Энергетика химических процессов. Принцип возрастания энтропии

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 3Следующая ⇒

Учение о химических процессах – это область науки, изучающая вопросы возможности протекания химической реакции, направление протекания и скорость химической реакции.

Включает в себя два учения: химическая термодинамика и химическая кинетика.

Химическая термодинамика.

Внутренняя энергия вещества – форма энергии, скрытая в веществах и освобождающаяся при химических, а также при некоторых физических процессах. Складывается из энергии кинетической и потенциальной.

Эзотермические реакции – реакции, протекающие с поглощением энергии.

Эндотермические реакции – реакции, протекающие с поглощением энергии.

Теплота образования – количество теплоты, которое выделяется при образовании одного моля соединения из простых веществ.

Закон Гесса (1840) – тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Закон сохранения энергии или 1-ый закон термодинамики – общая энергия изолированной системы остается постоянной не зависимо от каких-либо изменений, происходящих в этой системе.

Три следствия из этого закона:

- изохорический процесс протекает при постоянном объеме. В этом случае вся теплота расходуется на увеличение внутренней энергии системы;

- изотермический процесс протекает при постоянной температуре. В этом случае внутренняя энергия системы не изменяется. Вся сообщаемая теплота расходуется на работу по расширению системы.

- изобарический процесс протекает при постоянном давлении.

Для характеристики этого процесса была введена величина – энтальпия – тепловая энергия, затраченная (или выделившаяся) при образовании вещества.

Энтальпия – функция состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давление p, связано с внутренней энергией U соотношением H = U + pV, где V – объем системы. При постоянном р изменение энтальпии равно количеству теплоты, подведенной к системе, поэтому энтальпию называют тепловой функцией или теплосодержанием. В состоянии термодинамического состояния (при постоянных р и S) энтальпия системы минимальны.

Экзотермические реакции сопровождаются уменьшением энтальпии. Эндотермические реакции – возрастанием энтальпии.

В химической термодинамике существуют два фактора, определяющие самопроизвольное протекание химических процессов:

1. Тенденция к достижению минимума внутренней потенциальной энергии. Согласно этому фактору химические процессы должны самопроизвольно протекать в направлении уменьшения внутренней энергии системы, т.е. в направлении, отвечающем положительному тепловому эффекту реакции или в направлении уменьшения энтальпии.

2. Тенденция к достижению наиболее вероятного состояния системы. Для характеристики наиболее вероятного состояния используют величину энтропия – мера беспорядка в системе. Наименьшую энтропию имеют идеально построенные кристаллы при абсолютном нуле, с увеличением температуры энтропия всегда увеличивается, так как увеличивается интенсивность движения частиц, а следовательно растет число способов их расположения. Увеличивается она также и при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое, а из жидкого в газообразное. В химических процессах энтропия изменяется при изменении числа молекул газов: увеличение числа газовых молекул приводит к возрастанию энтропии, снижение – к ее уменьшению. Для отражения совместного влияния указанных двух тенденций используется величина энергии Гиббса (G или ∆ G)

∆ G = ∆ Н – Т ∆ S

Самопроизвольно могут протекать только те реакции, за счет энергии которых можно совершать полезную работу, т.е. в сторону уменьшения энергии Гиббса. Из этого следует, что при низких температурах могут самопроизвольно протекать экзотермические реакции, а при высоких температурах – реакции, сопровождающиеся увеличением энергии.

Химическая кинетика. Реакционная способность веществ

Реакционная способность есть склонность вещества вступать с большей или меньшей скоростью в различные реакции. Количественной мерой реакционной способности является константа скорости реакции скорости реакции (для необратимых процессов) или константой равновесий соответствующих реакций (для обратных процессов).

Гомогенные и гетерогенные химические реакции.

Скорость гомогенной реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени в единице объема системы.

Скорость гетерогенной реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени на единицу поверхности фазы.

Закон действующих масс был сформулирован в 1864-1867 гг. Гульдбергом и Ваге и отражает влияние концентрации на скорость химической реакции – при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степени стехиометрических коэффициентов (коэффициенты стоящие перед формулой данного вещества в уравнении реакции).

Правило Вант-Гоффа характеризует зависимость скорости реакции от температуры – при повышении температуры на каждые 10° скорость реакции увеличивается примерно в 2-4 раза.

Катализатор – вещество, которое увеличивает скорость химической реакции, но не расходуется и не входит в состав продуктов.

Ингибитор – вещество, которое замедляет скорость химической реакции, но не расходуется и не входит в состав продуктов.

Обратимые и необратимые химические реакции.

Химическое равновесие – состояние химической системы, характеризующееся равными скоростями прямой и обратной реакции.

Принцип Ле-Шателье – если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов, равновесие сместится в направлении уменьшения действия фактора.

Эволюционная химия

Возникает в 60-е -70-е годы ХХ века. В основе лежит принцип использования в процессах получения целевых продуктов таких условий, которые приводят к самосовершенствованию катализаторов химических реакций, т.е. самоорганизации химических систем. Химический реактор на уровне эволюционной химии представляет некое подобие живой системы, для которой характерно саморазвитие и определенные черты поведения.

Выделяют два подхода к самоорганизации:

- субстратный – рассматривает отбор в процессах самоорганизации определенных химических элементов (элементы – органогены C, H, O, N, P, S) и определенных химических структур (20 незаменимых аминокислот, входящих в состав белка живого организма и 4 нуклеотида, образующие специфическую последовательность цепей ДНК и РНК).

- функциональный изучает процессы самоорганизации материальных систем и законы которым подчиняется эти системы.

Механизм самоорганизации химических систем изучал А.П. Руденко. В ходе каталитических реакций, сопровождающихся постоянным притоком извне новых порций реагентов и отводом готовых продуктов, происходит многократное возобновление комплексов катализаторов и реагентов, и они приобретают статус элементарных открытых каталитических систем (ЭОКС). Для ЭОКС характерен особый динамический тип устойчивости.

В процессе саморазвития ЭОКС происходит естественный отбор тех центров катализа, которые обладают наибольшей активностью, на них все более сосредотачивается протекающая реакция. Остальные центры «не выживают».

А.П.Руденко сформулировал основной закон эволюции ЭОКС, согласно которому с наибольшей скоростью и вероятностью образуются те пути эволюционных изменений, на которых происходит максимальное увеличение абсолютной каталитической активности.

Строение Земли

Геологическая система – представляет собой органическое единство взаимодействующих литосферы, гидросферы и атмосферы.

Литосфера Земли - включает кору и самую верхнюю часть мантии. Геосферные оболочки:

Ядро Земли – наиболее разогретая центральная часть планеты.

Мантия – слой, лежащий ниже коры и покрывающий ядро планеты. Мантия Земли содержит 65% планетной массы.

Земная кора – внешний твердый слой планеты, состоящий из твердых пород.

Кора выветривания – верхняя часть земной коры подверженная разрушительному влиянию физических, химических и биологических факторов выветривания.

⇐ Предыдущая 123 Следующая ⇒