Курс лекций по химии (стр. 6 )

Константа скорости k зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и от присутствия катализаторов, но не зависит от концентрации веществ. При составлении кинетичес­кого уравнения следует иметь в виду, что фигурирующие в нем стехиометрические коэффициенты не могут быть взяты непосредственно из уравнения химической реакции, описывающего превращения в целом. Такое уравнение свидетельствует о том, какие вещества и в каком количестве вступают в реакцию, какие образуются, но ничего не говорит о механизме реакции. Между тем в большинстве случаев механизм очень сложен и реакция протекает в несколько стадий, из которых только одна - самая медленная - определяет ее скорость.

Число частиц, участвующих в элементарном акте хими­ческого взаимодействия, определяет молекулярность реакции. По этому признаку различают мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные реакции. Реакций с молекулярностью боль­ше трех практически не встречается, так как вероятность столкновения даже трех молекул очень мала.

Порядок реакции - это сумма показателей степеней концентрации веществ в уравнении закона действующих масс. Так, реакция CuO(к) + H2(г) = Cu(к) + H2O(г) относится к реак­циям первого порядка, так как уравнение закона действующих масс запишется следующим образом:

V = k[H2],

а реакция Н2(г) + I2(г) = 2HI(г) относится к реакциям второго порядка, так как уравнение закона действующих масс имеет вид

V = k[H2][I2].

Общий (суммарный) кинетический порядок реакции – сумма показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ в уравнении скоростей реакции, определенных экспе­риментально.

В дальнейшем, используя кинетические уравнения, мы, не зная истинного механизма реакции, будем полагать, что химическое превращение происходит в одну стадию.

Рассматриваемое кинетическое уравнение справедливо только для гомогенных реакций, оно не применимо к реакциям с участием твердых фаз. Реакция в гетерогенной системе протекает на поверхности твердого вещества, и скорость зависит не от концентрации, а от поверхности соприкосновения твердой фазы с газообразной или жидкой. Так для реакции

С + + 2Н2→ СН4

выражение скорости будет таким: V = k[H2]2.

Зависимость скорости реакции от температуры выражает правило Вант-Гоффа. Изменение температуры на каждые десять градусов изменяет скорость гомогенных процессов примерно в 2–4 раза. Математически зависимость выражается формулой

V = V· ,

где V и V- скорость при температурах t2 и t1; γ - температурный коэффициент, число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 100.

Как объяснить столь высокую температурную чувстви­тельность скорости реакции? С первого взгляда может показаться, что она связана с увеличением числа молекулярных столкновений. Однако это не так, не все столкновения между молекулами приводят к их взаимодействию, а только эффективные, заканчивающиеся образованием новых молекул.

Чтобы между исходными веществами началась реакция, следует вначале разорвать или ослабить связи между атомами в исходных веществах, активировать их. Для этого процесса необходимо затратить соответствующую энергию. Минимальная энергия, которую должны получить реагенты в химической реакции, чтобы преодолеть барьер, препятствующий образованию продуктов, называется энергией активации. Энергия активации - это своеобразный энергетический барьер, который отделяет исходные вещества от продуктов реакции.

С точки зрения теории активированного комплекса исходные вещества сначала образуют неустойчивый переходный комплекс, далее происходит распад переходного комплекса с образованием продуктов реакции и выделением энергии.

Таким образом, с ростом температуры число активных молекул возрастает, поэтому скорость реакции тоже увели­чивается. Зависимость константы реакции K от энергии активации (Еа) выражается уравнением Аррениуса

Здесь z - число столкновений молекул за секунду в едини­це объема; е - основание натурального логарифма (е = 2,718); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж·моль-1K-1); T - температура; Р - так называемый стерический множитель, отно­шение активных молекул к общему числу молекул (Р - значи­тельно ниже единицы).

Большое влияние на скорость химической реакции могут оказывать добавки к реагирующей смеси некоторых веществ. Эти вещества называются катализаторами, они изменяют скорость химической реакции, но не входят в состав продуктов реакции, т. е. их состав и количество к концу реакции остаются без изменения. Явление изменения скорости реакций в присутствии катализатора называется катализом.

