7. ХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ

Важко сказати, які явища важливіші для людини - фізичні чи хімічні. Випадання або танення снігу, випаровування води, рух повітря, розм'якшення заліза при куванні, плавлення скла - все це важливі для всіх нас речі. Не менш необхідні нам і хімічні реакції. З їх допомогою ми отримуємо метали з руд, ліки, пластмаси, барвники, енергію при спалюванні палива, багато інших речовин. В організмі теж постійно протікають складні біохімічні реакції, що дають енергію для життя. Ось чому людині необхідні знання і з фізики, і з хімії.

7.1. Загальні положення

Перетворення речовин відбувається у ході хімічних реакцій. Для зображення хімічних реакцій користуються хімічними рівняннями, у яких за допомогою хімічних формул і знаків записують реагенти та продукти реакції, а також кількісні співвідношення між ними.

Хімічні рівняння складаються з двох частин, які сполучені знаком “=” “→” або “↔”. Знак рівності ставлять у випадку повністю збалансованого (за елементами та зарядами) рівняння реакції, що відбувається у даному напрямку до кінця. Знак оборотності ставлять для підкреслення оборотності процесу. Стрілку записують у незбалансованих схемах реакцій і в органічній хімії, щоб не сплутати знак “=” з подвійним зв’язком. У лівій частині реакції записують формули реагентів, у правій – продуктів. Кількість атомів кожного елемента до і після реакції повинна бути однаковою, що досягається розставленням коефіцієнтів. Коефіцієнти – цифри, що ставлять перед символами елементів або формулами речовин і вказують на їх кількість.

Хімічні рівняння складають у відповідності із законом збереження маси та енергії.

Основні етапи складання рівнянь хімічних реакцій:

1. Зліва записують формули реагентів, справа – формули продуктів, стрілкою вказують напрям реакції:

Al + HCl → AlCl₃ + H₂

2. Підраховують кількість атомів кожного елемента до і після реакції, при необхідності розставляють коефіцієнти та заміняють стрілку знаком “=”:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

Основні типи хімічних рівнянь:

1. Молекулярні – речовини записують у формі молекул або атомів:

Р₂О₅ + Н₂О = Н₃РО₄.

2. Іонні – речовини записують у формі іонів:

Н⁺ + ОН^– = Н₂О.

3. Електронні та електронно-іонні – вказують ступені окиснення елементів або заряди іонів та кількість електронів, що беруть участь у даному процесі:

Cr₂O₇^2– + 14H⁺ + 6е = 2Cr³⁺ + 7H₂O.

4. Термохімічні – вказують агрегатні стани речовин та тепловий ефект реакції.

С_(кр) + O_2(г) = СO_2(г), ΔН = – 395,3 кДж/моль.

Характерними ознаками проходження хімічних реакцій є:

1. Зміна забарвлення:

2HgO          =       2Hg   +       O₂

            червоний        блискучий      безбарвиний

2. Утворення гетерогенних продуктів:

осаду: K₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + KCl,

або газу: CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂­↑

3. Виділення або поглинання енергії у вигляді тепла і/або світла:

2Fe + 3O₂ = Fe₂O₃

Існує кілька класифікацій хімічних реакцій залежно від утворених продуктів, агрегатного стану реагентів, оборотності, теплового ефекту, наявності каталізатора, зміни ступеня окиснення елементів, механізму проходження. Остання класифікація широко застосовується в органічній хімії і розглянута у розд. Органічна хімія.

Залежно від результату реакції (утворених продуктів) виділяють основні типи хімічних реакцій:

1. Сполучення – з кількох речовин або атомів утворюється нова речовина або молекула: 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О.
2. Розкладання – з однієї речовини або молекули утворюється кілька нових речовин або атомів: 2HgO = 2Hg + O_2.
3. Обміну – реагенти обмінюються своїми складовими з утворенням нових речовин: NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl.
4. Заміщення – один реагент заміщає в іншому певну структурну частину (атом, іон): 2NaBr + Cl₂ = 2NaCl + Br₂.

За агрегатним станом реагентів виділяють:

1. Гомогенні – реагенти перебувають в одному агрегатному стані: 2H_2(г) + O_2(г) = 2H₂O_(г).
2. Гетерогенні – реагенти перебувають у різних агрегатних станах: С_(кр) + O_2(г) = СO_2(г).

За ознакою оборотності розрізняють реакції:

1. Необоротні – відбуваються лише в прямому напрямку і реагенти повністю перетворюються в продукти: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂.
2. Оборотні – можуть відбуватись у двох напрямках (прямому і зворотному), не доходячи до кінця по жодному з них: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃.

