28. Влияние температуры на скорость химических реакций. Энергия активации. Факторы, влияющие на энергию активации.
Почему температура влияет на скорость реакции и что такое энергия активации было рассмотрено в предыдущем билете. Зависимость константы скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:
Где k0 = Z*P, где Z соответствует числу соударений (которое зависит от размера и массы частиц), P показывает вероятность столкновения в благоприятном для реакции направлении, ЕА – энергия активации, R – газовая постоянная, T – температура в кельвинах.
Энергия активации зависит от природы реагентов, от температуры.
29. Влияние катализаторов на скорость химических реакций. Энергия активации. Механизм катализа.
Катализатор– вещество, которое влияет на скорость реакции, но количество его в результате реакции не изменяется. Различают собственно катализаторы, ускоряющие реакцию, и ингибиторы, замедляющие её.
Механизм гомогенного катализа (реагенты, катализатор и продукты находятся в одной фазе). В этом случае катализатор взаимодействует с реагентами, образуя с ними промежуточные соединения – интермедиаты, при этом энергия активации образования интермедиатов и их превращения в продукты ниже, чем энергия активации прямой реакции.
Например, в реакции SO2 + 1/2O2 = SO3 без катализатора SO2 прямо взаимодействует с кислородом, а с катализатором (NO) реакция идёт по другому пути:
NO + 1/2O2 = NO2; NO2 + SO2 = SO3 + NO. И энергии активации 2 и 3 реакций оказались ниже, чем 1-й, чем и объясняется ускорение.
Механизм ингибирования тот же, только в этом случае энергия активации образования интермедиата ниже, чем реакции без ингибитора, а энергия активации перехода интермедиата в продукт – очень высокая.
Механизм гетерогенного катализа. В этом случае происходит сорбция (накопление) реагентов на поверхности катализатора, что вызывает ослабление внутримолекулярных связей реагентов, и, как следствие этого, понижение энергии активации.
30. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
Реакции называется обратимыми, если термодинамически возможно их протекание как в прямом, так и в обратном направлении. Если в растворе происходит обратимая реакция, то в нём скоро устанавливается химическое равновесие.
Химическое равновесие – такое состояние системы, когда две противоположно направленные химические реакции в ней протекают с одинаковой скоростью.
После наступления равновесия концентрации исходных веществ и продуктов при данных условиях остаются постоянными. Соответственно, постоянно и отношение концентраций продуктов к концентрациям реагентов, которое называется константой равновесия (закон действующих масс).
Для реакции aA + bB = cAB, где a,b,c – стехиометрические коэффициенты,
Константа равновесия показывает, какая реакция (прямая или обратная) преобладает. Очевидно, что если преобладают продукты (Кр>1), то преобладает прямая реакция, если Kp<1, то обратная.
При этом константа равновесия связана с критерием самопроизвольного протекания процессов – энергией Гиббса G (процесс протекает самопроизвольно, т.е. термодинамически возможен, при ΔG<0) формулой:
Где R – газовая постоянная, Т – температура в кельвинах. Из этой формулы также следует, что процесс идёт прямо при Кр>1 и обратно при Kp<1.
Константа равновесия и температура связаны следующей формулой:
Где ΔS – изменение энтропии, ΔH – изменение энтальпии. Из этой формулы следует, что для эндотермических процессов (ΔН>0) увеличение температуры увеличивает константу равновесия, а для экзотермических (ΔH<0) – уменьшает.
При внешнем воздействии на систему химическое равновесие может нарушиться. Последствия внешних воздействий на химическую систему предсказывает принцип Ле Шателье: «если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, то равновесие смещается в том направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия».
Этот принцип проявляется в том, что добавление реагентов вызывает усиление прямой реакции, добавление продуктов обратной и т. д.