Известны катализаторы, ускоряющие химические реакции во много миллионов раз. Благодаря их применению удается осу­ществить реакции, которые в отсутствие катализаторов протека­ют с низкой, практически не заметной скоростью. Различают положительный катализ (при котором скорость реакции увели­чивается), отрицательный (при котором скорость реакции уменьшается) и автокатализ (при котором свойствами катали­затора обладает один из продуктов реакции).

Увеличение скорости реакции под влиянием положи­тельного катализатора объясняется тем, что положительный катализатор снижает энергию активации реакции, повышая тем самым долю активных молекул в реакционной смеси (отрицательный же катализатор, наоборот, увеличивает значение энергии активации, что приводит к уменьшению доли активных молекул и, следовательно, к уменьшению скорости реакции).

По агрегатному состоянию веществ, участвующих в реак­ции, катализ делят на гомогенный и гетерогенный. Так, если взаимодействующие вещества и сам катализатор находятся в одной фазе, то катализ называется гомогенным, если же взаимо­действующие вещества и катализатор находятся в разных фазах, то катализ называется гетерогенным.

Механизм действия катализатора различен. Наиболее часто встречается катализ, при котором катализатор ускоряет скорость взаимодействия за счет образования промежуточных соединений. При взаимодействии этих продуктов высвобожда­ется катализатор, количество которого остается неизменным. В общем виде процесс выглядит следующим образом:

А + В АВ.

Допустим, что катализатор легче реагирует с веществом А, чем исходные А и В между собой

А + К → АК.

Возможность такого взаимодействия можно объяснить более низкой энергией активации при образовании АК. Промежуточ­ный продукт АК, в свою очередь, легко реагирует с веществом В из-за иной природы веществ и малой энергии активации

АК + В → АВ +К.

Некоторые вещества снижают или полностью уничтожают активность катализатора, такие вещества называются каталити­ческими ядами. Например, небольшие примеси серы (0,1%) полностью прекращают каталитическое действие металличес­кого (губчатого железа), используемого в качестве катализатора при синтезе аммиака. Вещества, повышающие активность ката­лизатора, называются промоторами. Например, каталитическая активность губчатого железа значительно возрастает при добав­лении примерно 2 % метаалюмината калия KAlO2.

Биохимические реакции в растениях и в животном орга­низме ускоряются биологическими катализаторами, называе­мыми ферментами. Они, во-первых, обеспечивают протекание химических реакций при невысоких температурах, а во-вторых, у них колоссальная каталитическая активность. Например, 1 моль алкагольдегидрогеназы за 1 с при комнатной температуре превращает в уксусный альдегид 720 моль этанола, в то время как промышленные катализаторы того же процесса (медь) при 2000С за 1 с превращают 0,1 - 1,0 моль спирта на 1 моль катали­затора.

7

Роль катализа в современной промышленной химии огром­на. Достаточно указать, что свыше 90 % химической продукции получается в реакциях, где используется катализ.

6.1. Механизмы химических реакций

Одной из фундаментальных задач химии является выявле­ние механизма химических реакций. Выше уже говорилось о молекулярности и порядке реакции. Знание кинетических урав­нений и его констант очень полезно для понимания механизма химической реакции.

Все реакции можно подразделить на простые и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию и называются одностадийными. Например, разложение N2O5 является простой мономолекулярной реакцией

2N2O5 = 2N2O4 + O2.

Однако большинство реакций представляют собой сложные процессы, в которых кроме молекул могут принимать участие такие частицы, как радикалы, ионы, активные комплексы и т. д. Сложные реакции делятся на параллельные, последователь-ные, сопряженные и колебательные. Кроме этих типов существуют так называемые цепные реакции.