За зміною теплового ефекту розрізняють:

1. Екзотермічні – теплота виділяється з реакційного середовища.
2. Ендотермічні – теплота поглинається з навколишнього середовища.

За наявністю каталізатора розрізняють:

1. Каталітичні – відбуваються у присутності каталізатора
2. Некаталітичні – проходять без каталізатора.

За зміною ступеня окиснення елементів розрізняють:

1. Реакції невалентних перетворень – відбуваються без зміни ступенів окиснення елементів
2. Окисно-відновні реакції – проходять зі зміною ступеня окиснення елементів.

Зазначимо, що будь-яка хімічна реакція може одночасно належати до кількох типів. Так, реакція: 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂, що відбувається у присутності MnO₂ є гомогенною, необоротною, ендотермічною, каталітичною, окисно-відновною реакцією розкладу.

Кількісні співвідношення між реагентами та продуктами вивчає стехіометрія реакцій.

Розглянемо реакцію:

2HCl + CaCO₃ = CaCl₂ + CO₂ + H₂O.

Коефіцієнти у рівнянні реакції вказують молярне співвідношення реагентів та продуктів: 2 моль HCl реагує з 1 моль CaCO₃, при цьому утворюється 1 моль CaCl₂, 1 моль CO₂ і 1 моль H₂O (або 73 г HCl реагує зі 100 г CaCO₃, утворюючи 111 г CaCl₂, 44 г CO₂ і 18 г H₂O).

Однак, на практиці часто утворюється менша кількість продуктів реакції, ніж розрахована за рівнянням реакції. Причини цього різні – наявність домішок у реагентах, недотримання технології процесу, проходження рівноважних реакції (напр., синтез НІ або NH₃ з елементів), людські помилки. Показником ефективності хімічної реакції є процентний вихід продуктів реакції (η – ета), %, який обчислюють за формулою:

,

де m_пр., V_пр., ν_пр. – відповідно маса, об’єм або кількість моль практично одержаного продукту реакції;

m_теор., V_теор., ν_теор. – теоретично розрахована за рівнянням реакції відповідно маса, об’єм або кількість моль продукту.

Сьогодні фахівці працюють над збільшенням процентного виходу продуктів реакції промислово важливих процесів. Так, застосовуючи сучасні технології добувають амоніак з простих речовин за процесом Габера із виходом понад 90%.

7.2. Основні закономірності проходження хімічних процесів

Основним предметом вивчення хімії є хімічні реакції та закономірності їх перебігу. Енергетику хімічних реакції вивчає термохімія, а кількісні та якісні зміни в часі – хімічна кінетика.

Основними умовами початку хімічної реакції є:

1. Безпосередній контакт реагентів.
2. Максимальна площа контакту реагентів, що досягається шляхом проведення реакцій у розчинах або паро-газовій фазі.
3. Енергія, необхідна для ініціювання початку реакції.
4. Наявність каталізатора.

Іноді буває достатньо виконання хоча б однієї умови, а іноді необхідно створювати додаткові умови (наприклад, підвищувати тиск у паро-газовій фазі). Для проходження реакції необхідно постійно подавати реагенти у реакційну суміш, підтримувати умови, перелічені вище (іноді додатково необхідно виводити утворені продукти із зони реакції, охолоджувати реактор тощо).

Існують реакції, які самі створюють і підтримують необхідні умови проходження. Прикладом таких реакцій є процес горіння.

7.3. Термохімія

Хімічна реакція полягає в розриві одних хімічних зв’язків і утворенні інших. Це супроводжується поглинанням або виділенням енергії у вигляді тепла, світла, роботи розширення утворених газів тощо.

У термохімії схеми хімічних перетворень записують за допомогою термохімічних рівнянь.

У термохімічних рівняннях вказують агрегатний усіх стан речовин, для чого використовуються умовні скорочення: г. – газ, р. – рідина, тв. – тверда, кр. – кристалічна. Іноді для деяких речовин (наприклад, для вуглецю) вказують алотропну модифікацію: гр. – графіт, алмаз – алмаз тощо.

Залежно від того, поглинається чи виділяється теплота, виділяють відповідно ендо- та екзотермічні реакції.

Якщо енергія в ході реакції виділяється, то така реакція називається екзотермічною.

Якщо енергія в ході реакції поглинається – то ендотермічною. Ендотермічними є процеси розкладу:

СН_4(г) = С_(гр) + 2Н_2(г), ΔН = 74,9 кДж/моль.

Екзотермічними є процеси горіння:

СН_4(г) + 2О_2(г) = СО_2(г) + Н₂О_(г), ΔН = – 890,2 кДж/моль.

Енергію, що виділилась або поглинулась в даних умовах називають тепловим ефектом реакції.

Тепловий ефект реакції вказують у термохімічних рівняннях використовуючи значення ентальпії – тепловмісту системи ΔН.

Якщо енергія виділяється, то тепловміст системи (ентальпія) зменшується (Н₁ > Н₂ і ΔН = Н₂ – Н₁ < 0).

Якщо енергія поглинається, то тепловміст системи зростає (Н₂ > Н₁ і ΔН = Н₂ – Н₁ > 0).

Термохімічне рівняння реакції горіння графіту в кисні:

С_(гр) + О_2(г) = СО_2(г), ΔН = – 395,3 кДж/моль,

означає, що у результаті взаємодії 1 моль твердого графіту з 1 моль газоподібного кисню утворюється 1 моль газоподібного карбон (IV) оксиду і при цьому виділяється 395,3 кДж енергії.

Тепловий ефект реакції визначають відносно 1 моль одного з реагентів за стандартних умов (тиск 101,325 кПа (1 атмосфера) і температура 298,15 К (25 ⁰С)), які не слід плутати з нормальними умовами (101,325 кПа і 273,15 К).

Коефіцієнти перед формулами речовин у термохімічних рівняннях вказують кількість моль речовин, а оскільки часто тепловий ефекти реакції вказують для 1 моль продукту або реагенту, то перед іншими речовинами можуть стояти дробові коефіцієнти:

СО_(г) + ½О_2(г) = СО_2(г), ΔН = – 283 кДж/моль

7.4. Термохімічні розрахунки

В основі усіх термохімічних розрахунків лежить закон Гесса, сформульований у 1858 р. російським хіміком В. Гессом:

Тепловий ефект хімічної реакції визначається лише природою і агрегатним станом реагентів і не залежить від шляху проходження процесу (або від кількості проміжних стадій).

Пояснимо це на прикладі.

Добути карбон (ІV) оксид можна двома шляхами (рис. 7.1):

Рис. 7.1. Ентальпійна діаграма утворення СО₂

1. В одну стадію – взаємодією простих речовин вуглецю та кисню у співвідношенні 1 : 1 (І шлях).
2. У дві стадії – взаємодією простих речовин вуглецю та кисню у співвідношенні 2 : 1 (1 стадія) і наступним спалюванням одержаного карбон (ІІ) монооксиду в надлишку кисню (2 стадія) (ІІ шлях):

С_(гр) + О_2(г) = СО_2(г), ΔН_І = – 393,5 кДж/моль – І шлях

2С_(гр) + О_2(г) = СО_(г), ΔН_ІІ(1) = – 110,5 кДж/моль – ІІ шлях (1 стадія)

СО_(г) + ½О_2(г) = СО_2(г), ΔН _ІІ(2) = – 283 кДж/моль – ІІ шлях (2 стадія)

Як видно з рис. 7.1., у результаті реакцій за двома напрямками, кінцевий тепловий ефект однаковий:

ΔН_І = ΔН_ІІ(1) + ΔН_ІІ(2) =  ‑ 110,5 кДж/моль+ (‑ 283 кДж/моль) = ‑ 393,5 кДж/моль

Із закону Гесса випливає кілька наслідків:

1.     Тепловий ефект хімічної реакції рівний різниці між сумами стандартних теплот утворення продуктів реакції і реагентів (І наслідок):

ΔН_х.р. = ΣН_прод. – ΣН_{реагенти.}

2.     Тепловий ефект хімічної реакції рівний різниці між сумами стандартних теплот згоряння реагентів і продуктів реакції (ІІ наслідок):

ΔН_х.р. = ΣН_{згор. регенти.} – ΣН_{згор. прод.}

Стандартна теплота утворення речовини (ΔН_f⁰) (англ. formation – утворення) – тепловий ефект реакції утворення 1 моль сполуки з простих речовин, стійких за стандартних умов:

Н_2(г) +О_2(г) = Н₂О_(г), ΔН _f⁰ = –286 кДж

Стандартні теплоти утворення різних сполук наведені у довідниках. Теплоти утворення простих речовин приймаються рівними нулю (крім алмазу, озону та деяких інших алотропних модифікацій).

Стандартна теплота згоряння (ΔН⁰_згор) – тепловий ефект згоряння 1 моль речовини у достатній кількості кисню О₂:

NH_3(г) + ³/₄O_2(г) = ½N_2(г) + ³/₂H₂O_(г), ΔН⁰_згор = – 383 кДж

Теплоти згоряння вищих оксидів рівні нулю.