6.1.3. Зависимость скорости реакции от катализатора

Катализатор – вещество, ускоряющее химическую реакцию, но не входящее в состав конечного продукта реакции. Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. Катализаторы, уменьшающие скорость реакции называются ингибиторами.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор). В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.

В присутствии катализатора реакция протекает по нескольким стадиям, отличающимся от исходного маршрута, которые характеризуются меньшими значениями энергий активации (рис. 6.1.3.). Введение катализатора позволяет уменьшить значение энергии активации и тем самым увеличить скорость реакции.

Таким образом, сущность катализа заключается в том, что в присутствии катализатора изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, образуются другие переходные состояния с иными энергиями активациями, а поэтому изменяется и скорость химической реакции.

6.2. Равновесие химических реакций

6.2.1. Равновесие в гомогенных системах

Реакции могут быть необратимыми (идут до конца) и обратимыми (протекает в двух направлениях одновременно). Состояние обратимой реакции, при которой скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Например, для реакции

аА_(г) + bВ_(г) ⇄ сС_(г) + dD_(г)

приυ_пр.= υ_обр.:

k₁[A]^а[B]^b=k₂[С]^а[D]^d.

После разделения переменных:

,

(6.2.1)

где К_С– константа равновесия.

Частное от деления произведения равновесных концентраций в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ в соответствующих степенях является величиной постоянной при данной температуре и давлении и называется константой равновесия и обозначается символом К.

В выражение для константы химического равновесия записывают только концентрации газообразных и растворенных веществ. Концентрации твердых веществ и чистых жидкостей считаются практически постоянными величинами.

Для реакций с участием газообразных веществ константу равновесия более целесообразно выражать через парциальные давления газов (Р), а не через их концентрации. В этом случае константу равновесия обозначают символом К_Р.

Например, для реакции

2Н_{2 (г)} + О_{2 (г)} ⇄ 2Н₂О_(г),

выражение для константы равновесия имеет вид:

.

(6.2.2)

Константа равновесия для реакции зависит от температуры и давления, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Присутствие катализатора также не влияет на константу равновесия, а только уменьшает время достижения равновесия. Численное значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, чем больше константа равновесия, тем полнее выход продуктов. Она связана со стандартным изменением энергии Гиббса уравнением:

.

(6.2.3)

Из уравнения 6.2.3 следует, что

при , К_Р > 1, а это означает, что продукты реакции преобладают над исходными веществами (т.е. возможно самопроизвольное протекание прямой реакции при стандартных условиях); при , К_Р < 1, следовательно, исходные вещества преобладают над продуктами реакции (т.е. возможно самопроизвольное протекание обратной реакции при стандартных условиях).

Химическое равновесие сохраняется, пока внешние условия сохраняются постоянными. Изменение условий вызывает смещение химического равновесия. Равновесие может быть нарушено вследствие изменения концентрации исходных веществ и продуктов реакции, изменения температуры и давления.

Поведение системы в этом случае может быть описано принципом Ле Шателье:если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, чтобы уменьшить оказанное воздействие:

Условия смещения равновесия следующие:

1. Повышение температуры вызывает ускорение той реакции, протекание которой сопровождается поглощением тепла (эндотермическая реакция). Напротив, понижение температуры благоприятствует протеканию реакции, сопровождающейся выделением тепла (экзотермической реакции).

2. Повышение давления ускоряет ту реакцию, в которой происходит уменьшение количеств газообразных веществ, а понижение давления – реакцию, сопровождающуюся увеличением количеств газообразных веществ.

3. Добавление в реакционную систему какого-либо компонента смещает равновесие в сторону той реакции, где этот компонент расходуется. Отвод какого-либо вещества из реакционной системы, напротив, ускоряет реакцию, в которой это вещество образуется.

Рассмотрим реакцию образования аммиака

N_2(г) + 3H_2(г) ⇄ 2NH_{3 (г)}

При увеличении температуры система стремиться понизить ее. Поэтому равновесие сместится в сторону эндотермической реакции, т.е. влево

При увеличении давления система будет стремиться понизить его. Равновесие сместиться вправо, так как в этом направлении уменьшается количество газообразных веществ:

1 моль N₂+ 3 моляH₂(4 моля) ⇄ 2 моляNH₃.

При увеличении в системе концентрации азота и водорода система будет стремиться уменьшить содержание этих веществ и равновесие сместиться в сторону прямой реакции – образования аммиака (вправо). При увеличении концентрации аммиака равновесие сместится влево – в сторону образования азота и водорода. И наоборот, уменьшение содержания водорода и азота приведет к смещению равновесия влево; а отвод из системы аммиака приведет к смещению равновесия вправо.