- •Введение
- •1. Основы химической термодинамики
- •1.1. Основные понятия и определения термодинамики
- •1.2. I закон термодинамики
- •1.3. Внутренняя энергия как термодинамическая функция состояния системы
- •1.4. Применение I закона термодинамики к анализу некоторых термодинамических процессов
- •1.5. Теплоемкость
- •1.6. Термохимия
- •1.6.1. Влияние температуры на тепловые эффекты химических реакций и других процессов
- •1.7. II закон термодинамики
- •1.7.1. Математическое выражение II закона термодинамики
- •1.7.2. Энтропия и направление самопроизвольного протекания процессов в изолированных системах
- •1.7.3. Расчет энтропии для различных термодинамических систем и процессов
- •1.8. Взаимосвязь энтропии и термодинамической вероятности
- •1.9. Термодинамические потенциалы и направление самопроизвольных процессов. Условие термодинамического равновесия в системе
- •Взаимосвязь энергии гельмгольца с другими термодинамическими функциями и параметрами состояния системы
- •Взаимосвязь энергии гиббса с другими термодинамическими функциями и параметрами состояния системы
- •1.9. Третий закон термодинамики
- •2. Химическое равновесие
- •2.1. Понятие о химическом потенциале
- •2.2. Химический потенциал индивидуального вещества и компонента раствора
- •1. Идеальные системы
- •2. Реальные системы
- •2.3. Способы выбора стандартного состояния
- •2.4. Условие химического равновесиЯ
- •2.5. Константы химического равновесия. Закон действующих масс
- •2.6. Уравнение изотермы химической реакции. Химическое сродство
- •2.7. Влияние температуры на константу химического равновесия (уравнения изобары и изохоры химической реакции)
- •2.8. Влияние давления на константу химического равновесия (уравнение планка)
- •2.9. Энтропийный метод расчета константы химического равновесия
- •3. Термодинамика растворов и гетерогенные (фазовые) равновесия
- •3.1. Основные понятия и определения
- •3.2. Условие термодинамического равновесия в гомогенных растворах
- •3.2.1. Термодинамика идеальных растворов
- •3.2.2. Термодинамика реальных растворов
- •3.3. Равновесие в гетерогенных системах.
- •3.3.1. Теорема равновесия гиббса
- •3.3.2. Правило фаз гиббса
- •3.3.3. Применение правила фаз гиббса к анализу структуры диаграмм состояния гетерогенных систем
- •3.3.4. Уравнение состояния однокомпонентной двухфазной системы (уравнение кЛаузиуса – клапейрона)
- •3.3.5. Примеры гетерогенных (фазовых) равновесий а. Фазовое равновесие жидкость – пар
- •Растворимость газов в жидкостях (закон генри)
- •Б. Фазовое равновесие жидкость – жидкость диаграммы взаимной растворимости жидкостей в ТройныХ системАх
- •Основные типы диаграмм взаимной растворимости тройных систем
- •Распределение вещества между двумя соприкасающимися, но несмешивающимися растворителями (Закон распределения Нернста)
- •Экстракция
- •В. Фазовое равновесие жидкость – твердое вещество растворимость твердых веществ в жидкостях (закон шредера)
- •3.3.6. Коллигативные свойства растворов
- •Понижение давления пара над раствором по сравнению с чистым растворителем
- •Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов
- •Определение молекулярной массы раствореного вещества
- •Г рафическое определение Tк и Tз
- •Осмотическое давление. Методы разделения жидких смесей мембранными методами
- •4. Электрохимия
- •4.1. Термодинамика растворов сильных электролитов
- •4.2. Электростатическая теория растворов сильных электролитов
- •4.3. Равновесие в растворах слабых электролитов
- •4.4. Электропроводность растворов электролитов.
- •4.5. Зависимость молярНой электропроводностИ электролитов от их концентрации в растворе
- •4.6. Электродвижущие силы и электродные потенциалы
- •4.6.1. Механизм возникновения электродных потенциаЛов. Уравнение нернста
- •4.6.2. Гальванические элементы
- •4.9.3. Основные типы электродов и расчет их потенциала
- •4.9.5. Потенциометрия
- •5. Химическая кинетика и катализ
- •5.1. Основные понятия и определения
- •5.2. Основной закон химической кинетики. Молекулярность и порядок реакции
- •Основы формальной кинетики.
- •5.3. Кинетика необратимых реакций
- •5.4. Методы определения порядка реакции
- •5.5. Влияние температуры на скорость реакции
- •5.6. Основные понятия катализа
- •5.6.1. Гомогенный катализ
- •5.6.2. Гетерогенный катализ
5.6. Основные понятия катализа
Катализ – явление ускорения реакций в присутствии катализаторов.
Катализаторами называют вещества, которые присутствуют в реакционной смеси и изменяют скорость реакции, но сами не претерпевают никаких изменений в результате ее протекания. Если катализатор увеличивает скорость реакции, то его называют положительным, а если замедляет – отрицательным катализатором или ингибитором.
Катализаторы имеют ряд особенностей. Они не оказывают влияния на изменение энергии Гиббса и константу равновесия химической реакции, но могут сильно влиять на константу скорости реакции. Действие каждого катализатора специфично, т.е. определенные катализаторы оказывают влияние лишь на некоторые реакции. Например, серебро ускоряет реакции окисления. Для ускорения реакции достаточно очень малого количества катализатора. Смесь катализаторов часто действует значительно сильнее по сравнению с действием отдельных катализаторов. При формальном подходе к каталитическим явлениям можно сказать, что механизм действия положительного катализатора заключается в снижении энергии активации реакции, а ингибитора – в увеличении.
Различают гомогенный, гетерогенный и ферментативный катализ. При гомогенном катализе катализатор и реакционная смесь составляют одну фазу, а при гетерогенном – разные фазы. При ферментативном катализе катализаторами служат вещества белковой природы (ферменты).
До настоящего времени не создано общей теории каталитических явлений, однако разработаны отдельные теории, описывающие определенные химические превращения.
5.6.1. Гомогенный катализ
Основной теорией гомогенного катализа является теория промежуточного соединения, согласно которой катализатор способен образовывать с реагирующими веществами нестойкие промежуточные соединения, которые затем распадаются с образованием продуктов реакции и выделением катализатора в неизменном виде. Лимитирующей стадией каталитической реакции является стадия распада промежуточного соединения.
Рассмотрим в качестве примера реакцию
. (226)
Эта реакция протекает очень медленно с выделением теплоты ( ). Увеличить скорость реакции можно двумя путями: 1. повысить температуру;
2. ввести катализатор.
Если повысить температуру, константа скорости увеличится, но так как реакция экзотермическая, то согласно уравнению изобары (123)
с повышением температуры снизится константа равновесия химической реакции и уменьшится выход продукта реакции. Поэтому для ускорения процесса в реакционную смесь добавляют катализатор ( ), который в равной степени влияет на скорость прямой и обратной реакции, но не оказывают влияния на изменение энергии Гиббса и . В этом случае реакция протекает в две стадии:
;
.
Суммируя указанные реакции, получим реакцию (126). Катализатор выделяется в неизменном виде.
Энергия активации каждой из стадий (рис. 39а) меньше энергии активации основной реакции (рис. 39б), за счет чего и повышается скорость реакции.
Таким образом, катализатор целесообразно применять для ускорения экзотермических реакций.
Гомогенно-каталитические процессы широко распространены в современных технологиях. К числу таких процессов относят:
1. кислотный катализ, в котором катализатором является кислота;
2. основный катализ (катализатор – основание).