3. Физико-химические закономерности протекания химических процессов

Под влиянием новых требований производства возникло учение о химических процессах, в котором учитывается изменение свойств вещества под влиянием температуры, давления, растворителей и других факторов. Такое учение способствовало организации производства синтетических материалов, искусственных волокон, каучуков и т.д.

Одно из важных направлений учения о химических процессах – создание методов управления процессами. Подавляющее большинство химических реакций носит стихийный характер. В одних случаях их не удается осуществить, хотя они в принципе возможны, а в других – их исключительно трудно остановить (например, реакция горения и взрыва), в третьих – их невероятно трудно направить в желаемое русло, так как они сопровождаются самопроизвольным созданием многочисленных непредвиденных ответвлений с образованием побочных продуктов. Методы управления химическими процессами можно разделить на термодинамические, изучающие энергетику химических превращений, и кинетические, рассматривающие изменение химического процесса во времени.

1. Энергетика химических процессов

В основе химической термодинамики, изучающей закономерности химических процессов в зависимости от изменения температуры и тепловых воздействий, лежат термодинамические методы.

Химическая реакция заключается в разрыве одних и образовании других связей, поэтому она сопровождается выделением или поглощением энергии в виде теплоты, света, работы расширяющихся газов.

Переход системы из одного состояния в другое называется процессом. Различают следующие виды процессов:изотермические (T=const),изобарные(P=const),изохорные(V=const) . Химические реакции обычно протекают при постоянном давленииP(например, в открытой колбе) или при постоянном объемеV (например, в автоклаве), т.е. являются соответственно изобарными или изохорными процессами. Известны две формы передачи энергии от одной системы к другой. Упорядоченную форму передачи энергии называют работой, неупорядоченную – теплотой.

Предположим, что некоторая система за счет поглощения теплоты Qпереходит из состояния1в состояние2 . В общем случае эта теплота расходуется на изменение внутренней энергии системыdU(слагающейся из кинетической энергии движения составляющих ее частиц – молекул, ионов, атомов, электронов и потенциальной энергии их взаимодействия) и на совершение работы внешних силA:

Q = dU + A

Это уравнение выражает закон сохранения энергии – первое начало термодинамики.

Для химических реакций под работой против внешних сил обычно подразумевается работа против внешнего давления. Для изобарных процессов она равна произведению давления на изменение объема при переходе ее из состояния 1 в состояние2. Учитывая это обстоятельство, получим выражение теплового эффекта для изобарного процесса в виде:

Q = dU +PdV,

или

Q = (U₂ + PV₂) –(U₁ + PV₁).

Общепринятым является обозначение U+PV = H,  где величинуHназываютэнтальпией. Приращение энтальпии равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.

Подавляющее большинство химических реакций происходит при постоянном давлении. Поэтому энергетический эффект реакции оценивают именно изменением энтальпии, или тепловым эффектом реакции.

Химические реакции, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы H,и во внешнюю среду выделятся теплоQ, называютсяэкзотермическими. Реакции, в результате которых энтальпия возрастает, и система поглощает теплоту извне, называютэндотермическими.

В основе термохимических реакций лежит закон Гесса(1841):тепловой эффект зависит только от вида (природы) и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Очевидно, что закон Гесса является следствием первого начала термодинамики. Закон Гесса имеет большое практическое значение, так как позволяет рассчитывать теплоты химических реакций.

Значения энтальпии образования многих соединений известны с большой точностью. Пользуясь этими данными, можно на основании закона Гесса рассчитать тепловые эффекты многих реакций.