Классификация химических реакций.

В зависимости от фазового состава реакционной системы различают гомогенный и гетерогенные химические реакции.

В гомогенных процессах химические реакции протекают в одной фазе (газовой или твердой, или жидкой).

Газовая фаза (реакция окисления) N₂+O₂=2NO.

В случае гетерогенных реакций один или несколько реагентов находится в фазовом состоянии отличным от фазового состояния других реагентов реакции.

Различают двухфазные системы: Г-Ж, Г-Тв, Ж-Тв, Ж-Ж_{(несмешивающийся)}.

По механизму осуществления реакции делятся на: простые и сложные. Для описания простых реакций достаточно одного стехиометрического уравнения:

АR или А+ВR.

К сложным относятся реакции, состоящие из 2-х или более взаимосвязанных между собой простых реакций. Они бывают:

1) параллельные:

AR

или

AS

2) последовательные: АRN.

Для описания сложных реакций необходимо несколько стехиометрических уравнений. В действительности все химические реакции обратимы (A→R). Однако, некоторые реакции в одном из направлений протекают с очень малой скоростью, поэтому реакции считают необратимыми.

Например:

BaCl₂ + Na₂CO₃  BaCO₃+ + 2NaCl.

хлорид карбонат карбонат хлорид

бария натрия бария натрия

С точки зрения кинетики реакции классифицируются по молекулярности и по порядку реакции.

Молекулярность реакции характеризуется числом молекул, при одновременном взаимодействии которых происходит элементарный акт химического взаимодействия. По этому признаку химические реакции бывают: моно-, ди- и тримолекулярные. Порядок реакции определяется суммой показателей системы у концентрации в уравнении скорости реакции по закону действия масс

aA+bBcC+dDQ (тепловой эффект)

Скорость реакции:

=kC_A^aC_B^b

k – const скорости, зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

С – концентрация вещества [моль/л].

с, d, a, b – стехиометрические коэффициенты

Порядок реакции:

n=a+b

По этому признаку реакции бывают 1-го, 2-го, 3-го и дробного порядка.

По тепловому эффекту реакции делятся на:

экзотермические (Q>0,, H<0) – выделение теплоты в окружающую среду, эндотермические (Q<0, H>0) – поглощение теплоты из окружающей среды.

Q – тепловой эффект химической реакции;

H – энтальпия или теплосодержание.

Равновесие в технологических процессах.

Все химические реакции обратимы и в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Все обратимые химико-технологические процессы стремятся к равновесию, при котором скорости прямого и обратного процессов уравниваются и система находится в равновесии.

В условиях равновесия реакции

aA + bB→ sS + rR

₁= k₁C_A^aC_B^b

₂= k₂C_S^aC_D^d , по условию равновесия

₁=₂ , тогда k₁C_A^aC_B^b = k₂C_S^s C_R^r

где R₁ и R₂ − сonst скорости прямой и обратной реакции

k1/k2= C_S^s C_R^r / C_A^aC_B^b= K_p .

где K_p − сonst равновесия.

Как следует из уравнения, константа равновесия зависит от концентрации, т.к. изменение концентрации одного из компонентов равновесной системы вызывает такие же изменение концентрации всех остальных веществ и значение K_p остается прежним. Сдвигая равновесия в сторону получения целевых продуктов можно повысить эффективность производства.

Основными параметрами, влияющими на равновесие химических реакций, является температура, давление и концентрация реагирующих веществ.

Константа равновесия и энергия Гиббса.

Определяя изменения изобарно- изотермического потенциала (энергия Гиббса) для реакций, которые протекают в рассматриваемом процессе, и сравнивая их, устанавливают термодинамически наиболее вероятную реакцию.

Изменение изобарно-изотермического потенциала (G) определяют на основе экспериментальных данных. В общем случае изобарно-изотермический потенциал рассчитывается как

G = G_{конечных продуктов} - G_{исходных продуктов}

Для реакции

аA + bB ^_ cC + dD

G = cGc + dG_D – aG_A − bG_B

Между изобарно-изотермическим потенциалом и константой равновесия существует взаимосвязь:

G = − RTlnК.

Если отсутствуют табличные значения, то изобарно-изотермический потенциал рассчитываем по уравнению:

G = H – TS,

где H- тепловой эффект реакции,

S – изменение энтропии при реакции.

На основе экспериментальных данных обычно исходят из теплового эффекта реакции, найденного опытном путем. Значение H и S находят по справочным таблицам. Порядок и знак изобарно-изотермического потенциала (G) позволяет расчетным путем определить положение равновесия.

G  0 , Kp  1 – реакция протекает слева направо, в сторону продуктов.

G ≥ 0 , Kp  1– реакция протекает справа налево .

G = 0 , Kp = 1– равновесие

Решаем совместное уравнение:

− RT ∙ lnК = H – TS

lnК =

К = е е

Из этого уравнения следует, что для экзотермических реакций Н < 0 протекающих с изменением энтальпии S > 0, К > 1, G < 0 (тепловой эффект реакции).

Для эндотермических реакций Н > 0, протекающих с уменьшением S < 0,

К < 1, G > 0/