Влияние катализатора на скорость реакции.

Одним из способов увеличения скорости реакции является снижение энергетического барьера, то есть уменьшение . Это достигается введением катализаторов. Катализатор – вещество, влияющее на скорость реакции, но к концу реакции остаются химически неизменными. Вещества, ускоряющие химический процесс, называются положительными катализаторами, замедляющие – отрицательными (ингибиторами). На применении катализаторов основано получение большинства продуктов химического производства. Каталитическое действие является основой жизнедеятельности и в природе. Все химические превращения в организмах инициируются особыми катализаторами – ферментами.

Действие катализатора специфично и обусловлено природой катализатора, его физическими свойствами и способом предварительной обработки.

Катализ – изменение скорости химической реакции веществами (катализаторами), которые участвуют в промежуточных стадиях реакции, но не входят в состав конечных продуктов.

В зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или образует самостоятельную фазу, говорят о гомогенном или гетерогенном катализе. Механизм каталитического действия для них не одинаков, однако и в том и в другом случае происходит ускорение реакции за счет снижения E_a (рис. 6 ). Каталитическое действие также зависит от концентрации введенного катализатора.

Активность катализатора в гетерогенном катализе зависит не только от его природы, но и от величины поверхности. В связи с этим катализатор должен обладать либо пористой структурой, либо находиться в высокодисперсном состоянии. Активность катализатора в данном случае обусловлена избыточной поверхностной энергией за счет дефектов кристаллической решетки.

 

Е, кДж Е_а

 

 

 

 

 

Е^/_а

А+Б

С+Д

Координата реакции

 

Рис. 6. Влияние катализатора на энергию активации реакции:

1 – без катализатора ( = 157 кДж/моль); 2 – с катализатором ( = 62 кДж/моль)

 

Общие закономерности каталитических реакций:

- катализатор обладает специфичным, избирательным действием

- катализирует только энергетически возможные реакции (_ΔG< 0)

- ускоряет как прямую, так и обратную реакцию в одинаковое число раз

- не расходуется в реакции, изменяет число и характер элементарных стадий.

Особенности ферментативных реакций:

- особо высокая специфичность действия (только на один изомер, на определенные химические связи), которые зависят от структуры субстрата

- каталитическая активность намного превосходит активность неорганических катализаторов (1 моль неорганического катализатора – Fe²⁺ за 1 сек при температуре 0 ⁰С разлагает 10^-5 моль Н₂О₂, а такое же количество фермента – каталазы при той же температуре за то же время разлагает 10⁵ моль Н₂О₂)

- скорость ферментативного катализа намного выше неорганического

- ферменты катализируют реакции в «мягких» условиях (рН≈7, t=37 ⁰С, р=101,3 кПа)

- уникальное свойство ферментов – регулируемая активность, позволяющая изменять скорость превращений в организме в зависимости от условий

- скорость ферментативной реакции прямо пропорциональна количеству фермента

- действие ферментов зависит от присутствия специфических активаторов и ингибиторов

- локализация ферментов в определенных субклеточных структурах.

Поэтому в биотехнологии практикуется иммобилизация – закрепление фермента на носителях (целлюлоза и ее производные, гель полиакриламида, сефадексы, нейлон, крахмал, коллодий, алюмосиликаты, оксиды металлов и др.)

 

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Различают обратимые и необратимые реакции. Необратимыми реакциями называются такие, после протекания которых, систему и внешнюю среду одновременно нельзя вернуть в прежнее состояние. Они идут в одном направлении до полного расходования одного из реагирующих веществ.

_{прямой р-ии} >> _{обратной р-ии}

Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. одновременно протекают в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции. Если они сравняются, то наступает равновесное состояние.

_{прямой р-ии} = _{обратной р-ии}

Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия .

Для реакции аА + вВ «сС + dD, из ЗДМ следует:

(51)

где и - константы скоростей прямой и обратной реакций, - равновесные концентрации веществ соответственно. В условиях равновесия концентрации всех реагентов связаны друг с другом, и изменение одной из них вызовет изменение других, только соотношение равновесных концентраций останется постоянным при данной температуре.

- константа равновесия – определяется отношением произведений равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. В выражение константы равновесия входят только концентрации газообразных и растворенных веществ. для данной реакции при данной температуре величина постоянная. - зависит от температуры, природы реагирующих веществ и не зависит от концентрации и присутствия катализатора. Катализатор, ускоряя и прямую, и обратную реакцию, способствует скорейшему установлению равновесия, но не оказывает влияния на состояние равновесия.

Константа химического равновесия может быть рассчитана из изотермы Вант-Гоффа при =0, являющейся термодинамическим условием химического равновесия:

(52)

следовательно

Константа равновесия имеет большое теоретическое значение и практическое значение. По ее величине можно судить о полноте протекания реакции. Если > 1, то равновесие смещается в сторону прямой реакции, если < 1 – в сторону обратной. При =1 реакция находится в химическом равновесии. Тем не менее, состояние равновесия процесс динамический, поэтому значения константы равновесия позволяют судить о его сдвиге в ту или иную сторону.