41.Теория активных соударений. Энергия активации. Связь между скоростью реакции и энергией активации. Определение энергии активации. Элементы теории переходного состояния.

Теория активных столкновений (С. Аррениус) основана на том, что химическое взаимодействие осуществляется только при столкновении активных частиц, которые обладают достаточной энергией для преодоления потенциального барьера реакции и ориентированы в пространстве друг относительно друга. Чтобы произошла реакция, частицы в момент столкновения должны обладать некоторым минимальным избытком энергии, называемым энергией активации.

Еа – энергия активации,та энергия, которая нужна,чтобы столкновение молекул было эффективным и привело к реакции.

Чем меньше энергия активации реакции, тем выше ее скорость. Эта зависимость выражается уравнением Аррениуса, которое связывает константу скорости реакции k сЕ_а:

Энергия активации Е_а равна разности энергий переходного и исходного состояний: Е_а = Е_{перех.сост.} - Е_{исх.сост.}

Теория, позволяющая объяснить протекание реакций при малых тепловых скоростях молекул носит название теории переходного состояния. Основные положения этой теории:

1) Взаимодействие молекул не сразу приводит к образованию молекул продуктов. Вначале образуется т. н. “переходное состояние” или активированный комплекс.

2) Активированный комплекс представляет собой неустойчивое образование, в которое входят все атомы столкнувшихся и вступивших во взаимодействие молекул. Время жизни активированного комплекса очень мало; оно измеряется малыми (миллионными, десятимиллионными и т. д.) долями секунды. Расстояния между атомами в активированном ком­плек­се несколько больше, чем в обычных молекулах, поэтому для его образования требуется дополнительная энергия.

3) Энергия активации в связи с этим рассматривается как энергия, необходимая для образования активированного комплекса.

4) Через какое-то время после возникновения активированный комплекс распадается с образованием молекул продуктов; при этом выделяется энергия.

5) Выделяющаяся при распаде активированного комплекса энергия может полностью или частично затрачиваться на активацию других молекул исходных веществ.

42.Сложные реакции: конкурирующие (параллельные), последовательные, сопряженные и обратимые. Цепные реакции.

Реакции, состоящий из двух и более элементарных реакций, называются сложными. Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называются обратимыми реакциями. Скорость обратимой реакции равна разности скоростей прямой и обратной реакции. Последовательные реакции возникают тогда, когда продукт 1 реакция становится исходным веществом для дальнейших превращений. Параллельными реакциями называют реакции, в которых исходные вещества одновременно реагируют в нескольких направлениях. Сопряженными реакциями называют две реакции, в которых одна может протекать только совместно с другой. Цепными реакциями называют химические реакции, протекающие через заряд регулярно повторяющихся элементарных реакций, с участием свободных радикалов. К цепным реакциям относятся реакции горения, полимеризации и компенсации, распада ядер, фотохимические реакции и другие. Для цепных реакций характерны три этапа: зарождения цепи, развитие цепи или ее рост, обрыв цепи.

43. Каталитические процессы. Положительный и отрицательный катализ. Развитие учения о катализе. Гомогенный катализ. Механизм действия катализаторов. Энергия активации каталитической реакции. Ферментативный катализ.

Катализ - это изменение скорости или возбуждение химической реакции веществами (катализаторами), которые участвуют в реакции, но не входят в состав конечных продуктов. Реакции в присутствии катализаторов называются каталитическими. Различают положительный катализ (ускорение реакции) и отрицательный катализ или ингибирование (замедление реакции). Однако термин "катализ", как правило, относят к положительному катализу.

Природными катализаторами - ферментами при изготовлении алкогольных напитков и уксуса, сыроварении, хлебопечении, выделке кож и т. д. люди пользовались еще в глубокой древности. Термин "катализ" был предложен в 1835 г. Й.Я.Берцелиусом. В учении о катализе большой вклад был внесён русскими химиками М.Г.Кучеровым (1871 - открытие реакции гидратации ацетилена в присутствии серной кислоты и ртутных солей), М.М.Зайцевым (1877- восстановление различных органических соединений над платиной), Н.А.Мен­шут­киным (1877 - реакции этерификации), А.М.Бутлеровым, Д.И.Менделеевым, Н.Н.Зининьм, Н.Д.Зелинским.

Гомогенный катализ - реаги­рую­щие вещества, продукты реакции и катализатор находятся в одной фазе, обычно жидкой или газовой. Главным предположениям теория гомогенного катализа является представление о том, что в ходе реакции образуются неустойчивые промежуточные соединения катализатора с реагирующими веществами, которые затем распадаются с регенерацией катализатора. Пример: СН3СОН=>СН4+СО, катализируется парами йода.

Механизм действия катализаторов: Катализатор способен входить в состав промежуточного соединения (активированного комплекса). При этом снижается энергия активации и происходит ускорение как прямой, так и обратной реакции. Он не может вызвать термодинамически невозможный процесс и не смещает химического равновесия, а лишь ускоряет его достижение. О том, что катализатор участвует в химической реакции, говорит, например, то, что физическое состояние катализатора в ходе реакции может существенно изменяться. Поэтому под неизменяемостью катализатора в ходе реакции имеют в виду постоянство его количества и химического состава до и после реакции.