Если же , то система находится в состоянии химического равновесия. В соответствии с уравнением самопроизвольному протеканию процесса способствует уменьшение энтальпии и увеличение энтропии системы

В соответствии с уравнением самопроизвольному протеканию процесса способствует уменьшение энтальпии и увеличение энтропии системы, то есть когда и .

При других сочетаниях и возможность процесса определяют либо энтальпийный, либо энтропийный фактор.

Рассмотрим две следующие реакции:

1)

;

2)

.

Первая реакция экзотермическая, протекает с уменьшением объема. Возможность этой реакции () определяется действием энтальпийного фактора, которое перекрывает противодействие энтропийного фактора: .

Вторая реакция эндотермическая. Протекает с увеличением объема. Возможность этой реакции (), наоборот, определяется энтропийным фактором. При высокой температуре энтропийный фактор перекрывает энтальпийный фактор: . Реакция протекает самопроизвольно.

Согласно уравнению влияние температуры на определяется знаком и величиной .

Для реакции с (2C + O₂ Þ 2CO) повышение температуры приводит к увеличению отрицательного значения . Для реакции с (2Hg + O₂ Þ 2HgO) с повышением температуры отрицательное значение уменьшается; в этом случае высокотемпературный режим препятствует протеканию процесса. При соответствующей температуре приобретает положительное значение, и реакция должна протекать в обратном направлении. Если же при протекании процесса энтропия системы не изменяется , то значение реакции от температуры практически не зависит.

При высоких температурах самопроизвольно можут протекать реакции, сопровождающиеся увеличением энтропии, при низких температурах – только экзотермические реакции.

Процессы, протекающие с уменьшением энтальпии () и увеличением энтропии (), практически необратимы. В этом случае всегда будет иметь отрицательное значение, какую бы температуру не применяли. Так, для реакции

2КClO₃ = 2KCl+3O₂

при любой температуре.

Под стандартной энергией Гиббса образования понимают изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моля вещества в стандартных условиях из простых веществ, находящихся в стандартном состоянии.

Стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю.

Изменение энергии Гиббса, как и изменение энтальпии системы, не зависит от пути процесса. Поэтому для реакции вида

изменение стандартной энергии Гиббса равно разности между суммой стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции и суммой стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ:

.

Для реакции NO + 1/2О₂ = NO₂

86,58 0 51,5 кДж/моль.

При пользовании значениями критерием принципиальной возможности процесса в нестандартных условиях следует принять условие , а критерием принципиальной невозможности осуществления процесса - неравенство . Равенство означает, что система находится в равновесии.

Во многих случаях значениями можно пользоваться лишь для приближенной оценки направления протекания реакций.

Состояние	, ккал/моль
CF4	-375,8 (вещество инертное, стабильное)
NCl3(ж)	70 (вещество взрывоопасное)
C3H8	-5,61	Реакционная способность возрастает
C3H6	14,99
C3H4	46,47

Чем отрицательнее значение вещества, тем данное химическое соединение устойчивее. И наоборот, чем положительней , тем менее устойчиво данное вещество.

известны для немногих соединений, но вместе с тем с помощью и можно вычислить для десятков тысяч реакций, в том числе предполагаемых и не изученных экспериментально.

В складских помещениях сосредоточены большие количества разнообразных по ассортименту и физико–химическим (в том числе и пожароопасным) свойствам веществ. При нарушении правил хранения возможно образование смесей, способных к экзотермическим реакциям. Такие смеси представляют значительную пожарную опасность. Одни смеси, образованные при контакте негорючего окислителя с горючим, самовозгораются (KMnO₄+глицерин; CrO₃+ацетон). Другие смеси воспламеняются или взрываются от удара, трения или нагревания (KClO₃+сера). Третьи смеси, образованные из негорючих компонентов, при взаимодействии нагревается от теплоты реакции (CaO+вода) или взрываются (KClO₃+H₂SO₄).

Пожарную опасность веществ и их смесей можно определить по энергии Гиббса , которая является мерой реакционной способности веществ. Как было показано ранее, реакции между веществами, сопровождающиеся большой потерей энергии Гиббса, протекают самопроизвольно и до конца, иногда приобретают взрывной характер. В этих реакциях энергия Гиббса отрицательна, то есть в исходном состоянии системы (реагирующих веществ) она больше, чем в конечном (продуктов реакции).

Ориентировочно за величину, определяющую направленность процесса, принимают значение 41,8 кДж/моль. Если для реакции расчетом получено , то реакция возможна не только в стандартных, но и в нестандартных условиях.

Если , то процесс невозможен как в стандартных, так и в иных условиях. По изменению энергии Гиббса от -41,8 до 41,8 кДж/моль нельзя сделать заключения о возможности протекания процесса в стандартных условиях, но вещества относятся к пожароопасным, хотя эти свойства у них появляются в условиях, отличных от стандартных (например, во время пожара).

Если для веществ по расчету получено , то вещества, участвующие в реакции, пожароопасны и несовместимы. К совместному хранению такие вещества не допускаются. При вещества совместимые и допускаются к совместному хранению.

Возможность использования энергии Гиббса для оценки пожарной опасности вещества подтверждается следующими примерами.

Пример 1. Определить пожарную опасность разложения твердого окислителя KMnO₄ при нагревании. Разложение вещества идет по схеме:

2KMnO₄ Þ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.

Решение. Из справочника термодинамических величин находим веществ, кДж/моль:

KMnO₄ – 729,6

K₂MnO₄ – 1169,2

MnO₂ – 467

Находим :

-88,5 кДж/моль < - 41,8 кДж/моль – процесс разложения KMnO₄ идет самопроизвольно.

Практически разложение марганцовки при стандартных условиях не происходит. Несмотря на это, KMnO₄ следует считать пожароопасным веществом, так как при 240 °С процесс становится самопроизвольным и активным, с выделением О₂, что представляет пожарную опасность.

Пример 2. Установить пожарную опасность контакта негорючего CrO₃ с горючей жидкостью ацетоном.

3C₃H₆O + 16CrO₃ Þ 8Cr₂O₃ + 9CO₂ + 9H₂O

Решение: Находим из справочника , кДж/моль:

CrO₃ ï – 513,8 кДж/моль

Cr₂O₃ ï – 1059,7 кДж/моль

Ацетон ï – 155,5 кДж/моль

CO₂ ï – 394,6 кДж/моль

H₂O_(г) ï – 237,4 кДж/моль

= 8(-1059,7) + 9(-237,4) + 9 (-394,6) - 3(-155,5) - 16(-513,8) = -5478,3 кДж.

Из расчета на один моль ацетона: -1826,1 кДж/моль < - 41,8 кДж/моль – возможен самопроизвольный процесс в стандартных условиях.

Эксперимент показывает, что контакт этих веществ приводит к самовозгоранию и взрыву. Следовательно, совместное хранение этих веществ с точки зрения пожарной безопасности недопустимо.

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. – С. 183-201.

2. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. – М.:

Высшая школа, 1981. – С. 7-75

3. Шиманович И.В., Павлович М.Л., Тикавый П.Ф., Малашко П.М. Общая

химия в формулах, определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996.

– С. 89-102.

4. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. – М.: Высшая школа, 1991. – 264 С.

5. Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самосто-

ятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. – С. 30-39.

Тема 5. Химическая кинетика и равновесие в гомогенных системах

Рассматриваемые вопросы:

1. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

2. Энергия активации химических реакций.

3. Цепные реакции.

4. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие.

5. Факторы, влияющие на химическое равновесие.

6. Управление химическими процессами как фактор, обеспечивающий пожаровзрывобезопасность химических производств.

Химической кинетикой называется учение о скорости химических реакций и ее зависимости от различных факторов (концентрации реагентов, t, Р, катализатора и т.д.).

Химические реакции протекают с различной скоростью. Одни реакции заканчиваются в течение долей секунды (разложение взрывчатых веществ), другие – продолжаются минутами, часами, сутками, третьи – длятся десятки, сотни, тысячи лет (процессы, протекающие в земной коре).

Скорость конкретной реакции тоже может изменяться в широких пределах в зависимости от условий ее протекания (смесь водорода и кислорода при обычной температуре может сохраняться без изменений неограниченное время; при введении в нее соответствующего катализатора она реагирует весьма бурно; при 630 °С она реагирует и без катализатора).

Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы резко меняются.

Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными, из нескольких фаз – гетерогенными. Соответственно реакции, в которых взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, называются гомогенными, а реакции, в которых вещества соединяются в различных фазах – гетерогенными.

Скорость гомогенной химической реакции принято выражать изменением концентрации реагирующих веществ или образовывающихся продуктов реакции в единицу времени. Концентрации исходных веществ в ходе реакции уменьшаются, а концентрации продуктов реакции возрастают во времени. Скорость гомогенной химической реакции по мере израсходования исходных веществ уменьшается.

Средняя скорость реакции v_ср в интервале времени от t₁ до t₂ определяется соотношением:

; .

Рис. 5.1. Изменение концентрации исходных веществ во времени.

Мгновенная скорость – это скорость реакции в данный момент времени t. Она определяется производной от концентрации по времени:

Рис. 5.2. Изменение концентрации реагирующих веществ во времени.

Скорость реакции всегда считается положительной. Если при расчетах берем изменение концентрации исходных веществ, то в указанном выражении ставится знак «­-»; если это касается продуктов реакции, то следует принимать знак «+».

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1. природа реагирующих веществ;

2. концентрация реагентов;

3. температура;

4. катализаторы;

5. дисперсность (для твердых веществ);

6. кислотность среды (для реакции в растворах);

7. форма реактора (для цепных реакций);

8. интенсивность освещения видимыми или УФ-лучами (для фотохимических реакций);

9. интенсивность облучения -лучами (для радиационно – химических реакций) и т.д.

Природа реагирующих веществ

2NO + O₂ = 2NO₂ – идет при стандартных условиях.

2CO + O₂ = 2CO₂ – не реагирует при стандартных условиях, хотя чисто внешне уравнения данных реакций похожи, но природа веществ различна.

Концентрация реагентов

Необходимой предпосылкой взаимодействия веществ является столкновение молекул. Число столкновений, а значит и скорость химической реакции, зависит от концентрации реагирующих веществ: чем больше молекул, тем больше и столкновений.

Дата добавления: 2014-01-03