5. Химические процессы

5.1.Стехиометрия химических превращений

Стехиометрические уравнения. Вещества вступают во взаимодей­ствие в определенных соотношениях, которые находят отраже­ние в химических уравнениях. Из них определяют изменение состава реагирующей смеси при протекании реакции, т. е. ре­зультат химического превращения.

Стехиометрические уравнения показывают, в каких соотноше­ниях вещества вступают в химическое взаимодействие. Общий вид стехиометрического уравнения:

,

где А, В - исходные вещества;

С, D - продукты;

 - стехио­метрические коэффициенты.

В стехиометрическом уравнении соблюдается баланс по хи­мическим элементам: количества каждого из них во всех исход­ных веществах и во всех продуктах равны между собой. Поэтому стехиометрические уравнения можно рассматривать как алгеб­раические и представить в виде

где Q - наименование веществ (Q = А, В, C, D)

vi -стехиометрический коэффициент i-го вещества.

В формуле принято: vi < 0 для исходных веществ, кото­рые расходуются; vi > 0 для продуктов, которые образуются.

Можно ввести в уравнение инертное вещество (не уча­ствующее в превращении), для которого vi = 0.

Стехиометрические уравнения показывают только соотношение количеств реагирующих веществ, но не отвечают действительно протекающим взаимодействиям (хотя и могут совпадать).

Простые и сложные превращения. Если превращение протека­ет по нескольким направлениям, то стехиометрических уравне­ний будет несколько. Простая реакция опи­сывается одним стехиометрическим уравнением, сложная реак­ция - несколькими.

Пример простой реакции - окисление диоксида серы:

SО₂ + 0,5О₂ = SО₃,

сложной - окисление метанола в формальдегид:

2СН₃ОН + О₂ = 2СН₂О + 2Н₂О;

2СН₃ОН + ЗО₂ = 2СО₂ + 4Н₂О.

Степень превращения. При количественном описании химической реакции удобнее ввести один показатель, через который можно выразить количества и концентрации всех реагентов. Таким показателем является сте­пень превращения Х какого-либо исходного вещества, показы­вающая, какая доля вещества превратилась.

К примеру, для вещества А:

,

где N_A0 – начальное количество компонента;

N_A – количество компонента после протекания реакции.

5.2.Термодинамика химических превращений

Химическое превращение есть качественный скачок, при котором исчезают одни вещества и образуются другие. При этом происходит перестройка электронных структур атомов, ионов, молекул, что сопровождается выделением или поглощением энергии. Таким образом, при химической реакции происходит преобразование химической энергии в другой вид энергии. Энергетические эффекты химических реакций изучает термохимия.

В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса – суммарный тепловой эффект ряда последовательных химических реакций равен тепловому эффекту любого другого ряда реакций с теми же самыми начальными и конечными продуктами.

Теплоты (энтальпии) образования. По теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ. Стандартные теплоты образования обозначают Н^о_обр.298. Теплоты образования простых веществ в стандартных условиях приняты равными 0.

Согласно закону Гесса тепловой эффект реакции равен сумме теплот (энтальпий) образования продуктов реакции за вычетом теплот образования исходных веществ.

В настоящее время теплоты образования известны примерно для 4000 веществ, что позволяет чисто расчетным путем устанавливать тепловые эффекты различных химических реакций.

Большинство химических реакций представляет собой два одновременно протекающих явления: передачу энергии и изменение в упорядоченности расположения частиц относительно друг друга.

Количественно степень беспорядка системы измеряется энтропией (S). Энтропия возрастает при переходе жидкости в пар, при растворении кристаллического вещества. Во всех этих случаях наблюдается уменьшение порядка в относительном расположении частиц (элементов системы). Наоборот, в процессах кристаллизации или конденсации за счет упорядочивания структуры системы энтропия уменьшается.

Направленность реакции. В химических процессах одновременно действуют две тенденции – стремление частиц объединиться в более сложные, что уменьшает энтропию и стемление частиц разъединиться, что энтропию увеличивает.

Суммарный эффект этих двух процессов, протекающих при постоянных температуре и давлении отражает изменение изобарно-изотермического потенциала G (энергии Гиббса):

G=H-TS

Химический процесс принципиально осуществим, если реакция протекает с уменьшением химическо­го потенциала, который есть изобарный потенциал, или энергия Гиббса, т. е. возможность протекания реакции определяется не­равенством

G_{реакции} < 0,

где G_{реакции} - изменение энергии Гиббса при превращении исходных веществ в продукты.

  G_{реакции}  =  G_{обр. продуктов реакции} -  G_{обр. реагентов}

В справочной литературе по термодинамике приведены значения стандартных энергий Гиббса (G _298обр ) образования веществ при температуре 298 К (25^оС).

Зависимость энергии Гиббса от температуры:

G_{реакции} = H_{реакции} - TS_{реакции}

где H_{реакции} , S_{реакции} - изменения энтальпии и энтропии.

Таким образом, самопроизвольная химическая реакция идет с уменьшением энтальпии системы и увеличением ее энтропии.

Процессы протекающие с уменьшением энтальпии (выделение тепла) и увеличением энтропии необратимы.