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:
$\mathrm{Q= \Delta U + W}$, где Q - теплота, $\mathrm{\Delta U}$ - 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: $\mathrm {W= p \cdot (V_2 - V_1) = p \Delta V}$
Уравнение теплового эффекта для изобарного процесса можно представить следующим образом: $\mathrm {Q_p = \Delta U + p \Delta V = (U_2 - U_1) + p \cdot (V_2 - V_1) = (U_2 + p \cdot V_2) - (U_1 + p \cdot V_1)}$
Энтальпия (Н) - это свойство вещества, которое является мерой энергии, накапливаемой веществом при его образовании.
$\mathrm {H = U + p \Delta V}$
$\mathrm {Q_p = H_2 - H_1 = \Delta H}$ - увеличение энтальпии равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.
В изохорном процессе объем не меняется, следовательно $\mathrm {Q= \Delta U + 0= \Delta U}$, то есть $\mathrm {Q_V= \Delta U}$.
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 ($\mathrm { \Delta H ∠ 0, Q_p > 0}$), эндотермическими являются реакции, в ходе которых происходит увеличение энтальпии и поглощение теплоты извне ($\mathrm { \Delta H > 0, Q_p ∠ 0}$).
Для сравнения тепловых эффектов различных реакций термохимические расчеты относят к 1 моль вещества и стандартным условиям, к которым относятся давление $\mathrm {10^5 Па}$ (100кПа или 1 бар) и произвольная температура (в основном указывается $\mathrm {25 ^{\circ} С}$ или 298 К).
Стандартные тепловые эффекты при постоянном давлении обозначают $\mathrm { \Delta H^0}$.
Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества - это энтальпия (теплота) образования 1 моль этого вещества из простых веществ при стандартных условиях. $\mathrm { \Delta H_{обр}^{0} = - Q}$
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.
$\mathrm {Q = \sum\limits_{i} n_iQ_i - \sum\limits_{j} n_jQ_j}$, где $\mathrm {Q_i и Q_j}$ - теплота образования продуктов реакции и исходных веществ соответственно, $\mathrm {n_i и n_j}$ - стехиометрические коэффициенты термохимического уравнения.
Также можно рассчитать тепловой эффект изучаемой реакции по формуле: $\mathrm {\Delta H = \sum\limits_{i} n_i\Delta H_i - \sum\limits_{j} n_j\Delta H_j}$
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 $\mathrm { v = - \frac {c_2 - c_1} {t_2 - t_1} = - \frac {\Delta c} {\Delta t}}$
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 $\mathrm { v = k \cdot [A]^{x_A} \cdot [B]^{x_B}}$, где k - константа скорости, $\mathrm {x_A и x_B}$ - 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.
