Доклад: Периодический закон
Открыт Д. И. Менделеевым. Современная формулировка: Свойства элементов, а также образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.
Современное учение о химических процессах — наглядный пример глубокой взаимосвязи физических, химических и биологических знаний. В основе данного учения лежат химическая термодинамика и кинетика — традиционные области физической химии.
Способность к взаимодействию различных реагентов определяется не только их атомарно-молекулярной структурой, но и условиями протекания химических реакций.
К условиям протекания химических процессов относятся термодинамические (характеризуют зависимость реакций от температуры, давления и т.п.) и кинетические факторы.
Термодинамическое воздействие влияет преимущественно на направление химических процессов. Функции управления скоростью химических процессов выполняет химическая кинетика. Она устанавливает зависимость протекания химических процессов от множества структурно-кинетических факторов: строения исходных реагентов; их концентрации; наличия в реакторе катализаторов (или ингибиторов) и других добавок; способа смешивания реагентов; материала и конструкции реактора и т.п. Влияние такого типа факторов на ход химических реакций может быть сведено и к катализу, т.е. к положительному воздействию на химический процесс, и к ингибированию, сдерживающему процесс.
Катализ — это процесс изменения скорости или возбуждения химической реакции веществами-катализаторами, которые участвуют в реакции, но не входят в состав конечных продуктов. Вещества, замедляющие химическую реакцию, называются ингибиторами.
Катализ играет решающую роль в процессе перехода от химических систем к биологическим.
Химические процессы подчиняются всеобщим законам природы: закону сохранения массы вещества, закону сохранения энергии, а также ряду специфических для химии законов, которыми управляются все химические реакции.
По механизму химические процессы делятся на 3 основных типа:
· простые реакции между молекулами;
· радикальные, в том числе цепные реакции (протекающие через промежуточное образование свободных радикалов и атомов);
· ионные (идущие при участии ионов).
Химические реакции – превращения одних веществ в другие, отличные от исходных по химическому составу или строению.
Общее число атомов каждого данного элемента, а также сами химические элементы, составляющие вещества, остаются в химических реакциях неизмененными; этим химические реакции отличаются от ядерных реакций.
Химические реакции осуществляются при взаимодействии веществ между собой или при внешних воздействиях на них температуры, давления, электрического и магнитного полей и т.п.
В ходе химических реакций одни вещества (реагенты) превращаются в другие (продукты реакции), что записывается в виде химических уравнений. Реагенты и продукты реакции часто носят общее название реактанты.
Каждая химическая реакция характеризуется стехиометрическим соотношением реактантов и скоростью химической реакции.
Совокупность отдельных стадий химических реакций, установленная экспериментально или предложенная на основе теоретических представлений, называется механизмом реакции.
Любая химическая реакция обратима, хотя скорости прямой и обратной реакций могут при этом существенно отличаться. Когда скорости прямой и обратной реакций равны, система находится в химическом равновесии. В положении равновесия или вблизи него поведение системы описывается законами и соотношениями химической термодинамики.
При изучении химических реакций на молекулярном уровне используют представления о взаимодействии атомов и молекул при их столкновениях друг с другом, с электронами и др. частицами, о превращениях молекул при поглощении и испускании фотонов и т.п. Этот подход базируется, как правило, на квантовой теории и связан в основном с изучением элементарного акта химических реакций, т. е.отдельного процесса столкновения молекул реактантов.
Химические реакции существенно зависят как от природы реактантов, так и от внешних условий реакции. Многие химические реакции возможны только под воздействием внешних источников энергии: тепловой, электромагнитной (фотохимические реакции), электрической (электрохимические реакции). При этом сама химическая реакция может служить источником энергии.
Количественное экспериментальное изучение химических реакций привело к установлению ряда основных законов химии, отражающих как стехиометрию, так и энергетику реакций. К таким законам относятся закон постоянства состава, закон Гесса и др.
Классификация химических реакций проводится по различным признакам и различается в зависимости от того, в какой области химии они исследуются.
Термодинамическая классификация
· по энергетике реакций:
— экзотермические, т. е. идущие с выделением тепла,
— эндотермические, т. е. идущие с поглощением тепла;
· по количеству фаз реактантов
— гомогенные реакции
— гетерогенные реакции
Кинетическая классификация
· по скорости прямой и обратной реакций
— обратимые
— необратимые
· по числу взаимосвязанных реакций в системе
— простая реакция, т. е. только одна, практически необратимая реакция
— сложная реакция, которую можно подразделить на несколько простых.
Сложные химические реакции по форме связи простых реакций подразделяются на параллельные, последовательные, сопряжённые, обратимые и т.д.
В отдельную группу выделяется обширный класс каталитических реакций.
В неорганической химии широко используется классификация химических реакций по типам участвующих в них соединений и по характеру их взаимодействия:
— реакции образования и разложения,
— реакции гидролиза,
— реакции нейтрализации
— реакции окисления-восстановления.
Органические реакции подразделяют на две большие группы:
— гетеролитические, при которых разрыв связи в молекуле происходит несимметрично и электроны остаются спаренными,
— гомолитичные, в которых происходит симметричный разрыв связи, в результате чего образуются радикалы.
Понятие химических реакций является в известной степени условным.
Учение о химических процессах – кинетика химических реакций –- учение о законах протекания процессов во времени, скоростях и механизмах.
С исследованиями кинетики химических реакций связаны важнейшие направления современной химии и химической промышленности: разработка рациональных принципов управления химическими процессами; стимулирование полезных и торможение и подавление нежелательных химических реакций; создание новых и усовершенствование существующих процессов и аппаратов в химической технологии; изучение поведения химических продуктов, материалов и изделий из них в различных условиях применения и эксплуатации.
В реальных условиях, например в крупных промышленных аппаратах, химический процесс осложняется в связи с передачей тепла, выделяемого или поглощаемого в реакции, транспортом веществ в зону реакции, их искусственным или естественным перемешиванием. Эти проблемы решает так называемая макрокинетика.
Вместе с тем многие уравнения, описывающие протекание во времени химических реакций, пригодны и для описания ряда физических процессов (распад радиоактивных ядер, деление ядерного горючего), а также для количественной характеристики развития некоторых биохимических, в том числе ферментативных, и других биологических процессов (нормальный и злокачественный рост тканей, развитие лучевого поражения, кинетические критерии оценки эффективности лечения). Кинетика химических реакций лежит в основе исследования сложных процессов горения газов и взрывчатых веществ, помогает изучению процессов в двигателе внутреннего сгорания. Таким образом, можно говорить об общей кинетике, частным случаем которой является кинетика химических реакций. Эти аналогии весьма удобны для практического использования, но всегда следует иметь в виду принципиальные различия в природе рассматриваемых явлений.
В основе кинетики химических как учения о скоростях химических превращений лежит закон действующих масс, согласно которому скорость реакции веществ А, В, С,… пропорциональна произведению их концентраций. Скорость реакции характеризуется обычно изменением за единицу времени концентрации какого-либо из исходных веществ или конечных продуктов реакции.
ü Закон действующих масс – один из основных законов физической химии; устанавливает зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ и соотношение между концентрациями (или активностями) продуктов реакции и исходных веществ в состоянии химического равновесия. Норвежские учёные К. Гульдберг и П. Вааге, сформулировавшие закон в 1864-67, назвали «действующей массой» вещества его количество в единице объёма, т. е. концентрацию, отсюда — наименование закона.
ü Закон Гесса: тепловой эффект любой химической реакции зависит лишь от начального и конечного состояния системы и не зависит от промежуточных состояний и путей перехода. Сейчас этот закон мы можем рассматривать, как применение закона сохранения и превращения энергии к термохимическим реакциям.
Энергия химической связи – важная характеристика, определяющая реакционную способность вещества и использующаяся при термодинамических и кинетических расчетах химических реакций.
Энергия химической связиравна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Например, если рассматривается энергия химической связи H3C-H в молекуле метана, то такими частицами являются метильная группа CH3 и атом водорода Н, если рассматривается энергия химической связи Н-Н в молекуле водорода, такими частицами являются атомы водорода.
Энергия химической связи — частный случай энергии связи, обычно ее выражают в кдж/моль (ккал/моль); в зависимости от частиц, образующих химическую связь, характера взаимодействия между ними (ковалентная связь, водородная связь и другие виды химической связи), кратности связи (например, двойные, тройные связи) энергия химической связи имеет величину от 8-10 до 1000 кдж/моль.
Для молекулы, содержащей две (или более) одинаковых связей, различают энергия химической связи каждой связи (энергию разрыва связи) и среднюю энергию связи, равную усредненной величине энергии разрыва этих связей. Так, энергия разрыва связи HO-H в молекуле воды, т. е. тепловой эффект реакции H2O = HO + H равен 495 кдж/моль, энергия разрыва связи Н-О в гидроксильной группе — 435 кдж/моль, средняя же энергия химической связи равна 465 кдж/моль. Различие между величинами энергий разрыва и средней энергия химической связи обусловлено тем, что при частичной диссоциации молекулы (разрыве одной связи) изменяется электронная конфигурация и взаимное расположение оставшихся в молекуле атомов, в результате чего изменяется их энергия взаимодействия. Величина энергия химической связи зависит от начальной энергии молекулы, об этом факте иногда говорят как о зависимости энергия химической связи от температуры. Обычно энергия химической связи рассматривают для случаев, когда молекулы находятся в стандартном состоянии или при 0 К. Именно эти значения энергия химической связи приводятся обычно в справочниках. Энергия химической связи может быть косвенно определена по данным калориметрических измерений, расчетным способом, а также с помощью масс-спектроскопии и спектрального анализа.
Реакционная способность -характеристика химической активности веществ, учитывающая как разнообразие реакций, возможных для данного вещества, так и их скорость.
Например,
ü благородные металлы (Au, Pt) и инертные газы (Не, Ar, Kr, Xe) химически инертны, т. е. у них низкая реакционная способность;
ü щелочные металлы (Li, Na, К, Cs) и галогены (F, Cl, Вг, I) химически активны, т. е. обладают высокой реакционная способность.
ü насыщенные углеводороды (органическая химия) характеризуются низкой реакционной способностью, для них возможны немногочисленные реакции, происходящие в жёстких условиях (высокая температура, ультрафиолетовое облучение).
Количественно реакционная способность выражают константами скоростей реакций или константами равновесия в случае обратимых процессов.
Современные представления о реакционной способности основаны на электронной теории валентности и на рассмотрении распределения (и смещения под действием реагента) электронной плотности в молекуле. Электронные смещения качественно описываются в терминах индуктивных и мезомерных эффектов, количественно — с применением квантовомеханических расчётов.
Главный фактор, определяющий относительную реакционную способность в ряду родственных соединений, — строение молекулы: характер заместителей, их электронное и пространственное влияние на реакционный центр, геометрия молекул. Реакционная способность зависит и от условий реакции (природы среды, присутствия катализаторов или ингибиторов, давления, температуры, облучения и т.п.). Все эти факторы оказывают на скорость реакций различное, а иногда противоположное влияние в зависимости от механизма данной реакции. Количественная связь между константами скорости (или равновесия) в пределах одной реакционной серии может быть представлена корреляционными уравнениями, описывающими изменения констант в зависимости от изменения какого-либо параметра.
Катализ(от греч. katálysis — разрушение) – изменение скорости химических реакций в присутствии веществ (катализаторов), вступающих в промежуточное химическое взаимодействие с реагирующими веществами, но восстанавливающих после каждого цикла промежуточных взаимодействий свой химический состав. Реакции с участием катализаторов называются каталитическими.
Количество реагирующего вещества, которое может испытать превращение в присутствии определённого количества катализатора, не ограничивается какими-либо стехиометрическими соотношениями и может быть очень большим. Этим каталитические реакции отличаются от индуцируемых, или сопряжённых реакций, когда одна реакция вызывается или ускоряется (индуцируется) другой и происходит необратимое превращение вещества-индуктора. Возможные изменения катализатора при каталитических реакциях являются результатом побочных процессов, ни в коей мере не обусловливающих каталитическое действие.
Катализатор — вещество, ускоряющее скорость химической реакции. Катализаторы изменяют скорость химических реакций посредством многократного промежуточного химического взаимодействия с участниками реакций и не входящие в состав конечных продуктов. Катализаторы повсеместно распространены в живой природе и широко используются в промышленности. Более 70% всех химических превращений веществ, а среди новых производств более 90% осуществляется с помощью катализаторов. Различные катализаторы, выпускаемые промышленностью, классифицируются по типу катализируемых реакций (кислотно-основные, окислительно-восстановительные); по группам каталитических процессов или особенностям их аппаратурно-технологического оформления (например, К. синтеза аммиака, крекинга нефтепродуктов, К. для использования в псевдоожиженном слое); по природе активного вещества (металлические, окисные, сульфидные, металлоорганические, комплексные и т.д.); по методам приготовления. При помощи белковых катализаторов — ферментов — осуществляется обмен веществ у всех живых организмов.
Фермент – биологический катализатор; по химической природе — белок или рибонуклеиновая кислота. Ферменты обязательно присутствуют во всех клетках живого организма. Ускоряя биохимические реакции, ферменты направляют и регулируют обмен веществ.
Ингибитор (лат. Inhibeo – удерживаю)- в химии — вещество, снижающее скорость химических реакций или подавляющие их. Ингибиторы применяют для предотвращения или замедления нежелательных процессов: коррозии металлов, старения полимеров, окисления топлива и смазочных масел, пищевых жиров и др.
Ингибитор — в биологии — любой агент, тормозящий тот или иной биологический процесс