Химический процесс

Химический процесс получения керосина

Хими́ческий проце́сс (лат. «processus» — продвижение) - представляет собой последовательную смену состояний вещества, тесную связь следующих друг за другом стадий развития, представляющую непрерывное, единое движение. Учение о химических процессах — это область науки, в которой существует наиболее глубокое взаимопроникновение физики, химии и биологии. Химические процессы подразделяются на: гомо- и гетерогенные (в зависимости от агрегатного состояния реагирующих систем), экзо- и эндотермические (в зависимости от количества выделяющейся и поглощаемой теплоты), окислительные, восстановительные (в зависимости от отношения к кислороду).

Технологическая классификация химических процессов (модели реакций)

Разработка любой химической технологии начинается с технологической классификации химического процесса, то есть с определения основных признаков, определяющих выбор объектов и инструментов его управления, конструкции реактора. Химические процессы классифицируют по следующим признакам.

Простые и сложные химические процессы

• Простые процессы описываются одним стехиометрическим уравнением: А → С или А + В → С + D.

• В сложных процессах наряду с целевой реакцией протекают побочные реакции, и для описания процесса требуется несколько уравнений. Сложные процессы могут быть: последовательными А + В → R R → S; параллельными А + В → R А + C → S; смешанными А + В → R А + R→ S

Необратимые и обратимые химические процессы

Обратимые процессы в отличие от необратимых протекают одновременно в прямом и обратном направлении.

Экзо- и эндотермические химические процессы

Экзотермические процессы сопровождаются выделением тепла, а эндотермические — поглощением тепла. Различают также процессы с большим тепловым эффектом и процессы с малым тепловым эффектом.

Гомогенные и гетерогенные химические процессы

В гомогенных процессах все участники реакции находятся в одной фазе; в гетерогенных — одной из стадий процесса является переход через границу раздела фаз. Например, химический процесс окисления оксида азота кислородом воздуха в производстве азотной кислоты — гомогенная химическая реакция; реакция получения сложных эфиров органических кислот и спиртов (этерификация) относится к жидкофазным химическим процессам.

Существуют следующие гетерогенные системы, состоящие из двух фаз: «газ — жидкость», «газ — твёрдое вещество», «жидкость — жидкость (несмешивающиеся)», «жидкость — твёрдое вещество» и «твёрдое вещество — твёрдое вещество». В производственной практике наиболее часто встречаются гетерогенные процессы «газ — жидкость», «газ — твёрдое вещество», «жидкость — твёрдое вещество». Гетерогенные химические процессы по сравнению с гомогенными более распространены в химической промышленности.

Каталитические и некаталитические химические процессы

Каталитические химические процессы — это химические процессы, протекающие с участием катализаторов. Например, процесс синтеза аммиака, осуществляется по химической реакции: N_{2 (г)} + 3 H_{2 (г)} ↔ NH_{3 (г)}, энтальпия меньше нуля (∆Н < 0), процесс экзотермический, простой, обратимый, каталитический (катализатор — металлическое железо), гомофазный, но гетерогенно-каталитический, так как газообразные реагенты взаимодействуют между собой на поверхности твёрдого катализатора.

Все химические процессы, которые протекают вокруг нас, можно объединить в три большие группы:

1. Самопроизвольные процессы, которые можно использовать для получения энергии или совершения работы. Условиями протекания самопроизвольных процессов или законами термодинамики, характеризуемыми их, являются: в изолированной системе, то есть в системе, для которой исключен любой материальный или энергетический обмен с окружающей средой, сумма всех видов энергии есть величина постоянная; изменение энтальпии (тепловой эффект процесса, △Н) зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов и не зависит от пути перехода. Он носит название закона Гесса и сформулирован учёным в 1840 году.
2. Процессы, для осуществления которых требуется затраты энергии или совершение работы.
3. Самоорганизация химической системы — самопроизвольный процесс, проходящий без изменения энергетического запаса системы, совершается только в направлении, при котором порядок в системе увеличивается, при этом величина энтропии уменьшается.

Факторы, влияющие на скорость химических процессов

Способность к взаимодействию различных химических реагентов определяется не только их атомно-молекулярной структурой, но и условиями протекания химических реакций. Все химические процессы сопровождаются химическими реакциями. Процесс превращения одних веществ в другие называется химической реакцией. К условиям протекания химических процессов относятся прежде всего термодинамические факторы, характеризующие зависимость реакций от температуры, давления и некоторых других условий. На скорость химической реакции также влияют следующие условия и параметры:

• Природа реагирующих веществ (например, щелочные металлы растворяются в воде с образованием щелочей и выделением водорода и реакция протекает при обычных условиях моментально, а цинк, железо и другие реагируют медленно и с образованием оксидов, благородные металлы не реагируют вообще);
• Температура. При повышении температуры на каждые 10 °С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа). Со многими веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обыкновенной температуре (медленное окисление). При повышении температуры начинается бурная реакция (горение).
• Концентрация. Для веществ в растворенном состоянии и газов скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ. Горение веществ в чистом кислороде происходит интенсивнее, чем в воздухе, где концентрация кислорода почти в 5 раз меньше. Здесь справедлив закон действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо-пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ.
• Площадь поверхности реагирования. Для веществ в твёрдом состоянии скорость прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ. Железо и сера в твёрдом состоянии реагируют достаточно быстро лишь при предварительном измельчении и перемешивании.
• Катализатор. Скорость реакции зависит от катализаторов, веществ которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются. Разложение бертолетовой соли и пероксида водорода ускоряется в присутствии оксида марганца (IV).

Для вступления в химическую реакцию необходимо преодолеть некоторый энергетический барьер, соответствующий энергии активации, возможность накопления которой зависит от температуры. Многие реакции долгое время не могут закончиться. В таком случае говорят, что реакция достигла химического равновесия. Химическая система находится в состоянии равновесия, если выполняются следующие три условия:

• в системе не происходит энергетических изменений (энтальпия △Н = 0);
• не происходит изменений степени беспорядка (энтропия △S = 0);
• не изменяется изобарный потенциал (△G = 0).

Вант-Гофф, используя термодинамический подход, классифицировал химические реакции, а также сформулировал основные положения химической кинетики. Химическая кинетика изучает скорости протекания химических реакций. Ле-Шателье сформулировал принципы смещения химического равновесия в химических реакциях под влиянием внешних факторов — температуры, давления и концентраций веществ, участвующих в реакции. Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяется температура, давление или концентрация), то положение равновесия химической реакции смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

Классификация химических реакций

Химические реакции классифицируют по изменению качества исходных веществ и продуктов реакции на следующие виды:

Реакции соединения

Реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно вещество, более сложное, чем исходные:

${\ce {NH3 + CO2 + H2O -> NH4HCO3}}$

аммиак + диоксид углерода → гидрокарбонат аммония.

Реакции разложения

Реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько веществ:

${\ce {CaCO 3 -> CaO + CO 2}}$

карбонат кальция → оксид кальция + диоксид углерода.

Реакции замещения

Реакции, при которых атомы одного элемента замещают атом другого элемента в сложном веществе и при этом образуются два новых — простое и сложное:

${\ce {Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2}}$↑

цинк + соляная кислота → хлорид цинка + водород↑.

Реакции обмена

Реакции, при которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями, в результате чего из двух сложных веществ образуются два новых сложных веществ:

${\ce {2NaOH + CuSO4 -> Cu(OH)2 + Na2SO4}}$

гидроксид натрия + сульфат меди → гидроксид меди + сульфат натрия.