Параллельными реакциями называется связанная система реакций, протекающих одновременно в нескольких направле­ниях из одних и тех же исходных реагентов:

k1

→ 2KCl + 3 O2

6KClO3 k2

→3KСlO4 + KCl

Преобладание той или иной из параллельных реакций определяется соотношением их скоростей.

Последовательные реакции проходят через промежу­точные стадии так, что продукты предыдущих стадий расхо­дуются в последующих. Например, реакция 2А + 3В = А2В3 мо­жет идти через стадии:

А + В = АВ,

А + АВ = А2В,

А2В + 2В = А2В3.

2А + 3В = А2В3.

Обычно различные стадии последовательных реакций идут с различными скоростями, поэтому общая скорость этого взаи­модействия определяется стадией, протекающей с наименьшей скоростью. Эта стадия называется лимитирующей.

Если с одним и тем же реагентом одновременно взаи­модействуют два или более веществ, то такие реакции называ­ются сопряженными, т. е. это такие реакции, когда протекание одной из них возможно только при участии другой реакции. Например, бромноватая кислота HBrO3 с мышьяковистой кислотой H3AsO3 непосредственно не взаимодействует. Если же в систему добавить сернистой кислоты, процесс тут же начинается. Это можно объяснить тем, что при взаимодействии H2SO3 и HBrO3 образуется более активное промежуточное соединение HBrO2 или HBrO, которое способно окислять H3AsO3:

H2SO3 + HBrO3 = H2SO4 + HBrO2,

HBrO2 + H2SO3 = H2SO4 + HВrO,

HBrO2 + H3AsO3 = H3AsO4 + HВrO,

HBrO + H3AsO3 = H3AsO4 + HBr.

Колебательные реакции (их еще называют периодичес­кими, "мерцающими") в одних случаях могут сопровож­даться последовательным изменением окраски раствора, в дру­гих - выделением газа.

Наблюдение данных реакций вызывает ассоциацию с простым физическим маятником, который колеблется из стороны в сторону через точку равновесия. Колебания в химических реакциях нельзя полностью уподоблять колебаниям физического маятника потому, что есть особенность, скрываю­щаяся в механизме реакции.

Механизмы реакций всех известных химических маятников имеют три наиболее характерные особенности. Во-первых, колебания возникают из-за выделяющейся энергии в результате химической реакции, не находящейся в состоянии равновесия. Во-вторых, реакция с выделением энергии может протекать по двум направлениям, периодически переходя от одного направления к другому. В-третьих, в одном из направ­лений реакции образуется промежуточное соединение, участву­ющее в другом направлении. При этом изменении концентра­ция промежуточного соединения является своего рода "спуско­вым механизмом". Когда концентрация промежуточного соеди­нения уменьшается, то реакция протекает по направлению обра­зования этого соединения, а при увеличении концентрации - наоборот, т. е. реакция периодически идет то в одном, то в другом направлении.

Таким образом, колебательные реакции - это реакции, в ходе которых концентрации некоторых промежуточных соеди­нений и скорости превращений подвержены колебаниям.

В качестве примера рассмотрим реакцию Бриггса - Рауше­ра, которая является наиболее наглядной из известных в настоя­щее время колебательных реакций.

Опыт можно провести следующим образом: сливают 6 бесцветных растворов определенной концентрации (H2O2, KIO3, H2SO4, MnSO4, CH2(COOH)2 и крахмал) в стакан и перемеши­вают их на магнитной мешалке. Происходит резкое изменение окраски раствора от бесцветного к желтому, затем темно-сине­му и снова к бесцветному. Эта последовательность изменения окраски раствора повторяется в течение 5 мин. с периодом колебания примерно 20–25 с.

В конце реакции раствор стабилизируется, сохраняя темно-синюю окраску.

