18. Катализ. Влияние катализаторов на скорость химических реакций.

Катализ – это процесс изменения скорости химической реакции в присутствии катализатора.

Типы катализа: гомогенный и гетерогенный.

Гомогенный катализ – если катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе.

Гетерогенный катализ – если катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции.

При этом сами катализаторы в химической реакции не расходуются. Установлено, что катализаторы изменяют механизм химической реакции. При этом возникают другие, новые, переходные состояния, характеризуемые меньшей высотой энергетического барьера. Таким образом, под действием катализатора снижается энергия активации процесса. Вступая в различного рода взаимодействия с промежуточными частицами, катализаторы по окончании реакции остаются в неизменном количестве. Катализаторы оказывают действие только на термодинамически разрешенные реакции. Катализатор не может вызвать реакцию, так как не влияет на ее движущие силы. Катализатор не влияет на константу химического равновесия, т.к. в равной степени уменьшает энергию активации и прямой, и обратной реакций.

Механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений. Например, механизм действия катализатора К в реакции А + В = АВ можно схематически показать так:

А + К = АК

АК + В = АВ + К

А + В = АВ (АК - промежуточное соединение).

В присутствии катализатора изменяется путь, по которому происходит суммарная реакция, поэтому изменяется ее скорость. Например: 2SO2 + O2 = 2 SO3 (медленно);

2SO2 + O2 = 2 SO3 (в присутствии катализатора NO - быстро).

Механизм: 2 NO + O2 = 2 NO 2 (быстро)

NO2 + SO2 = SO3 + NO (быстро). NO - катализатор, NO 2 - промежуточное соединение.

Энергия активации существенно меньше, следовательно, скорость реакции возрастает.

19. Необратимые и обратимые реакции. Принцип Ле Шателье.

Все реакции можно разделить на обратимые и необратимые.

Реакции, которые протекают практически до конца, называются необратимыми. Конец реакции наступает тогда, когда одно из реагирующих веществ будет полностью израсходовано. При необратимых реакциях одно из образующихся веществ удаляется из сферы химического взаимодействия в виде газа, трудно растворимого или мало диссоциирующего вещества. Необратимыми являются реакции, сопровождающиеся выделением большого количества энергии, а также многие реакции комплексообразования и окислительно-восстановительные реакции. Рассмотрим примеры необратимых реакций:

а) один из продуктов реакции удаляется из раствора в виде газа:

Nа2СО3 + 2НСl = 2NаС1 + СО2↑ + Н2О;

б) один из продуктов реакции выпадает в осадок:

АgNО3 + NаВг = АgВг↓ + NаNО3;

в) образуется малодиссоциирующее вещество (здесь вода):

KOH + HCl = KCl + H2O;

г) образуется комплексная соль:

СuSO4 + 4NНз = [Сu(NНз)4]SO4;

д) выделяется большое количество теплоты:

2Mg + O2 = 2MgO - ∆H;

е) окислительно-восстановительные реакции:

2CrCl3 + 10KOH + 3H2O2 = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O.

Если смешать пары йода с водородом при температуре 300°С, то произойдет реакция:

Н2 + I2 = 2НI

Но йодоводород. нагретый до 300°С, разлагается на йод и водород:

2НI → Н2 + I2

Эта реакция не идет до конца, так как продукты разложения будут вновь взаимодействовать между собой с образованием йодоводорода.

Таким образом, реакция протекает одновременно в двух противоположных направлениях. Подобные реакции называются - обратимыми.

Н2 + I2 ↔ 2НI

Обратимые реакции, как правило, никогда не протекают до конца и ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью.

Принцип Ле-Шателье:

«Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию одного или нескольких веществ, участвующих в реакции), то это приведет к увеличению скорости той реакции, протекание которой будет компенсировать (уменьшать) оказанное воздействие».