Теоретические основы химических процессов

Энергетика химических реакций

При протекании химических реакций происходит разрыв одних связей и образование других. Вследствие этого выделяется или поглощается энергия в виде теплоты, света.

Полная энергия системы равняется сумме ее кинетической энергии как целого, энергии ее взаимодействия с внешними телами и внутренней энергии.

Внутренняя энергия (U) характеризует общий энергетический запас всех компонентов системы. В ее состав входят кинетическая энергия движения молекул (и других частиц) и потенциальная энергия их взаимодействия.

Выделяют три вида процессов (переход системы из одного состояния в другое):

1. Изотермические (T=const).
2. Изобарные (p=const).
3. Изохорные (V=const).

Первый закон термодинамики отражается в законе сохранения энергии, который звучит следующим образом: сумма изменения внутренней энергии системы и совершенной системой работы равна сообщенной / выделенной теплоте.

Этот закон может представить в виде следующей формулы: ${Q = \Delta U + W}$

где ${\Delta U}$ - внутренняя энергия системы, W - работа против внешних сил, Q - теплота.

Рассмотрим формулы, характерные для изобарных процессов:

${W = p(V_2 - V_1) = p \Delta V}$

${Q_p = (U_2 + pV_2) - (U_1 + pV_1)}$

${H = U + pV}$, H - энтальпия

${Q_p = \Delta H}$

Для изохорного процесса не характерно изменение объема, вследствие этого W = 0 и тогда ${Q_p = \Delta U}$

Химическая кинетика

Реакция обычно протекает в несколько элементарных стадий, которые совместно дают общую (суммарную) реакцию. Элементарной стадией называют единичный акт образования / разрыва химических связей, в результате которого образуются новый продукт / промежуточное соединение.

Выделяют три вида элементарных стадий: мономолекулярные (превращение одной молекулы), бимолекулярные (превращение двух молекул) и тримолекулярные (превращение трех молекул).

Основным понятием химической кинетики является скорость реакции. Она вычисляется следующим образом:

${v = \frac{c_2 - c_1}{t_2 - t_1} = - \frac {\Delta c}{\Delta t}}$

где c - концентрация (моль/л), t - время (с)

С помощью закона действующих масс описывается количественная зависимость между скоростью реакции и концентрациями реагентов. Он звучит следующим образом: Скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагентов.

Химическое равновесие

Химическим равновесием называют состояние, где скорость прямой и обратной реакций равны.

Принцип смещения равновесия описывается принципом Ле Шателье:

1. Увеличение концентрации реагента приводит к смещению равновесия в сторону расходования данного вещества, уменьшение концентрации - в сторону образования.
2. Повышение давления ведет к смещению равновесия в сторону уменьшения газообразных веществ, понижение - в сторону увеличения количества. Если реакция протекает без использования газообразных веществ, то давление не влияет на изменение равновесия данной реакции.
3. Повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, понижение - в сторону экзотермический реакции.