Теория.

1. Влияние температуры на скорость химических реакций.

(1)

Уравнение в интегральном виде (1) носит название уравнения Аррениуса. Оно устанавливает зависимость константы скорости химической реакции «k» от температуры. Величину Е называют энергией молекул при данной температуре, которым должны обладать молекулы, чтобы они могли вступить в химическую реакцию. Из уравнения (1) следует, что чем больше энергия активации, тем меньше константа скорости и, следовательно, скорость химической реакции.

Связь энергии активации с теплотой реакции можно проиллюстрировать с помощью представления об энергетическом барьере (см. рисунок):

Химическую реакцию можно представить как переход из состояния 1 со средней энергией исходных веществ (исх.) в состояние 2 со средней энергией продуктов реакции (прод.). Разность средних энергий – это теплота реакции:

Из рис. также следует, что теплота реакции связана с энергиями активации прямой и обратной реакций:

(2)

Для того, чтобы осуществился элементарный акт химической реакции, молекулам исходных веществ, обладающих достаточной энергией, необходимо образовать так называемый активированный комплекс – промежуточные соединения с повышенной энергией (см. рис.4: вершина энергетического барьера).

Достигнув переходного состояния, система может перейти в конечное состояние – продукты реакции или вернуться в исходное состояние. Соотношение вероятностей этих переходов учитывает множитель А в уравнении Аррениуса.

2. Каталитические реакции.

Катализом называют явление ускорения химических реакций в присутствии веществ, не участвующих стехиометрически в суммарном процессе. Эти вещества получили название катализаторов.

Катализ бывает гомогенным, когда катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе (газе или жидкости) и гетерогенным, когда катализатор находится в иной фазе. Например, некаталитическое взаимодействие оксида серы (IV) с кислородом происходит чрезвычайно медленно (константа скорости k₁→0):

(3)

Если добавить в газовую смесь оксида азота (2), то вместо медленной реакции (3) пойдут две быстрые:

, k₂>>k₁ (4)

, k₃>>k₁

причем NO будет постоянно регенерироваться в ходе реакции гомогенного катализа.

Скорость реакции можно значительно увеличить, используя гетерогенный катализ и проводя реакцию (3) на платиновом катализаторе.

, k₄>>k₁ (5)

Действие катализатора сводится к уменьшению энергии активации реакции, иногда – к увеличению предэкспоненциального множителя «А» в уравнении Аррениуса. В остальных случаях катализатор направляет реакцию по другому, более «быстрому» пути.

Каталитические реакции обладают рядом особенностей:

1. Для катализа необходимо небольшое количество катализатора, так как он или не расходуется, или регенерируется в ходе реакции.

2. Каталитические реакции, как правило, обладают селективностью (избирательностью) – направляют реакцию по определенному пути.

3. Не входя в стехиометрическое уравнение химической реакции, катализатор не смещает химическое равновесие, то есть он в равной степени увеличивает скорости прямой т обратной реакций.