ВЛИЯНИЕ КАТАЛИЗАТОРОВ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Катализаторами называют вещества, способные ускорять химическую реакцию, при этом сами катализаторы в химической реакции не расходуются. Установлено, что катализаторы изменяют механизм химической реакции. При этом возникают другие, новые, переходные состояния, характеризуемые меньшей высотой энергетического барьера. Таким образом, под действием катализатора снижается

энергия активации процесса (рис.3). Вступая в различного рода взаимодействия с промежуточными частицами, катализаторы по окончании реакции остаются в неизменном количестве. Катализаторы оказывают действие только на термодинами-чески разрешенные реакции. Катализатор не может вызвать реакцию, так как не влияет на ее движущие силы. Катализатор не влияет на константу химического равновесия, т.к. в равной степени уменьшает энергию активации и прямой, и обратной реакций.

Рис.3 Энергетическая диаграмма хода реакции А + В = АВ а) без катализатора и б) в присутствии катализатора. Еa - энергия активации некаталитической реакции; Еa₁ и Еa₂ - энергия активации каталитической реакции; АК – промежуточное реакционноспособное соединение катализатора с одним из реагентов; А…К, АК…В – активированные комплексы каталитической реакции; А…В - активированный комплекс некаталитической реакции; ∆Е_кат – снижение энергии активации под влиянием катализатора

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В первом случае катализатор находится в одной фазе с реагентами, а во втором - катализатором является твердое вещество, на поверхности которого идет химическая реакция между реагентами.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Химические реакции принято подразделять на обратимые и необратимые. Необратимые химические реакции протекают до полного расходования хотя бы одного из исходных веществ, т.е. продукты реакции или совсем не вступают во взаимодействие друг с другом, или образуют вещества, отличные от исходных. Таких реакций очень мало. Например:

2KСlO_{3 (тв)} = 2KCl _(тв) + 3О_2(г)

В растворах электролитов практически необратимыми считаются реакции, идущие с образованием осадков, газов и слабых электролитов (вода, комплексные соединения).

Большинство химических реакций являются обратимыми, т.е. они идут как в прямом, так и в обратном направлении. Это становится возможным, когда энергии активации прямого и обратного процессов отличаются друг от друга незначительно, а продукты реакции способны превращаться в исходные вещества. Например, реакция синтеза HI является типично обратимой реакцией:

H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г)

Закон действующих масс (выражение скорости реакции) для прямого и обратного процессов соответственно будет иметь вид

= [H₂] [I₂]; = [HI]²

В какой-то момент времени наступает состояние, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными = (рис.4).

Рис.4 Изменение скоростей прямой ( и обратной ( реакций с течением времени t

Это состояние называется химическим равновесием. Оно носит динамический (подвижный) характер и может сдвигаться в ту или другую сторону в зависимости от изменения внешних условий. Начиная с момента равновесия, при неизменных внешних условиях концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются с течением времени. Концентрации реагентов, отвечающие состоянию равновесия, называются равновесными. Для определения равновесной концентрации реагента необходимо из его начальной концентрации вычесть количество вещества, прореагиро-вавшего к моменту наступления равновесного состояния: С_равн = С_исх – С_{прореагир} Количество реагентов, вступивших в реакцию и образовавшихся из них к моменту равновесия продуктов, пропорциональны стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Состояние равновесия при неизменных внешних условиях может существовать сколь угодно долго. В состоянии равновесия

[H₂] [I₂] = [[HI]², откуда / [= [HI]²/ [H₂] [I₂].

При постоянной температуре константы скоростей прямого и обратного процесса являются величинами постоянными.

Отношение двух констант является также величиной постоянной K = / и носит название константа химического равновесия. Она может быть выражена

либо через концентрации реагентов = , либо через их парциальные давления ,если реакция протекает с участием газов.

В общем случае для реакции aA + bB + … ⇄ cC + dD + … константа химического равновесия равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

=

Константа химического равновесия не зависит от пути протекания процесса и определяет глубину его протекания к моменту достижения равновесного состояния. Чем больше эта величина, тем больше степень превращения реагентов в продукты.

Константа химического равновесия, так же как и константы скоростей реакций, является функциями только температуры и природы реагирующих веществ и не зависит от их концентрации.

Для гетерогенных процессов концентрация твердых веществ в выражение скорости реакции и константы хими-ческого равновесия не включается, так как реакция протекает на поверхности твердой фазы, концентрация которой остается во времени постоянной. Например, для реакции:

FeO_(тв) + CO_(г) ⇄ Fe_(тв) + CO_2(г)

выражение константы равновесия будет иметь вид:

= ,

К_р и К_с связаны соотношением K_p = K_c(RT)^∆n, где Dn = ån_прод - ån_{исх.веществ} – изменение числа молей газообраз-ных веществ в ходе реакции. Для данной реакции К_р = К_с, так как Dn газообразных веществ равно нулю.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту: