Понятие о гомогенном катализе. Механизм действия катализатора. Энергетические диаграммы для некаталитической и каталитической реакции.

(дополнение)

Катализом называют явление изменения скорости термодинамически возможной химической реакции под влиянием катализаторов – веществ, участвующих в реакции, но остающихся в неизменном количестве и составе после ее завершения.
Все каталитические процессы подразделяют на две группы. К гомогенному катализу относятся процессы, в которых реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе и образуют гомогенную систему, например некоторые газофазные каталитические реакции, многие каталитические реакции в растворах. Примером гомогенной каталитической реакции является окисление оксида серы (IV) кислородом в присутствии оксида азота (VI)
Основным положением теории каталитических процессов является представление об образовании неустойчивых промежуточных соединений катализатора с реагирующими веществами. Для описания механизма протекания каталитических реакций в настоящее время используют две концепции. Одна из них соответствует слитной (одностадийной) схеме катализа, другая – стадийной (раздельной) схеме катализа.
Согласно слитной теории катализа, некаталитическая реакция типа А + В = Р
В присутствии катализатора К проходит по схеме А + В + К D (АВК) ¹ ® Р + К
Здесь (АВК) ¹ -активированный комплекс исходных веществ и катализатора. Этот процесс в присутствии катализатора проходит в одну стадию и его скорость описывается кинетическим уравнением: r = k СА СВ СК
Энергетическая диаграмма каталитической для некаталитической и каталитической реакции. В присутствии катализатора процесс идет с меньшей энергией активации.
Чаще протекают каталитические реакции, осуществляемые по стадийной схеме. В соответствии с этой схемой вещества-реагенты последовательно взаимодействуют, образуя на каждой стадии соответствующий активированный комплекс:
1)А + К <> (АК) ->АК
2)АК + В <> (АКВ) -> Р + К согласно записанным уравнениям, промежуточное соединение АК может превратиться по обратной реакции с константой скорости k—1 в исходное вещество и катализатор или в продукты реакции Р и катализатор по второй реакции (константа скорости k2.

Каталитические реакции протекают по слитной и стадийной схемам, обычно в разных температурных интервалах. По слитной схеме часто осуществляются гомогенные каталитические реакции при температурах 300…400К и ферментативные реакции. По стадийной схеме протекают, как правило гетерогенные каталитические реакции при температурах 600…800К.
Обе приведенные схемы отражают общую и характерную особенность механизма протекания каталитических реакций, а именно цикличность. в каталитических реакциях один и тот же активный центр или молекула катализатора может многократно (103-1011раз) вступать в химическое взаимодействие с молекулами реагента.

25 Химическое равновесие. Влияние различных факторов на химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье

 

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

 

 

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB  pC + dD константа равновесия равна

 

K = K₁ / K₂ = ([C]^p • [D]^d) / ([A]^m • [B]ⁿ)

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

 

Способы смещения равновесия

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

	V1
A + Б		В
	V2

 

 

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

	V1
A + Б		В	; увеличение P приводит к V 1 > V 2
	V2

 

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

 

	V1
A + Б		В + Q, то увеличение tC приводит к V 2 > V 1
	V2

 

	V1
A + Б		В - Q, то увеличение tC приводит к V 1 > V 2
	V2

 

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V₁ > V₂.

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.

29 Характеристика химического равновесия. Константа химического равновесия. Расчет константы равновесия по изменению стандартного изобарного потенциала. Сдвиг химического равновесия.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.