8. Катализ, катализатор (гомогенный, гетерогенный). Основные положения теории каталитических реакций.

Катализ – явление изменения скорости реакции под действием катализаторов.

Катализаторы – вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость.

Каталитические реакции – реакции, протекающие под действием катализаторов.

Гомогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор).

Гетерогенный катализ – катализатор в системе находится в виде самостоятельной фазы.

Положительный катализ – катализаторы ускоряют процесс протекания реакции.

Отрицательный катализ – катализаторы (ингибиторы) замедляют процесс протекания реакции.

Действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции, и молекулы, энергия которых была недостаточна для активных столкновений, теперь оказываются активными. В присутствии катализатора изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, образуются другие переходные состояния с иными энергиями активации, а поэтому изменяется и скорость химической реакции. Катализатор в одно и то же число раз ускоряет и прямую, и обратную реакции.

10. Химическое равновесие, обратимые и необратимые химические реакции.

Химическое равновесие – момент времени, когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми.

Химическое равновесие называется динамически, это означает, что при равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы.

Обратимые химические реакции – протекают не до конца, т. е. ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью (обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях).

Необратимые химические реакции – протекают до конца, т. е. до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

10. Закон действующих масс для обратимого процесса. Константа равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций. Факторы, влияющие на константу равновесия.

Для обратимых химических реакций (_AA_(г) + _BB_(г)  _DD_(г) + _FF_(г)) , которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, скорости реакции запишутся:

Вид реакции	скорость реакции
	прямой ( )	обратной ( )
Гомогенная
Гетерогенная: вещества и твердые или жидкие

Константа равновесия – количественная характеристика или закон действующих масс для обратимых реакций.

Для гомогенной химической реакции она запишется:

, F, D – продукты, A, B – реагенты.

Для гетерогенной химической реакции конденсированные фазы (тв., ж) не учитываются.

Факторы, влияющие на константу равновесия:

1. Природа реагирующих веществ.

2. Температура.

10. Принцип Ле – Шателье. Влияние концентрации веществ, давления и температуры на смещение химического равновесия.

Принцип Ле – Шателье: внешнее воздействие на равновесную систему приводит к смещению равновесия в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию. Таким образом:

1. если в результате воздействия на систему скорость прямой реакции становится больше скорости обратной, то равновесие смещается вправо, при этом концентрации реагентов в системе уменьшаются, а продуктов – увеличиваются.

2. если скорость прямой реакции становится меньше скорости обратной, то равновесие смещается влево, при этом концентрации продуктов уменьшаются, а реагентов – увеличиваются.

Через некоторе время система вновь придет в равновесное состояние, но ему будут соответствовать новые условия и новые равновесные концентрации.

Концентрации:

1. при введении в равновесную смесь (увеличении концентрации) реагентов или выведении из нее (уменьшении концентрации) продуктов выполняется условие , и равновесие сдвигается по направлению прямой реакции, т.е. вправо «→»;

2. при выведении из системы (уменьшении концентрации) реагентов или введении в нее (увеличении концентрации) продуктов выполняется условие , и равновесие сдвигается по направлению обратной реакции, т.е. влево «←».

Давление:

1. при повышении давления система стремится понизить его, и равновесие смещается по направлению реакции, идущей с уменьшением числа молей газообразных веществ;

2. при понижении давления она стремиться повысить его, и равновесие смещается по направлению реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ;

3. давление не влияет на равновесие в системе, если число молей газообразных веществ в ходе реакции не изменяется.

Температура:

Направление смещения равновесия при изменении температуры можно определить, по крайней мере, двумя способами.

I способ. Известен или может быть рассчитан тепловой эффект реакции (ΔH_r):

- при повышении система по принципу Ле-Шателье старается ее понизить, и тогда равновесие сдвигается по направлению реакции, идущей с поглощением тепла, т.е. реакции эндотермической ( );

- при понижении система по принципу Ле-Шателье старается ее повысить, и тогда равновесие сдвигается по направлению реакции, идущей с выделением тепла, т.е. реакции экзотермической ( ).

При прогнозировании смещения равновесия необходимо помнить:

,

что означает: если прямая реакция экзотермическая, то обратная является эндотермической, и наоборот.

II способ. Известны температурные коэффициенты ( ) прямой и обратной реакций. В этом случае определить направление смещения равновесия при изменении температуры можно используя правило Вант-Гоффа:

,

где - скорости реакции при температурах t₁ и t₂, соответственно. Температура может быть выражена и в градусах Цельсия, и Кельвина.  - температурный коэффициент скорости реакции.