Механизм этой периодической реакции представлен на схеме

СH2(COOH)2 + HIO3 → ICH(COOH)2 + CO2 + H2O → HI + CO2

бесцветный бесцветный бесцветный

Н2О2 Н2О2

(C6H10O5)n

 

(С6Н10О5)n∙I2 I2

синий крахмал желтый

В этой колебательной реакции главная роль принадлежит катализатору - ионам марганца (II). Изменения окраски связаны с ритмическими превращениями иодата: желтая - с появлением свободного йода, а синяя - с его крахмальным комплексом, кото­рый образуется только тогда, когда концентрация иодид-ионов достигает 10-4 моль/л. Именно этим объясняется резкое возник­новение и исчезновение синей окраски. Колебания прекращают­ся после полного окисления малоновой кислоты.

В этой колебательной реакции протекают два конкури­рующих процесса - А (нерадикальный) и В (радикальный), ход которых определяется концентрацией иодид-ионов. Процесс А протекает тогда, когда концентрация иодид-ионов выше неко­торого критического значения. Процесс В доминирует при уменьшении концентрации иодид-ионов, причем скорость про­текания процесса А выше, чем В.

Процесс А:

IO + I + 2H → HIO2 + HIO;

HIO2 + I + H → 2HIO;

HIO + H2O2 → I + O2 + H2O.

Суммарное уравнение реакции

IO + 2H2O2 + H → HIO + 2O2 + 2H2O.

В целом в процессе А происходит уменьшение концент­рации иодид-ионов, что, в свою очередь, приводит к проте­канию процесса В.

Процесс В: ионы Mn2+ непосредственно не реагируют с иодад-ионами с образованием иодид-ионов, так как ионы Mn2+ могут представить только по одному электрону, но они очень легко реагируют с реакционно-активными радикалами IO2' с образованием ионов Mn3+:

IO + HIO2 + H → 2IO2' + H2O;

IO2' + Mn2+ + H → HIO2 + Mn3+;

Mn3+ + 3H2O2 → Mn2+ + 2H2O + 2HOO';

2HOO' → H2O2 + O2;

2HIO2 → IO + HIO + H.

Суммарное уравнение реакции

IO + 2Н2О2 + Н+ → HIO + 2O2 + 2H2O.

Образующаяся иодноватистая кислота постепенно восста­навливается пероксидом водорода:

HIO + H2O2 → I + O2 + H + H2O.

Затем образуется йод:

I + HIO + H → I2 + Н2О.

Затем: I2 + HCOO-CH=C(OH)2 → HOOC-CI=C(OH)2+H++I-.

Йодмалоновая кислота окисляется ионами Mn3+:

HOOC-CI=C(OH)2 + 4Mn3+ + 2H2O →

→ HCOOH + 2CO2 + 4Mn2+ + I + H

В результате происходит увеличение концентрации иодид - ионов, что, в свою очередь, ведет к протеканию процесса А.

В природе и технике очень распространены цепные реак­ции. Они характеризуются тем, что на промежуточных этапах получаются свободные радикалы. Свободными радикалами счи­таются атомы или группы атомов, содержащие неспаренные электроны и являющиеся электронейтральными. Свободные радикалы можно представить как осколки молекул, образую­щиеся при симметричном разрыве ковалентной связи таким образом, что у каждого из этих осколков остается по одному электрону за счет связующей электронной пары. Например,

Н : Н = Н' + Н',

Cl : Cl = Cl' + Cl'.

Различные радикалы образуются в результате самых разнообразных процессов, например, распад молекулы хлора на два атома, т. е. на два радикала, может произойти при интенсив­ном облучении световым потоком.

Так, при синтезе НCl из Н2 и Cl2 возникает ряд после­довательных процессов с участием свободных радикалов:

– нагревание или действие света ведет к появлению свобод­ных атомов хлора Cl2 = 2Cl';

– каждый из свободных атомов хлора является реакцио­способным и при столкновении с молекулой водорода образует молекулу НСl: Сl' + Н2 = НСl + Н';

– свободный атом водорода - радикал тоже обладает доста­точно большой энергией и при столкновении с молекулой хлора образует молекулу НСl: Н' + Cl2 = НСl + Cl';

– свободный атом - радикал хлора, в свою очередь, вступает в реакцию с молекулой водорода и т. д.

