 |
22. Понятие активированного комплекса. Энергетические профили реакций.
|
|
|
|
22. Понятие активированного комплекса. Энергетические профили реакций.
Реакции происходят в результате непосредственного столкновения молекул. Однако не все столкновения приводят к химическому взаимодействию. Образованию новых веществ способствуют только молекулы, обладающие достаточным запасом энергии. Такие молекулы называются активными молекулами.
Та минимальная энергия, достаточная для начала химической реакции называется энергией активации и выражается в ккал или кДж. Чем меньше энергия активации, тем быстрее идет реакция.
Чтобы реагирующие вещества А и В образовали продукты реакции С и Д они должны преодолеть энергетический барьер МL. На это затрачивается энергия активации Еа. При этом в ходе реакции из частиц реализующих веществ, образуется промежуточная неустойчивая группировка - активированный комплекс
Этот комплекс распадается с образованием конечных продуктов, причем выделяется такое количество энергии, которое позволяет конечным продуктам спуститься до уровня средней энергии конечных продуктов. Т. о. изменение продуктов можно выразить в виде схем для эндотермической и экзотермической реакции
Активированный комплекс устойчив во всех направлениях, кроме пути реакции. Т. е. активированный комплекс может распасться только на продукты реакции.
Энергия активации реакции характеризует энергетический барьер, преодоление которого реагирующими частицами приводит к образованию конечных веществ. Энергия активации необходима для возникновения непрочного переходного комплекса [А∙ ∙ ∙ В], который не является химическим соединением в подлинном смысле этого слова, так как в нем происходит перераспределение химических связей между взаимодействующими атомами. Такой промежуточный комплекс неустойчив вследствие его высокой энергии и может быстро распадаться, образуя продукты реакции D и F.
|
|
|
Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ и пути протекания реакции и не зависит от температуры, если с ее изменением не произошло изменения механизма реакции. Опытным путем установлено, что реакции с Еа < 50 кДж/моль при 298 К идут с высокой скоростью. Это характерно для реакций с участием радикалов или ионов. Если реакция имеет Еа > 100 кДж/моль, то ее скорость при 298 К неизмеримо мала.
Источники активации реагирующих веществ могут быть различными:
- термическая активация в результате подвода теплоты из окружающей среды;
- действие различного рода излучений (свет, проникающая радиация);
- действие быстрых частиц, возникающих при ядерном распаде или в электрическом разряде.
При подводе энергии к системе происходит перераспределение этой энергии между частицами и увеличивается доля активных частиц, имеющих необходимую энергию для данного взаимодействия.
23 Влияние катализаторов и ингибиторов на скорость реакций.
Катализаторы - вещества, изменяющие скорость реакции, но не входящие в состав конечных продуктов. Катализ бывает:
а) положительный - если катализатор увеличивает скорость реакции;
б) отрицательный - если катализатор уменьшает скорость реакции (катализаторы в этом случае называют «ингибиторы»).
Химические реакции, протекающие в присутствии катализатора, называют «каталитические».
Если реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, то катализ гомогенный (гомо - однородный), если в различных фазах - гетерогенный (гетеро - разнородный).
При отрицательном катализе, – наоборот, уменьшается. Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а отрицательные катализаторы, снижающие скорость реакции, ингибиторами (механизм действия последних отличен от катализаторов).
|
|
|
24 Химическое равновесие.
Химическое равновесие — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем
Принцип работы: если на систему воздействовать, то она противодействует.
Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским учёным Ле Шателье.
Факторы, влияющие на химическое равновесие:
1) температура
При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции.
CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ←
N2+3H2↔ 2NH3 +Q t↑ ←, t↓ →
2) давление
При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, то есть если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся.
CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ →
1моль=1моль+1моль
3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции
При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации — в сторону исходных веществ.
S+O2=SO2 [S], [O2]↑ →, [SO2]↑ ←
|
|
|
