5.3. Учение о структуре вещества

Й. Берцелиус в 1830 г. выдвинул гипотезу: все ато­мы разных элементов обладают различной электроот­рицательностью, причем атом каждого элемента несет два заряда (положительный + и отрицательный –). Объединение атомов в молекулы происходит за счет взаимодействия разноименно заряженных атомов или атомных групп, что сопровожда­ется частичной нейтрализацией зарядов. Например, ка­лий (К) несет положительный заряд, а кисло­род (О) – отрицательный, взаимодействуя, они об­разуют оксид.

Ф. Кекуле сформулировал теорию валентности – каждый атом обладает определенной способностью к насыщению. Благодаря этому появилась воз­можность составлять так называемые структурные фор­мулы. При написании в любой формуле элементы связывают друг с другом согласно их валентности.

А.М. Бутлеров раз­работал теорию строения органических соединений – основа органической химии.

5.4. Химические связи и строение молекул. Учение о химических процессах

Химические реакции – взаимодействие между атомами и молекулами, при­водящее к образованию новых веществ, отличных от исходных по химическому составу или строению.

Химическое взаимодействие, как правило, сопровождается тепловым эффектом. Процессы, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими, а идущие с поглощением теплоты – эндотермическими.

Химические реакции в отличие от ядерных не изменяют ни общего числа ато­мов в системе, ни изотопного состава элементов.

Скорость химической реакции зависит от концентрации реагентов, температуры, свойств среды, катализаторов и др. факторов.

Зависимость скорости химической реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10°С скорость большинства реакций возрастает в 2–4 раза.

Если реакция обратима, т.е. может протекать как в прямом, так и обратном направлениях, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия. При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации участвующих в реакции веществ), скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и хими­ческое равновесие нарушается.

Направление смещения равновесия подчиняется принципу Ле Шателье: при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии хими­ческого равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия. Так, повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е. охлаждением системы.

Скорость химической реакции возрастает в присутствии катализатора. Вещества, ускоряющие реакцию – катализаторы; замедляющие – ингибиторы. В результате реакции катализатор остается в химически неизменном состоянии и не расходуется.

Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию. Пример автокаталитического процесса – реакция Белоусова-Жиботинского – окис­ления лимонной кислоты смесью бромата калия КВrО₃ и сульфата церия Се(SО₄)₂: ионы церия Се⁴⁺ синего цвета восстанавливаются до ионов церия Се³⁺ красного цвета, а затем, когда свободный ион брома расходуется (выступает как ингибитор окисления церия), проте­кает обратная реакция окисления: Се³⁺ → Се⁴⁺. В результате возникает система, которая с идеальной периодичностью изменяет свой цвет с синего на красный и наоборот. Эти колебания можно рассматривать как хими­ческие часы, а саму систему как самоорганизующуюся. Начиная с некоторого момента возникают неоднородности концентрации и образуются устойчивые красные и синие слои.