Энергетика химических реакций
Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии, представленной в виде теплоты, света и т. п., в результате того, что в ходе химической реакции происходит разрыв одних и образование других связей.
Система - это тело или группа тел, которые отделены от окружающей среды поверхностью раздела (реальной или воображаемой).
Выделяют три вида систем: изолированную (нет обмена энергией и веществом), закрытую (есть обмен энергией, но нет обмена веществом) и открытую (есть обмен энергией и веществом).
Процесс – это переход системы из одного состояния в другое.
Различают изотермические (Т = const), изобарные (р = const), и изохорные (V = const) процессы.
Существуют две формы передачи энергии от одной системы к другой: упорядоченная форма - работа, неупорядоченная форма - теплота.
Процесс перехода системы из одного состояния в другое в результате поглощения теплоты можно представить следующим образом:
Q=ΔU+W, где Q - теплота, ΔU - внутренняя энергия системы (включает кинетическую энергию движения молекул, атомов, ионов, электронов и потенциальную энергию их взаимодействия), W - работа.
Данное уравнение выражает закон сохранения энергии (первый закон термодинамики), то есть сумма изменения внутренней энергии системы и совершенной системой работы равна сообщенной теплоте.
В изобарном процессе работа против внешнего давления равна произведению давления на изменение объема системы при переходе из одного состояния в другое: W=p⋅(V2−V1)=pΔV
Уравнение теплового эффекта для изобарного процесса можно представить следующим образом: Qp=ΔU+pΔV=(U2−U1)+p⋅(V2−V1)=(U2+p⋅V2)−(U1+p⋅V1)
Энтальпия (Н) - это свойство вещества, которое является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании.
H=U+pΔV
Qp=H2−H1=ΔH - увеличение энтальпии равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.
В изохорном процессе объем не меняется, следовательно Q=ΔU+0=ΔU, то есть QV=ΔU.
Энергетический эффект реакции в большинстве случаев оценивают по изменению энтальпии, так как химические реакции часто протекают при постоянном давлении. Такие реакции (где указано изменение энтальпии или тепловой эффект) будут называться термохимическими.
Выделяют эндо- и экзотермические реакции. Экзотермическими называют реакции, которые характеризуются уменьшением энтальпии и выделением теплоты во внешнюю среду (ΔH∠0,Qp>0), эндотермическими являются реакции, в ходе которых происходит увеличение энтальпии и поглощение теплоты извне (ΔH>0,Qp∠0).
Для сравнения тепловых эффектов различных реакций термохимические расчеты относят к 1 моль вещества и стандартным условиям, к которым относятся давление 105Па (100кПа или 1 бар) и произвольная температура (в основном указывается 25∘С или 298 К).
Стандартные тепловые эффекты при постоянном давлении обозначают ΔH0.
Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества - это энтальпия (теплота) образования 1 моль этого вещества из простых веществ при стандартных условиях. ΔH0обр=−Q
Закон Гесса
Данный закон лежит в основе термохимических расчетов. Он гласит, что тепловой эффект при постоянном давлении зависит только от природы и состояния исходных веществ и продуктов, но не зависит от числа и характера промежуточных стадий.
Данный закон позволяет рассчитывать теплоты химических реакций, которые не могут быть измерены экспериментально.
Также используют следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ.
Q=∑iniQi−∑jnjQj, где QiиQj - теплота образования продуктов реакции и исходных веществ соответственно, niиnj - стехиометрические коэффициенты термохимического уравнения.
Также можно рассчитать тепловой эффект изучаемой реакции по формуле: ΔH=∑iniΔHi−∑jnjΔHj
Химическая кинетика и катализ
Химическая кинетика изучает изменение химических систем во времени.
Выделяют следующие задачи:
- установление механизма реакции (качественные изменения);
- количественное описание химических реакций (изменение скорости, концентрации)
Реакция, как правило, протекает в несколько элементарных стадий. Под элементарными стадиями понимают единичный акт образования или разрыва химических связей, в результате которого образуется новый продукт или промежуточное соединение.
Различают следующие стадии в зависимости от молекулярности:
- мономолекулярные (происходит превращение одной молекулы);
- бимолекулярные (осуществляется при столкновении двух молекул);
- тримолекулярные (одновременное столкновение трех молекул).
Основным понятием данного раздела химии является скорость реакции. она определяется количеством вещества, которое прореагировало в единицу времени в единицу объема v=−c2−c1t2−t1=−ΔcΔt
Количественная зависимость между скоростью реакции и молярными концентрациями реагирующих веществ описывается законом действующих масс - скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ v=k⋅[A]xA⋅[B]xB, где k - константа скорости, xAиxB - порядки реакции.
На скорость реакции могут влиять катализаторы.
Катализатор - это вещество, которое вступает в реакцию и увеличивает ее скорость, но при этом остается неизменным по окончании реакции. Увеличение скорости реакции в присутствии катализатора соответственно называется катализом.
Выделяют гомогенный и гетерогенный катализ. Гомогенный катализ характеризуется тем, что катализаторы и реагенты находятся в одном агрегатном состоянии. При гетерогенном катализе реагенты и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях, например, реагенты - жидкости или газы, катализатор - твердое вещество.