4. Влияние катализаторов на скорость реакции

Наиболее мощным средством интенсификации химических реакций является применение катализаторов - веществ, которые ускоряют химические реакции, но не расходуются при этом. Явление изменения скорости реакции под воздействием катализаторов называется катализом.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Гомогенный катализ: катализаторы и реагенты находятся в одной фазе (в растворе или газовой фазе). Гомогенные катализаторы делятся на две большие группы:

1. кислотно-основные (минеральные кислоты H₂SO₄, H₃PO₄ или растворимые основания: щелочи и амины);

2. окислительно-восстановительные (ионы или комплексы переходных металлов), например, соли меди и марганца.

Если катализаторы и реагенты находятся в разных фазах и имеют границу раздела, то катализ называется гетерогенным. Гетерогенными обычно являются твердые катализаторы, на поверхности которых реагируют газообразные или жидкие вещества. В качестве гетерогенных катализаторов обычно используются высокодисперсные порошки или высокопористые твердые тела. Здесь также можно выделить кислотно-основной тип катализаторов (например, оксиды алюминия и магния) и окислительно-восстановительный (например, платина и серебро).

Наряду с катализаторами, ускоряющими протекание химических реакций, известны вещества, добавление которых в систему вызывает замедление реакций. Такие вещества называются ингибиторами. Типичным примером ингибиторов являются антиоксиданты – вещества, добавляемые в пищевые продукты для увеличения срока хранения.

5. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье-Брауна

Изучение зависимости скоростей химических реакций от различных факторов имеет большое практическое значение, потому что помогает управлять ими, но информация о реакции не будет полной без рассмотрения состояния химического равновесия, которое является составной частью термодинамики, и его количественной характеристики - константы равновесия.

При протекании химической реакции концентрации исходных веществ уменьшаются; в соответствии с законом действия масс это приводит к уменьшению скорости реакции. Если реакция обратима, то есть может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, так как увеличиваются концентрации продуктов реакции. Когда скорости прямой _® и обратной реакций _¬ становятся одинаковыми, наступает состояние химического равновесия, и дальнейшего изменения концентраций участвующих в реакции веществ не происходит. Гомогенное равновесие: реагенты находятся в одной фазе (газовой или жидкой). Гетерогенное равновесие: реагенты находятся в разных фазах.

В случае обратимой химической реакции:

аA + bB ® cC + dD.

Зависимость скоростей прямой ( _®) и обратной ( _¬) реакций от концентраций реагирующих веществ выражается соотношениями:

_® = k_® [A]^a [B]^b;

_¬ = k_¬ [C]^c [D]^d,

где [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации соответствующих веществ.

В состоянии химического равновесия _®= _¬, то есть k_®[A]^a[B]^b=k_¬[C]^c[D]^d. Отсюда:

, (4)

где К_с – константа равновесия, выраженная через концентрации реагентов и продуктов реакции.

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газовой фазе, так как концентрации твердых веществ остаются постоянными.

Катализатор не влияет на значение константы равновесия, поскольку он снижает энергию активации прямой и обратной реакций на одну и ту же величину и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций. Катализатор лишь ускоряет достижение равновесия, он не влияет на количественный выход продуктов реакции.

При изменении условий протекания реакций (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается. В результате устанавливается новое химическое равновесие, отличающееся от исходного. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье-Брауна:

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в сторону уменьшения этого воздействия:

1) при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ; при понижении давления - в сторону увеличения числа молей газообразных веществ;

2) при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры - в сторону экзотермической реакции;

3) при увеличении концентрации одного из реагентов равновесие смещается в сторону расхода этого реагенте; при уменьшении концентрации - в сторону образования этого реагента.

Лабораторная работа

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Цель работы. Изучить влияние различных факторов на скорость химических реакций и состояние химического равновесия.

1. Влияние изменения концентрации реагирующих веществ

на скорость реакции

В реакции между серной кислотой и тиосульфатом натрия:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S₂O₃,

H₂S₂O₃ = H₂O + SO₂ + S

нерастворимая сера выделяется в виде мути. Время от начала реакции до появления первых следов мути зависит от концентрации реагирующих веществ и температуры.

Опыт. Возьмите 8 пронумерованных пробирок. В четыре пробирки (1, 2, 3, 4) налейте указанное в таблице количество мл раствора тиосульфата натрия и воды, тщательно перемешайте. Массовая доля раствора тиосульфата натрия ω₀ = 7 %, плотность – ρ = 1,049 г/мл. В другие (1а, 2а, 3а, 4а) четыре пробирки отмерьте из бюретки по 6 мл раствора серной кислоты. Влейте в пробирку №1 отмеренное количество серной кислоты №1а, хорошо перемешайте, отсчитайте время по секундомеру с момента сливания до появления мути в пробирке. При прочих равных условиях, относительную скорость реакции можно определить как величину, обратно пропорциональную найденному времени ( = 1/).

Произведите такие же опыты со всеми другими пробирками. Результаты опыта сведите в таблицу 2.1.

Таблица 2.1

№ пробирки	Объем	Объем	Объем	Массовая доля Na2S2O3 в растворе , ω, %	Промежуток времени от начала отсчета до помутнения, , с	Относи-тельная скорость реакции, = 1/
	раствора Na2S2O3 V(a), мл	H2O V(в), мл	раствора H2SO4, V, мл
1 2 3 4	6 4 3 2	0 2 3 4	6 6 6 6

Массовая доля Na₂S₂O₃ в растворе рассчитывается по формуле:

,

где m(Na₂S₂O₃) – масса тиосульфата натрия в растворе, г;

m_Р-РА – масса раствора тиосульфата натрия, г;

m(Н₂О) – масса добавленной воды, г.

Масса Na₂S₂O₃ рассчитывается по формуле:

m(Na₂S₂O₃)= (ω₀·V(a)·ρ) /100%.

Масса раствора рассчитывается по формуле:

m_Р-РА= V(a)·ρ.

Масса добавленной воды рассчитывается по формуле:

m(Н₂О) = V(в)·ρ(Н₂О),

где ρ(Н₂О) – плотность воды, ρ(Н₂О) = 1 г/мл.

Постройте график зависимости скорости реакции (ось y) от концентрации С (ось х). В соответствии с законом действия масс зависимость скорости реакции от концентрации должна выражаться прямой линией, проходящей через начало координат. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации.