Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

 

 

 

 

Химическое равновесие




Лекция 8

Катализ

Катализаторами называются вещества, которые изменяют скорость реакции, но сами в ходе процесса не расходуются. Катализ может быть положительным и отрицательным. Роль положительного катализатора состоит в том, что он изменяет механизм реакции, открывает новый путь протекания реакции, при котором ниже энергия активации. В результате увеличивается доля активных молекул и константа скорости. Отрицательные катализаторы, называемые ингибиторами, препятствуют обычному пути протекания реакции, связывая промежуточные вещества и тем самым затрудняя протекание многостадийной реакции, замедляют ее. Для объяснения механизма катализа С.Аррениус высказал предположение, что катализаторы образуют с реагирующими веществами нестойкие промежуточные соединения. Согласно теории промежуточных соединений, реакция А + В →АВ (вещество К является катализатором) состоит из двух стадий:

А + К → АК (быстро)

АК + В → АВ + К (быстро)

Суммарно А + В → АВ (быстро).

Все катализаторы можно разделить на три группы: гомогенные, гетерогенные и биологические (ферменты). Примером гомогенного катализа может служить окисление диоксида серы в серный ангидрид в присутствии оксидов азота, кислотный катализ и основной катализ в реакциях синтеза различных органических соединений, автокатализ. Например, окисление водорода перманганат-ионами:

5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ → 2Mn+2 + 5O2 + 8H2O

При гетерогенном катализе катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах. Примером гетерогенного катализа может служить окисление сернистого ангидрида кислородом воздуха в присутствии твердого ванадиевого катализатора. Этот процесс лежит в основе производства серной кислоты контактным способом.

 

Понятие «химическое равновесие» применимо только к обратимым реакциям. Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

→ ←

Равенство υ = υ является кинетическим условием химического равновесия.

Химическое равновесие характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы GT. Равенство ∆GT = 0 является термодинамическим условием химического равновесия.

Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия. Для реакции

H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г) константа равновесия имеет вид:

КР = С2HI / (CH2 *CI2). Это концентрационная константа равновесия.

КР = P2HI / (PH2 *PI2). Это константа равновесия через парциальные давления.

Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе. Константа равновесия определяет глубину протекания процесса в момент достижения состояния равновесия. Чем больше КР, тем полнее происходит взаимодействие веществ.

Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса:

∆GT = -RTlnKP.

При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

В соответствии с принципом Ле Шателье, нагревание вызывает смещение равновесия в сторону того из двух встречных процессов, протекание которого сопровождается поглощением теплоты, иначе говоря, повышение температуры вызывает возрастание константы равновесия эндотермического процесса. Естественно, что понижение температуры приводит к противоположному результату; охлаждение благоприятствует экзотермическому процессу. Заменив ∆GT на (∆H - T∆S) получим ∆H - T∆S = - RTlnKP.

По наклону прямой, выражающей зависимость lnKP от 1/Т, можно определить ∆H реакции.

В соответствии с принципом Ле Шателье сжатие смещает химическое равновесие в направлении процесса, сопровождающееся уменьшением объема, а понижение давления вызывает сдвиг равновесия в противоположную сторону.

Введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором его концентрация уменьшается. Поэтому избыток исходного вещества вызывает смещение равновесия вправо; добавление продуктов реакции – влево, т.е. уменьшение степени ее протекания.

Для гетерогенных систем в выражение константы равновесия твердая фаза не включается. Например: С(КР) + СО2(Г) → 2СО(Г) КР = С2СОСО2

Для объяснения механизма гетерогенных процессов используется адсорбционная теория. Согласно этой теории, процесс состоит из пяти стадий:

1.Диффузия молекул реагирующих веществ к поверхности твердой фазы.

2. Адсорбция молекул на поверхности твердой фазы.

3.Химическая реакция. В результате адсорбции химические связи в молекулах оказываются ослабленными, что облегчает химическое взаимодействие между ними на поверхности.

4. Десорбция продуктов реакции, т.е. удаление их с поверхности твердой фазы.

5. Диффузия молекул продуктов реакции от поверхности.

 




Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2014-01-07; Просмотров: 288; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



studopedia.su - Студопедия (2013 - 2023) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление




Генерация страницы за: 0.01 сек.