного баланса. Особенно удобен этот метод, если известны не все продукты реакции.

Метод электронно-ионного баланса.

Пример. K₂Cr₂O₇+Na₂SO₃+HNO₃=Cr(NO₃)₃+Na₂SO₄+KNO₃+H₂O

1. Определение элементов (атомов), степени окисления которых изменяются в ходе реакции, и соответствующих им ионов. Обязательно должны быть (как минимум пара) элементы-окислители, у которых степень окисления понижается ( (Cr₂O₇^2-)→ Cr⁺³), и элементы-восстановители, повышающие степень окисления ( (SO₃^2-)→ (SO₄^2-)).

2. Составление полуреакций превращения ионов.

а) Материальный баланс (количество атомов до реакции и после должно быть одинаковым). При изменении количества атомов кислорода в составе реагирующих частиц, для их баланса используют молекулу H₂O, ионы Н⁺ или ОН^- в зависимости от характера среды в которой протекает реакция. При написании полуреакций используют следующие условные превращения:

б) баланс зарядов (суммарный заряд частиц с учетом участвующих электронов до и после реакции должен быть одинаковым).

Пример. Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ +6 ē → 2 Cr⁺³ + 7 H₂O ´1

SO₃^2- + H₂O − 2 ē → SO₄^2- + 2 H⁺ ´3

3. Баланс электронов. Количество отданных электронов должно быть равно количеству полученных электронов (находят наименьшее общее кратное для количества отданных и полученных электронов и умножают каждую полуреацию на соответствующий сомножитель).

4. Сложение полуреакций с учетом всех коэффициентов.

Cr₂O₇^2-+14 H⁺+6 ē+3SO₃^2-+3 H₂O−6 ē → 2 Cr⁺³+7 H₂O+3 SO₄^2-+6 H⁺

Сокращение одинаковых частиц до и после реакции.

Cr₂O₇^2-+8 H⁺+3SO₃^2- → 2 Cr⁺³+4 H₂O+3 SO₄^2-

5. Расстановка стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

Пример. K₂Cr₂O₇ + 3 Na₂SO₃+8 HNO₃= 2 Cr(NO₃)₃+3 Na₂SO₄+2 KNO₃+4 H₂O

6. Проверка правильности расстановки коэффициентов по балансу кислорода (Пример. 40 O= 40 O).