Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Катализаторы и каталитические системыСодержание книги
Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте
Одним из важнейших способов воздействия на скорость химической реакции является использование катализаторов. Катализатор – это вещество, изменяющее скорость химической реакции и не расходующееся в процессе взаимодействия. Влияние катализатора на скорость химической реакции называют катализом. В зависимости от фазового состояния реагирующих веществ и катализатора различают два вида катализа – гомогенный и гетерогенный. Если реагенты и катализатор находятся в одинаковом агрегатном состоянии, и между ними нет поверхности раздела, то катализ гомогенный. При гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности раздела двух фаз, одна из которых является катализатором. Катализ играет важную роль и в биохимических процессах. В роли катализаторов выступают ферменты – сложные белки. Для количественной оценки воздействия катализатора на химический процесс используют уравнение Аррениуса, которое до введения катализатора имеет вид, после введения катализатора -. Температура величина постоянная. Поделим второе уравнение на первое и прологарифмируем: Существуют вещества, которые, напротив, уменьшают скорость реакции, их называют ингибиторами. Они изменяют путь реакции, переводя исходные вещества в интермедиант (эта реакция имеет небольшую энергию активации Еа2 << Ea1). Энергия активации процесса перехода промежуточного состояния в конечный продукт оказывается чрезвычайно большой (Еa3>>Ea1), и такой процесс становится маловероятным. В результате интермедиант снова распадается с образованием исходных веществ. Примером ингибитора для перекиси водорода может служить фосфорная кислота. Таким образом, подведем итог: Отличительные черты катализаторов: 1. Имеет очень высокую эффективность. Например, одна частица мелкодисперсной платины (платиновая чернь) в одну секунду разлагает 105 молекул Н2О2. 2. По окончании реакции катализатор остается в химически неизменном состоянии и не расходуется, т.е. его участие в реакции не отражается общим стехиометрическим уравнением. Однако физически катализатор изменяется. Например, кристаллический MnO2 в процессе каталитического разложения хлората калия KClO3 превращается в мелкодисперсный порошок. Эти изменения свидетельствуют о том, что в ходе реакции на определенных стадиях катализатор вступает во взаимодействие с реагентами, а по окончании ее вновь выделяется. 3. Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакцию, т.е. не смещает равновесие и не влияет на его константу, а лишь уменьшает время достижения равновесного состояния. 4. Действие катализатора сводится к понижению Еа при образовании промежуточных нестойких соединений, которые в дальнейшем распадаются на продукты реакции с выделением катализатора в химически неизменном виде. Следует отметить одну важную особенность катализаторов. Они не влияют на термодинамику реакций, т.е. не изменяют энтальпию и энергию Гиббса реакции. Если ΔG>0, то в присутствии катализаторов она не станет самопроизвольной. Ферментативный катализ. Энзимы – белковой системы. Каждая реакция характеризуется избирательностью к конкретному процессу. В организме человека ежесуточно распадается около 500 г глюкозы до СО2 и Н2О без ферментов этот процесс занял бы 10 тыс лет. В сутки образуется около 2 г пепсина, который способен расщеплять в течении 2-х часов 100 кг яичного белка. Контрольные вопросы 1. Как изменится скорость реакции 2NO + О2→2NO2, если объем реакционного сосуда увеличить 2 раза: а) уменьшится В 4 раза; б) уменьшится в 8 раз; в) возрастёт в 4 раза; г) возрастет в 8 раз? 2. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении систему катализатора а) уменьшением энергии активаций; б) увеличением средней кинетической энергии молекул; в) возрастанием числа столкновений; г) ростом числа активных молекул? 3. Какие из перечисленных воздействий приведутк изменению константы скорости реакции: а) изменение давления; б) изменение температуры; в) изменение объема реакционного сосуда; г) введение в систему катализатора; д) изменение, концентрации, реагирующих веществ. 4. Какое влияние оказывает перемешивание на скорость протекания гетерогенной химической реакции? Лекция № 7. Условия протекания самопроизвольных процессов. Химическое и фазовое равновесие. Принцип Ле-Шателье Цель: Изучить понятие химическая кинетика. План: 1. Условия протекания самопроизвольных процессов. 2. Химическое и фазовое равновесие. 