Катализ.

Катализатор-вещ-во, ускоряющеереакцию, но не участвующее в ней. Катализатор участвует в реакции, проводя ее по другому пути, которому отвечает меньшая эенргия акт или ориентирует молекулы соотв образом, присоединяя их к себе. Выглядит катализ: А+К=А*, А*+В=С+D+К. Катализ может быть гетерогенным и гомогенным. Пример гомогенного: окисление SO₂+1/2O₂=SO₃ в присутствии NO. NO легко окисляется до NO₂, а NO₂ окисляет SO₂. Гетерогенный катализ: 2Н₂О₂=2Н₂О+1/2О₂ (катализатор MnO₂, в живых орг - каталаза). Специфичность действия катализатора – продукты реакции могут быть разными в зависимости от того, какой катализатор исп. Как реально происходит катализ: А+К→АК – неустойчив, АК+В→АКВ – переходный комплекс. Пример: омыление эфира аминоуксусной к-ты – влияние катализатора на эл плотность.Ионы меди образ комплекс. Гетерогенный катализ удобен тем, что не надо отделять продукты реакции от катализатора. Катализ происходит на поверхности за счет хемосорбции. Пример: синтез аммиака на железе. 3 стадии 1)диффузия 2)адсорбция 3)десорбция. 1) Н₂+2[ ]↔2[H] 2) N₂+2[ ]↔2[N] лимитирующая стадия 3) [N]+[H]→[NH] + [ ] 4) [NH]+[H]→[NH₂]+[ ] 5)[NH₂]+[H]→[NH₃]+[ ] 6) [NH₃]↔NH₃ + [ ]. Теплота хемосорбции должна быть достаточно велика, но не очень, иначе продукты не будут десорбироваться. Большую роль в гетерогенном катализе играют процессы переноса.

Равновесие.

Обратимые-реакции, способные идти в двух противоположных направлениях. Рассм обр реакцию А+В=D+F. В начальный момент времени, когда С_А и С_В максимальны, скорость прямой реакции тоже максимальна. С течением времени скорость прямой реакции падет V_пр=к_пр[A][B]. Реакция приводит к образованию D и F,молекулы кот могут вновь реагировать, давая А и В. Чем выше конц D и F, тем вероятнее обратный процесс, тем выше скорость обратной реакции. V_об=k_об[D][F]. Изменение скоростей прямой и обратной реакций можно предс графиком . по мере прохождения реакции наст такой момент, когда скорости пр и обр реакций делаются равными, кривые V_пр и V_об сливаются в одну прямую, параллельную оси t. Такое сост-равновесие. При равновесии конц всех участников реакции ост пост и не меняются со временем, хотя одновр идут и пр и обр реакции. Т.е. равновесие явл динамическим, это доказал Боденштерн. В равновесную смесь Н₂+J₂↔2HJ он добавлял радиоактивный иод, который вскоре обнаруживался в пробах HJ. При равновесии V_пр= V_обр или k_пр[A][B]=k_об[D][F]. Откуда [D][F]/[A][B]=K=k_пр/k_обр – константа хим равновесия. Если реакции характ наличием отличных от 1 коэфф aA + bB « dD + fF. Каждую сложную реакцию можно представить в виде ряда последов простых реакций, для них можно записать соотв кинетич уравнения для прямой и обр реакции и выражения для конст равнов. При суммировании последоват реакций их конс равнов пермнож и в суммарное выраж для К равно конц войдут в степенях равных стехиометр коэфф. К=[D]^d[F]^f/[A]^a[B]^b. Для одной и той же температуры отношение произведений равновесных конц (в степенях их стехиом коэфф) вещ-в в правой и левой частях ур-ния хим реакции представл пост величину – закон действ масс. 1) все это верно для равнов конц 2)записывая конст, в числ стоят равнов конц кон прод, а в знам – нач вещ-в (так договорились). К показывает глубину протекания процесса. Если К>>1, процесс сильно сдвинут в сторону получ прод реакции. Если К<<1, то процесс сдвинут влево и практич не идет. К=1 – равновесие установилось на «полдороге». Различают истинное и мнимое равновесие, которое назыв заторможенным равнов или метастаб сост (в колбе водород, кислород, вода – ничего годами не менятеся, чтобы понять, что это не равнов надо поднести спичку). Признаки истинного равн: 1)при сохр внешних усл сост системы не меняется во времени 2)при изм усл (введениие доп количеств реаг вещ-в, изм давл или темп) система приходит к новому сост равнов. 3)к сост равнов можно подойти с противоп сторон. Равновесие можно сдвигать, меняя условия. Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в рановесии, оказывается воздействие, равновесие смещ в сторону той реакции, которая ослабл это возд. Пример: 2SO₂+O₂↔2SO₃ увелич конц кислорода приведет к смещ равнов вправо. Повыш темп смещ равно в сторону эндотерм реакции, т.к. при этом поголщ избыт тепло и темп пониж. CaCO₃↔CaO+CO₂ ΔH= +178кДж – повыш темп смещ равнов в сторону разлож карбоната. При увели давл равнов смещ в сторону уменьш количетсва молей газа. Для равнов между газообр вещ-ми удобно пользов не мол конц, а парц давл. Константа равнов, выраж через молярные конц – К_с , а через парц давл К_р. Связь между К_с и К_р на примере синтеза аммиака N₂+3H₂↔2NH₃ К_с=[NH₃]²/[N₂][H₂]³. Конц выражены в числе молей на литр смеси, т.е С=n/V. По уравнению Менд-Клайп pV=nRT →n/V=p/RT. подставим в уравн К_с. Получаем К_с=К_р(RT)^Δn, где Δn – разность числа молей исх вещ-в и кон прод. Конст равнов опред путем анализа равнов смеси.