 |
Влияние катализатора на скорость реакции
|
|
|
|
Влияние катализатора на скорость реакции
Одним из наиболее распространенных методов ускорения химических реакций является применение катализаторов ˗ катализ. Катализаторами называют вещества, способные ускорять химическую реакцию, при этом сами катализаторы в химической реакции не расходуются. Катализатор многократно участвует в промежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически неизменным.
Установлено, что катализаторы изменяют механизм химической реакции. При участии катализатора возникают другие, новые переходные состояния, характеризуемые меньшей высотой энергетического барьера.
Рассмотрим действие катализатора на примере реакции:
А + В ® АВ,
для которой DGх. р. < 0, но из-за высокой энергии активации (Еа> 150кДж/моль) эта реакция идет очень медленно. Применяя третье вещество (катализатор), которое способно легко вступать в реакцию с одним из исходных компонентов, например с веществом А:
а) А +К® А∙ ∙ ∙ К ®АК,
получаем соединение, которое в свою очередь легко вступает в реакцию с веществом В,
б) АК+В® АК∙ ∙ ∙ В → АВ + К.
Суммируя реакции а) и б), получаем
А + В 
АВ,
т. е. катализатор в ходе реакции восстановился и остался без изменения.
Эти уравнения можно проиллюстрированы кривыми потенциальной энергии на рис. 3. 2.
Рис. 3. 2. Энергетическая диаграмма реакции
1 – в отсутствии; 2 – в присутствии катализатора
Из рисунка видно:
1) что катализатор уменьшает энергию активации, изменяя механизм реакции; она протекает через новые стадии, каждая из которых характеризуется невысокой энергией активации;
2) что катализатор не изменяет Δ Нх. р. реакции (а также Δ G, Δ U и Δ S);
|
|
|
3) если катализируемая реакция обратимая, катализатор не влияет на равновесие, не изменяет константу равновесия (Кс) и равновесные концентрации компонентов системы. Он в равной степени ускоряет и прямую, и обратную реакции, тем самым ускоряя время достижения равновесия.
В присутствии катализатора энергия активации реакции снижается на величину Δ Ек. Поскольку в выражении для константы скорости реакции (4. 7) энергия активации входит в отрицательный показатель степени, то даже небольшое уменьшение Еа вызывает очень значительное увеличение скорости реакции.
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. Эффективность гетерогенных катализаторов обычно намного больше, чем гомогенных.
Скорость каталитических реакций в случае гомогенного катализа зависит от концентрации катализатора, а в случае гетерогенного − от его удельной поверхности − чем она больше, тем выше скорость. Для увеличения поверхности катализаторов их измельчают или получают специальными способами, при которых образуются очень тонко-дисперсные порошки.
Химическое равновесие
Химические реакции принято подразделять на обратимые и необратимые.
Если в ходе химической реакции одно из реагирующих веществ расходуется полностью, то такая реакция называется необратимой. К разряду необратимых реакций с хорошей долей приближения можно отнести реакции, идущие с образованием газов, трудно растворимых и малодиссоциирующих веществ.
Однако большинство химических реакций визуально прекращается задолго до того, как исходные вещества полностью израсходовались. Такие химические реакции относятся к разряду обратимых, т. е. они идут как в прямом, так и в обратном направлении.
|
|
|
Термодинамически обратимыми процессами называются процессы, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении (за счет взаимодействия продуктов реакции). В обратимом процессе система проходит через те же промежуточные состояния, что и в прямом процессе, но в обратном порядке. Пределом протекания обратимых процессов является термодинамическое равновесие.
Термодинамическим равновесием называют такое состояние системы, при котором она не способна производить работу, т. е. А=0. Обращение обратимого процесса не вызывает изменений в окружающей среде.
Обратимые процессы являются идеальными. Реальные процессы могут приближаться к ним только в условиях их бесконечно медленного протекания. В условиях обратимого процесса система совершает против внешних сил максимальную полезную работу (Аmax).
При необратимом процессе система изменяется в направление к конечному состоянию. При этом часть энергии, которая могла быть использована на совершение работы, теряется в виде тепла. При необратимых процессах систему можно вернуть к начальному состоянию, но при этом в окружающей среде останутся некоторые изменения (например, изменится энергия тел окружающей среды).
В химии под понятиями обратимая и необратимая реакции подразумевают возможность или невозможность их протекания до полного расходования хотя бы одного из исходных веществ.
Так, например, реакция между магнием и соляной кислотой необратима. Она идет до полного растворения магния в случае избытка HCl:
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 ↑
В обратимых реакциях, например, синтез окиси азота:
N2 + O2 ↔ 2NO,
после установления равновесия в системе можно обнаружить как исходные вещества (N2 и O2), так и продукт реакции (NO).
В обратимых реакциях энергии активации прямого и обратного процессов отличаются друг от друга незначительно, а продукты реакции способны превращаться в исходные вещества. Пределом протекания обратимых реакций является состояние равновесия.
Кинетическим условием состояния равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакций: 
=
На рис. 3. 3 представлен график изменения скоростей прямой и обратной реакций во времени. Из рисунка видно, что начиная с некоторого времени (назовем его время наступления равновесия tравновесия), скорости выравниваются и в дальнейшем, при данных условиях, не изменяются.
|
|
|
|
|
|