3. Принцип Ле-Шателье 1. Принципиальная возможность или невозможность самопроизвольного протекания химического процесса определяется знаком изменения термодинамического потенциала. Любой самопроизвольный изобарно-изотермический процесс сопровождается убылью изо-барно-изотермического потенциала. В изолированных системах, где отсутствует обмен массой и энергией с внешней средой, самопроизвольное протекание химических процессов, направленное на установление устойчивого равновесия, происходит с возрастанием энтропии. Для таких систем признаком термодинамического равновесия является максимальная работа реакции. Термодинамика изучает закономерности обмена энергией между системой и внешней средой, возможность, направление и пределы самопроизвольного протекания химических процессов. Химическая термодинамика изучает не только соотношения между химической и другими видами энергии, но исследует возможности и предел самопроизвольного протекания химического процесса в конкретных условиях. Химическая термодинамика необходима для сознательного управления физико-химическими процессами, лежащими в основе химического производства. Химическая термодинамика изучает не только соотношения между химической и другими видами энергии, но исследует возможности и предел самопроизвольного протекания химического Процесса В конкретных условиях. Химическая термодинамика необходима для сознательного управления физико-химическими процессами, лежащими в основе химического производства. Химическая термодинамика изучает превращения различных видов энергии при химических реакциях, процессах растворения, испарения, кристаллизации, адсорбции, а также возможности и предел самопроизвольного протекания химического процесса в конкретных условиях. Для конкретного решения вопроса о реальности или абстрактности той или иной возможности превращения химического вещества в данных конкретных условиях необходимо знать движущие силы реакции и факторы, противодействующие ее протеканию. В общей форме выяснением возможностей, направления и пределов самопроизвольного протекания химических процессов занимается химическая термодинамика. Важной задачей химии является изучение процессов превращения веществ - химических реакций. В данной главе будут рассмотрены энергетические эффекты и направление химических реакций, возможность или невозможность самопроизвольного протекания химических процессов. Применение термодинамики к химическим процессам составляет предмет химической термодинамики. Химическая термодинамика изучает не только соотношение между химической и другими видами энергии, но и другие вопросы; она исследует возможности направления и предел самопроизвольного протекания химического процесса в данных условиях и устанавливает условия равновесия химических реакций. Все эти и другие вопросы химическая термодинамика рассматривает не только при изучении различных химических реакций, но и при изучении гальванического элемента, процессов электролиза и других, протекающих в растительных и животных организмах. Применение термодинамики к химическим процессам составляет предмет химической термодинамики. Химическая термодинамика изучает соотношения между изменениями различных видов энергии химических процессов и другие связанные с этими изменениями вопросы; она исследует возможности, направление, предел самопроизвольного протекания химического процесса в данных условиях и условия равновесия химических реакций. Изменение состава в результате химических процессов всегда связано с изменениями термодинамических характеристик макроскопических систем. Установление этих связей на основе принципов термодинамики и составляет главную задачу термодинамики химических реакций. Полученные в результате соотношения позволяют дать ответы на важнейшие вопросы о равновесии и направлении самопроизвольного протекания химических процессов. 2. Химическое равновесие. одновременное существование термодинамически равновесных фаз в многофазной системе. Простейшие примеры – равновесие жидкости со своим насыщенным паром, равновесие воды и льда при температуре плавления, расслоение смеси воды с триэтиламином на два несмешивающихся слоя (две фазы), отличающихся концентрациями. В равновесии могут находиться (в отсутствии внешнего магнитного поля) две фазы ферромагнетика с одинаковой осью намагничивания, но различным направлением намагниченности; нормальная и сверхпроводящая фазы металла во внешнем магнитном поле и т.д. При переходе в условиях равновесия частицы из одной фазы в другую энергия системы не меняется. Другими словами, при равновесии химические потенциалыкаждой компоненты в различных фазах одинаковы. Отсюда следует правило фаз Гиббса: в веществе, состоящем из k компонент, одновременно могут существовать не более чем k + 2 равновесные фазы. Например, в однокомпонентном веществе число одновременно существующих фаз не превосходит трёх.Число термодинамических степеней свободы, т. е. переменных (физических параметров), которые можно изменять, не нарушая условий Ф. р., равноk + 2 – φ, где φ – число фаз, находящихся в равновесии. Например, в двухкомпонентной системе три фазы могут находиться в равновесии при разных температурах, но давление и концентрации компонент полностью определяются температурой. Изменение температуры фазового перехода (кипения, плавления и др.) при бесконечно малом изменении давления определяется Клапейрона – Клаузиуса уравнением. Графики, изображающие зависимость одних термодинамических переменных от других в условиях Ф. р., называются линиями (поверхностями) равновесия, а их совокупность – диаграммами состояния. Линия Ф. р. может либо пересечься с другой линией равновесия (тройная точка), либо кончиться критической точкой. В твёрдых телах из-за медленности процессов диффузии, приводящих к термодинамическому равновесию, возникают неравновесные фазы, которые могут существовать наряду с равновесными. В этом случае правило фаз может не выполняться. Правило фаз не выполняется также и в том случае, когда на кривой равновесия фазы не отличаются друг от друга. Принцип ЛеШателье Условия для этого выбирают на основе принципа, сформулированного известным французским учёным. Этот принцип, названный в честь французского химика Анри Луи ЛеШателье, можно сформулировать следующим образом: если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то равновесие смещается в том направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия. Влияние концентрации. Если увеличить концентрацию исходных веществ, то система будет стремиться быстрее их израсходовать, то есть сместится в сторону образования продуктов. И, наоборот, если в системе увеличить концентрацию продуктов, то система сместится в сторону исходных веществ. Влияние давления. Изменение давления наиболее существенно в случае реакций, протекающих с изменением числа моль газообразных веществ. При увеличении общего давления равновесие смещается таким образом, что общее давление снижается, то есть, смещается в направлении той реакции, которая протекает с уменьшением числа моль газообразных веществ. Рассмотрим применение принципа ЛеШателье на примере реакции образования аммиака. N2(gas) + ЗН2(gas) = 2NН3(gas) Если: а) уменьшить концентрации исходных веществ N2 и Н2 б) увеличить давление равновесной смеси (сжать), то: а) Уменьшение концентрации исходных веществ N2 и Н2 приведет к смещению равновесия справа налево, в результате концентрации N2 и Н2 вновь увеличатся за счет разложения аммиака. б) Увеличение давления системы приведет к смещению равновесия слева направо, то есть в направлении реакции синтеза аммиака, при этом число моль газообразных веществ уменьшится (из 4-х моль исходных веществ образуется 2 моль продуктов), а соответственно уменьшится и общее давление системы. Повышение температуры будет способствовать протеканию эндотермической реакции, идущей с поглощением тепла; понижение температуры будет способствовать протеканию экзотермической реакции, идущей с выделением тепла (DH< 0). Например, уменьшение температуры сместит равновесие реакции N2+О2=2NO (ΔН0=-180 кДж/моль) справа налево, то есть в направлении экзотермической реакции, идущей с выделением тепла. Температура системы в результате повысится. Влияние катализатора. Катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакцию, и поэтому не смещают химическое равновесие. Они способствуют более быстрому достижению равновесного состояния.
Контрольные вопросы 1. В каком направлении сместятся равновесия а) при понижении температуры? б) при повышении давления? 2. Как повлияет на равновесие следующих реакций
а) повышение давления; б) повышение температуры? 3. Указать, какими изменениями концентраций реагирующих веществ можно сместить вправо равновесие реакции 4. В каком направлении сместится равновесие реакцииесли давление увеличить в 2 раза и одновременно повысить температуруна 10 градусов? Температурные коэффициенты скорости: прямой и обратной реакций равны соответственно 2 и 3. 5. Увеличение скорости реакции с повышением температуры, вызывается главным образом: а) увеличением средней кинетической энергии молекул; б) возрастанием числа активных молекул; в) ростом числа столкновений?
Лекция №8
|
||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-12-10; просмотров: 2091; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.141.28.116 (0.009 с.) |