Катализ Одним из наиболее распространенных методов

Катализ
Одним из наиболее распространенных методов ускорения химических реакций является
катализ.
Катализаторы – это вещества, резко увеличивающие скорость химической реакции,
или вызывающие ее, если она не идет, но принципиально осуществима, то есть ∆G˃0.
(Вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции).
Действие катализатора заключается в том, что он снижает энергию активации
реакции. В присутствии катализатора изменяется путь, по которому происходит суммарная
реакция, а поэтому изменяется и ее скорость.
Катализатор образует с одним из исходных веществ активированный комплекс, причем
энергия его образования значительно меньше, чем энергия активации реакции без катализатора.
Например: вещество А реагирует с веществом В, с образованием АВ:
А + В → А … В (активный комплекс) → АВ
Но энергия активации этой реакции очень велика и она практически не протекает (ее
скорость ≈ 0). С другой стороны, катализатор К легко вступает во взаимодействие с А, так как
энергия активации реакции между А и К небольшая, при этом образуется соединение АК:
А + К → А … К (активированный комплекс) → АК
Соединение АК, в свою очередь, легко реагирует с веществом В (в силу иной природы
веществ и малой энергией активации), образуя вещество АВ и К:
В + АК → В … АК (активированный комплекс) → АВ + К
Суммируя эти уравнения, получим:
А + В = АВ, то есть в результате реакции катализатор остался без изменения.
Активные комплексы, как правило, представляют собой весьма нестойкие активные
продукты.
Различают гомогенный и гетерогенный катализ. Если реагирующие вещества и катализатор
находятся в одной фазе (газ или раствор), такой катализ называется гомогенным. Если
катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы, такой катализ называется
гетерогенным.
В гетерогенном катализе большую роль играет поверхность катализатора, так как основную
роль в этом случае играют адсорбционные процессы. Поэтому катализатор должен обладать
пористой структурой, быть емким.
Ускорители каталитических процессов называются промоторами или активаторами.
Примером каталитического яда вызывающего обратимое отравление катализатора, служит
кислород и его соединения в процессе синтеза NH3 на железном катализаторе; сера и ее
соединения в этом процессе вызывают необратимое отравление.
Катализатор обладает специфическим действием, то есть для каждой реакции
характерны свои катализаторы:
Al2O3
 C2Н4 (этилен) + Н2О
С2Н5ОН (этиловый спирт) 
H 3 PO4
2С2Н5ОН  C2Н5 – О – С2Н5 (диэтиловый эфир) + Н2О
Большую роль играет катализ в биологических системах. Большинство химических
реакций, протекающих в пищеварительной системе, в крови и в клетках животных и человека
являются каталитическими процессами. Такие катализаторы называются ферментами.
Кроме химических методов стимулирования скорости реакции существуют и физические.
К ним относятся воздействие света, ионизирующие излучение, давление. Воздействие света
(видимого и ультрафиолетовое излучение) на реакции изучает фотохимия. Фотохимическое
воздействие света заключается в том, что молекулы реагирующих веществ, поглощая квант света,
возбуждаются, то есть становятся реакционноспособными или распадаются на ионы и свободные
радикалы.
Н2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г)
Cl2 + hυ (квант света)→ . Cl + . Cl
Радикал – это атом или группа атомов, обладающий хотя бы одним неспаренным
электроном.
Валентноненасыщенный атом – радикал . Cl затем реагирует с молекулой водорода, образуя
молекулу HCl и атом радикал . Cl и т.д.
Такие реакции называются цепными.
Скорость гетерогенных реакций
Гетерогенные реакции протекают на границе раздела двух фаз. Гетерогенные процессы
тесно связаны с переносом вещества.
Чтобы протекал процесс горения серы или угля необходимо:
1. Подвод реагирующего вещества к поверхности.
2. Химическая реакция на поверхности.
3. Отвод продукта реакции от поверхности
При установившемся режиме реакции все три стадии реакции протекают с равными
скоростями. Однако, если скорости этих стадий разные, то скорость процесса будет определяться
наименьшей скоростью одной из стадий процесса. Стадия, определяющая скорость процесса,
называется лимитирующей стадией.
Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие.
Принцип Ле-Шателье – Брауна.
Необратимые реакции протекают практически в одном направлении до тех пор, пока не
израсходуется одно из реагирующих веществ.
Признаки необратимости реакции: выпадение осадка, выделение газа, образование воды,
выделение большого количества энергии.
Обратимые реакции протекают одновременно в обоих противоположных
направлениях.
Если скорости прямой и обратной реакции равны, то наступает динамическое равновесие,
то есть реакции протекают в обоих направлениях, а концентрация всех веществ остается
постоянной:
mA + nB ↔ pC + gD
по закону действующих масс скорость прямой реакции:
ѵ1 = k1 [A]m * [B]n
обратной:
ѵ2 = k2 [C]p * [D]g
k1 и k2 – const, следовательно их отношение будет постоянным:
k
[C ] p * [ D] g
Кр = 1 
k 2 [ A] m * [ B]n
Kp – const химического равновесия зависит от природы реагентов и от температуры, и
не зависит от концентрации.
Состояние равновесия характеризует тот предел, до которого в данных условиях, реакция
протекает самопроизвольно (∆G<0). При наступлении химического равновесия ∆G=0.
Состояние равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При
изменении же этих условий состояние равновесия нарушается, то есть при этом скорости
противоположных процессов изменяются в разной степени. Однако, через некоторое время
система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым, изменившимся
условиям.
Смещение химического равновесия в зависимости от концентрации реагирующих веществ,
температуры и давления в общем виде определяются принципом смещения равновесия ЛеШателье – Брауна: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия,
производить внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, указываемую этим
воздействием, и до тех пор, пока нарастающее в системе противодействие не станет равно
внешнему действию.
Изменение концентрации
При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в правую сторону,
то есть в сторону реакции, понижающей концентрацию исходных веществ.
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
Если понизить концентрацию SO2, то будет идти разложение SO3. Если введем избыток
SO2, то равновесие сместится в сторону образования SO3.
Влияние концентрации можно объяснить и математически через Кр:
[ SO3 ] 2
Kp =
[ SO2 ] 2 * [O2 ]
Влияние температуры
При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции
(поглощение энергии), а при понижении – в сторону экзотермической реакции (выделение
энергии).
→ при понижении температуры
2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + 192,46 кДж/моль
← при повышении температуры
Обратная реакция – эндотермическая. Если будем повышать температуру, то будем
создавать условия для обратной, то есть эндотермической реакции.
Изменение давления
Если хотя бы один из компонентов – газ.
Давление обусловлено числом молекул газообразного вещества, следовательно, чем
больше частиц, тем больше давление. Если имеем замкнутую систему и будем увеличивать
давление, то равновесие смещается в сторону меньшего количества частиц, давление убывает.
→ давление уменьшается
СН4 + СО2 ↔ 2СО + 2Н2, 2V → 4V (←равновесие смещается )
← давление увеличивается
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q
При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших объемов и
наоборот.