реакции под влиянием катализатора, и отрицательный катализ или ингибирование – замедление скорости реакции под влиянием ингибитора. Увеличение скорости реакции при использовании катализатора происходит в результате снижения энергии активации реакции. В присутствии катализатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии энергетически доступнее.

Очень большую роль играет катализ в биологических системах. Большинство химических реакций, протекающих в пищеварительной системе, в крови и в клетках животных и человека, являются каталитическими реакциями. Катализаторы, называемые в этом случае ферментами, представляют собою простые или сложные белки. Так слюна содержит фермент птиалин, котрый катализирует превращение крахмала в глюкозу. Фермент, имеющийся в желудке, - пепсин – катализирует расщепление белков. В организме человека находится около 30000 различных ферментов; каждый из них служит эффективным катализатором соответствующей реакции.

3.2. Химическое равновесие

Химическим равновесием называют такое состояние обратимой системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Термодинамическое условие состояния равновесия:

изменение энергии Гиббса равно нулю ΔGo = O; ΔΗο = TΔSo Химическое равновесие называют динамическим

равновесием. Этим подчеркивается, что при равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не заметно.

Химическое равновесие является подвижным. Это значит, что его можно смещать под влиянием различных факторов. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Если при этом происходит увеличение

49

концентраций продуктов (веществ, стоящих в правой части уравнения) и, одновременное уменьшение концентраций исходных веществ (веществ, стоящих слева), то говорят, что равновесие смещается вправо, т.е., увеличивается выход продуктов реакции. При обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево – в сторону исходных веществ.

Направление смещения равновесия определяется

принципом Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказать воздействие: изменить Т,Р или концентрацию веществ, то равновесие сместится в сторону той реакции, которая противодействует произведенному изменению.

Влияние температуры на смещение равновесия. При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла. При уменьшении температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции, идущей с выделением тепла.

Влияние давления на смещение равновесия. При увеличении давления (сжатии или уменьшении) объема в газовой системе равновесие смещается в сторону меньшего числа моль газов, т.е. меньшего объема. При уменьшении давления (расширении или увеличении объема) в газовой системе равновесие смещается в сторону большего числа моль газов, т.е. большего объема. Если число моль газообразных веществ в левой и правой частях уравнения одинаково, то давление не оказывает влияния на смещение равновесия в такой системе.

Влияние концентрации на смещение равновесия.

Чтобы сместить равновесие вправо надо увеличить концентрацию исходных веществ, или уменьшить концентрацию продуктов реакции. Чтобы сместить равновесие влево надо увеличить концентрацию продуктов реакции или уменьшить концентрацию исходных веществ.

Катализатор не влияет на смещение химического равновесия, т.к. он ускоряет как прямую, так и обратную реакцию и способствует более быстрому установлению равновесия

50

Количественной характеристикой состояния равновесия служит величина, называемая константа химического равнове-

сия, которая является выражением закона действующих масс для обратимых систем.

Для процесса аА + bВ ↔ сС + dD константа равновесия, записанная через концентрации имеет вид:

концентрации в моль/л; а, b, c, d – стехиометрические коэффициенты.

Для газовых систем записывают константу равновесия через давления

Для концентрированных растворов и неидеальных газов пользуются константой равновесия, записанной через активные

Константа равновесия связана с энергией Гиббса соотношением, называемым изотермой химической реакции:

∆Gо = -RTlnK.

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентраций веществ. Таким образом, при постоянной температуре константа равновесия обратимой реакции - величина постоянная, показывающая отношение произведения равновесных концентраций (давлений, активностей) продуктов реакции к произведению равновесных концентраций (активностей, давлений) исходных веществ, при этом все концентрации возведены в степень стехиометрических коэффициентов.

Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции связаны между собою. Изменение концентрации любого из этих веществ влечет за собою изменения

51

концентрации всех остальных веществ; в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константе равновесия. Численное значение константы равновесия характеризует выход данной реакции. Например, при К>>1 выход реакции велик, потому что при этом равновесии концентрации продуктов реакции много больше концентраций исходных веществ. При К<<1, выход реакции мал, т.к. при этом равновесии концентрации продуктов реакции много меньше концентраций исходных веществ.

В гетерогенных системах в выражение константы равновесия, так же как и в выражение закона действующих масс, входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Содержание веществ твердой фазы учитывается в значении константы равновесия, т.к. является величиной постоянной и в выражение константы равновесия не пишется.

Запишем константы равновесия процессов:

1) Для гомогенной реакции: 4НС1г + О2 г ↔ 2Н2Ог + 2С12 г

3) Для гетерогенной реакции: MgО кр + СО2 г = MgСО3 кр

ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ К ТЕМЕ III. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Выберите один правильный ответ

1. МАТЕМАТИЧЕСКОЕВЫРАЖЕНИЕ ЗАКОНА ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС ДЛЯ РЕАКЦИИ: 2NО Г + О2 Г = 2NО2 Г

52

1)увеличится в 8 раза

2)уменьшится в 16 раз

3)уменьшится в 8 раз

4)не изменится

4.СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ 3Н2 Г + N2 Г = 2NH3 Г ПРИ УВЕЛИЧЕНИИ КОНЦЕНТРАЦИИ Н2 В 3 РАЗА

1)увеличится в 3 раза

2)увеличится в 9 раз

3)увеличится в 18 раз

4)увеличится в 27 раз

5.ЕСЛИ ПРИ УВЕЛИЧЕНИИ ТЕМПЕРАТУРЫ ОТ 30ОС ДО 60ОС СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ УВЕЛИЧИЛАСЬ В 27 РАЗ, ТО ТЕМПЕРАТУРНЫЙ КОЭФФИЦИЕНТ СКОРОСТИ РАВЕН

1) 3 2) 2 3) 4 4) 2.73

6. ПРИ ТЕМПЕРАТУРЕ 20ОС РЕАКЦИЯ (ТЕМПЕРАТУРНЫЙ КОЭФФИЦИЕНТ РАВЕН 4) ПРОТЕКАЕТ ЗА 16 МИН, СЛЕДОВАТЕЛЬНО, ДЛЯ ОКОНЧАНИЯ РЕАКЦИИ ЗА15C

БУДЕТ СМЕЩАТЬСЯ В СТОРОНУ ПРОДУКТА РЕАКЦИИ ПРИ

53

1)увеличении концентрации кислорода

2)увеличении давления

3)уменьшении давления

4)понижении температуры

9. РАВНОВЕСИЕ В СИСТЕМЕ ЗО2(Г) 2О3(Г) Н > 0, СМЕСТИТСЯ ВПРАВО ПРИ УМЕНЬШЕНИИ:

1)температуры

2)давления

3)концентрации O2

4)концентрации O3

10.ДЛЯ УВЕЛИЧЕНИЯ ВЫХОДА ПРОДУКТА РЕАКЦИИ:

N2 Г + 3Н2 Г ↔ 2NH3 Г Н < 0,

НЕОБХОДИМО

1)повысить температуру

2)повысить давление

3)повысить концентрацию NН3

4)уменьшить концентрацию N2

11.СМЕЩЕНИЮ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ВПРАВО В

1)уменьшение температуры

2)уменьшение давления

3)увеличение концентрации СО

4)уменьшение концентрации CO2

12.РЕАКЦИЯ ПРОТЕКАЕТ ПО УРАВНЕНИЮ: NО + С12 ↔ NОС12 ИЗВЕСТНЫ РАВНОВЕСНЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ

54