Таким образом, реакция между хлором и водородом представляет собой длинную цепь последовательно протека­ющих элементарных процессов. Обрыв этой цепи возможен только при столкновении атома хлора не с молекулой водорода, а с атомами хлора или водорода: Cl' + Н' = НСl, Cl' + Cl' = Cl2.

Реакция между хлором и водородом относится к реакциям с неразветвленными цепями. Известны реакции с разветвлен­ными цепями. В таких реакциях единичная реакция одного свободного радикала ведет к образованию двух и т. д. Например,

Н2 + О2 OH' + OH',

H2 + OH' → H2O + H',

H' + O2 → H2O + O',

O' + H2 → OH' + H' и т. д.

Скорость реакции в этом случае быстро нарастает и про­цесс часто принимает форму взрыва.

Цепные реакции встречаются довольно часто в природе и технике. По цепному механизму протекают многие реакции в атмосфере.

К цепным реакциям относятся и горение топлива, т. е. реак­ция с кислородом, протекающая с выделением теплоты и со световым излучением. В двигателях внутреннего сгорания цепной характер реакции может вызвать микровзрывы (детона­цию), для их предупреждения в топливо вводят антидетонаторы, на которых происходит обрыв цепей. По цепному механизму протекают реакции полимеризации многих полимеров, окис­ления, галогенирования, высокотемпературного разложения углеводородов и др.

Наиболее важные исследования в области цепных реакций принадлежат лауреату Нобелевской премии (СССР). Разработанная им теория цепных реакций имеет большое значение для понимания процессов горения и взрывов.

Основные понятия и выводы

1. Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образовавшегося в ре­зультате реакции за единицу времени в единице объема.

2. Реальное течение химического процесса зависит от его кинетических параметров.

3. Скорость химической реакции тем больше, чем меньше энергия активации и чем больше концентрация, давление, температура и степень измельчения реагирующих веществ, а также, когда реакция протекает в присутствии катализатора или под действием какого-либо излучения.

4. Зависимость скорости химической реакции от концент­рации реагирующих веществ описывается законом действия масс. При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехио­метрическим коэффициентам при формулах этих веществ в уравнении реакции.

5. Зависимоть скорости химической реакции от темпе­ратуры определяет правило Вант-Гоффа: «Скорость боль­шинства химических реакций при повышении температуры на каждые 10 0С возрастает в 2–4 раза».

6. Величина температурного коэффициента химической реакции зависит от ее энергии активации.

7. Химическое взаимодействие в большинстве случаев идет через образование активированного комплекса.

8. Катализатор снижает активационный и энтропийный барьер как в гомогенном, так и в гетерогенном катализе.

9. Все реакции подразделяются на простые и сложные. Сложные реакции делятся на параллельные, последовательные, сопряженные и колебательные. Цепные реакции являются ком­бинациями этих типов и идут при участии различных радикалов. Они состоят из трех элементарных стадий: зарождения цепи, ее продолжения или разветвления и обрыва цепи.

Контрольные вопросы и задачи

1. Что является предметом изучения химической кинетики?

2. Определите понятие скорости химической реакции.

3. Сформулируйте закон действия масс.

4. Каков физический смысл константы скорости реакции?

5. Что называется температурным коэффициентом скорости химической реакции?

6. Сформулируйте правило Вант-Гоффа.

7. Что такое энергия активации?

8. Что называется катализатором?

9. Какие катализаторы называются положительными и какие отрицательными? Какие гомогенными и какие гетеро­генными? Приведите примеры.

10. Как изменится скорость реакции 2NO(г)+О2 (г) → 2NО2 (г), если увеличить концентрацию NO в 3 раза?

11. Скорость химической реакции при 400С равна 1 моль/(л·с). Вычислите скорость этой реакции при 800С, если температурный коэффициент реакции равен 4.

Тема 7. Химические системы

Что такое химическая система, основные понятия и определения были рассмотрены в разделе 5. В буквальном переводе с греческого система - целое, составленное из частей. В современном понятии системы ее части находятся между собой в определенных отношениях, образуя некоторое единство. Простейшими частями химической системы, вообще говоря, являются атомы, молекулы или ионы. Однако конкретная система образуется не из абстрактных атомов, а из вполне конкретных веществ, которые могут реагировать друг с другом, вступая в химические реакции. Важно не только то, из каких веществ состоит система, но и то, при каких условиях она находится. Невозможно рассматривать химическую систему в отрыве от условий, в которых она существует.

Условия существования системы, фазовые равновесия веществ, а также газовые, жидкие и твердые системы были рассмотрены выше. Более подробно рассмотрим растворы и их свойства.

7.1. Общие свойства растворов

Изучив эту главу, следует уметь характеризовать следующие понятия и объяснять их взаимосвязь: дисперсные системы, раствор и его компоненты, типы растворов, способы выражения концентрации растворов, растворы неэлектролитов, а также знать законы Рауля, осмос, электролитическую диссоциацию. Сильные и слабые электролиты, свойства растворов электролитов. Актив­ность, электролитическая диссоциация воды. Водородный пока­затель среды. Произведение растворимости. Гидролиз солей. Электрохимические системы.

Уметь решать задачи на нахождение процентной, моляр­ной, нормальной, моляльной концентрации и титра, задачи, требующие использования ПР и рН.

В окружающем нас мире растворы встречаются повсе­местно: воздух представляет собой газообразный раствор кислорода, диоксида углерода и других веществ в азоте, морская вода - водный раствор целого ряда веществ (минеральных солей, газов, органических соединений); чугун - твердый раствор угле­рода в железе и т. д. Множество различных растворов содер­жится в организме человека и животных, биологическая роль которых общеизвестна. Поскольку чаще всего приходится иметь дело с жидкими растворами, то в данной главе основное внимание будет уделено этому типу растворов. Прежде всего, рассмотрим, что из себя представляют дисперсные системы.

7.1.1. Дисперсные системы

Система, состоящая из двух и более веществ, одно из которых распределено в виде очень мелких частиц в другом, называется дисперсной системой. Распределенное вещество на­зывается дисперсной фазой, а вещество, в котором распределена дисперсная фаза - дисперсной средой.

Дисперсные системы можно классифицировать по степени их дисперсности (по размеру частиц дисперсной фазы) и по агрегатному состоянию фаз системы (табл. 7.1, 7.2).

Для химии наибольшее значение имеют дисперсные сис­темы, в которых средой является жидкость. Свойства дисперс­ных систем в значительной мере зависят от степени размель­чения дисперсной фазы. Грубодисперсные системы - суспензии, эмульсии - кинетически неустойчивы: они с течением времени разделяются на дисперсную фазу и дисперсионную среду (в отноше­нии суспензий этот процесс называют седиментацией), частицы же тонкодисперсных систем находятся в непрерывном хаотичес­ком тепловом движении. При дальнейшем дроблении вещества до молекул и ионов поверхность раздела исчезает, исчезает гетерогенность и появляется однофазная система - истинный раствор.

Таблица 7.1

Дисперсные системы	Размеры частиц дисперсной фазы	Устойчивость и гомогенность системы
Грубодисперсные (супензии, взвеси) Тонкодисперсные (коллоидные растворы) Молекулярно-дисперсные (истинные растворы)	10-3–10-5 см (10–0,1 мкм) 10-5–10-7 см (0,1–0,001 мкм) ~ 10-8 см	неустойчивы, гетерогенны довольно устойчивы, микрогетерогенны весьма устойчивы, гомогенны

Таблица 7.2

Дисперсная среда	Дисперсная фаза	Примеры
Газ	газ жидкость твердое вещество	аэрозоли   газовые смеси туманы, облака пыль, дым
Жидкость	газ жидкость твердое тело	пена эмульсии (молоко, кремы, мази) суспензии, взвеси (глина в воде)
Твердое тело	газ жидкость твердое тело	твердые пены (пенопласты, пемза, пеностекло) твердые эмульсии (вода в пара­фине, жемчуг, цеолиты) сплавы, твердые растворы

7.1.2. Истинные растворы

Истинными растворами называются гомогенные (однород­ные) системы, состоящие из двух и более компонентов и про­дуктов их взаимодействия.

Компонентами раствора являются растворитель (среда) и растворенное вещество, равномерно распределенное в раство­рителе в виде молекул или ионов. Под растворителем обычно понимают то вещество, которое находится в таком же агрегат­ном состоянии, как и раствор в целом. Если вещества, состав­ляющие раствор, имеют одинаковое агрегатное состояние (например, спирт и вода), то растворителем называют то из веществ, которое имеется в большем количестве.

Наибольшее значение имеют растворы, в которых средой является вода.

Что же происходит при растворении веществ друг в друге? Природа процесса растворения сложна. Образование растворов всегда связано с теми или иными физическими процессами. Одним из таких процессов является диффузия растворенного ве­щества и растворителя. Благодаря диффузии частицы - молеку­лы, ионы - удаляются с поверхности растворяющегося вещества и равномерно распределяются по всему объему растворителя.

, изучая состояние вещества в растворах, развил представления о химическом характере процесса раство­рения. Он пришел к выводу, что в растворе образуются соедине­ния, состоящие из растворенного вещества и растворителя. Такие соединения получили названия сольватов. Если раствори­телем является вода, то соединения, образующиеся в растворе, называются гидратами. Он доказал существование гидратов серной кислоты H2SO4·H2O, Н2SO4·2H2O, Н2SO4·4H2O и некоторых других веществ, например, C2H5OH·3H2O. В этих случаях растворение сопровождается образованием химических связей частиц растворяемого вещества и растворителя.

Доказательством химического взаимодействия растворен­ного вещества с растворителем являются тепловые эффекты и изменение окраски, сопровождающие растворение.

Например, при растворении калия гидроксида в воде выделяется теплота:

КОН + хН2О = КОН·хН2О, ∆Н0раств. = -55 кДж/моль,

а при растворении натрия хлорида теплота поглощается:

NaCl + xH2O = NaCl·хН2О, ∆Н0раств. = +3,8 кДж/моль.

Теплоту, выделяемую или поглощаемую при растворении 1 моля вещества, называют теплотой растворения. Причина появ­ления положительного или отрицательного теплового эффекта заключается в следующем. Процесс растворения твердого ве­щества состоит из двух последовательных стадий, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом:

1) разрушение кристаллической решетки, т. е. распад ее отдельных частиц, связанный с затратой энергии Q1;

2) взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами воды (гидратация), сопровождающееся выделением энергии Q2, т. е.

Q = - Q1 + Q2.

Это уравнение показывает, что растворение твердого ве­щества является экзотермическим процессом в том случае, когда при гидратации выделяется энергии больше, чем ее расходуется на разрушение кристаллической решетки. Наоборот, растворе­ние является эндотермическим процессом, если на разрушение кристаллической решетки расходуется энергии больше, чем ее выделяется при гидратации.

Растворение в воде безводного сульфата меди белого цвета приводит к появлению интенсивно голубой окраски. Образова­ние сольватов, изменение окраски, тепловые эффекты, как и ряд других факторов, свидетельствуют об изменении химической природы компонентов раствора при его образовании.

Таким образом, в соответствии с современными представ­лениями растворение – физико-химический процесс, в котором играют роль как физические, так и химические взаимодействия.

7.1.3. Растворимость веществ

Растворимость - способность веществ равномерно распре­деляться в виде атомов, молекул или ионов по всему объему растворителя.

Эта способность определяется характером сил, возникаю­щих между компонентами раствора. К ним относятся силы притяжения и отталкивания; специфические силы, действующие на коротких расстояниях (донорно-акцепторные, водородные связи); неспецифические силы, действующие на больших рас­стояниях (ион-дипольные взаимодействия) и др.