17)Энергия активации (активированный комплекс, энергетические диаграммы экзо- и эндотермических реакций, влияние катализаторов, уравнение Аррениуса). Катализ

Энергия активации — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе чтобы произошла реакция.

Три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:

• Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция.

• Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации). В процессе химической реакции взаимодействующие молекулы должны пройти через промежуточное состояние, которое может обладать большей энергией. То есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер; если этого не произойдёт, реакция не начнётся.

• Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.

Экзотермическая реакция-сопровождается выделением теплоты(+Q), эндотермическая - сопровождается поглощением теплоты (-Q).Для протекания эндотермических реакций требуется подвод энергии извне.Pазность энергий конечного состояния системы (Hкон) и начального (Hнач) равна тепловому эффекту реакции:∆H = Hкон – Hнач

Уравне́ние Арре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции   от температуры  .

Здесь   характеризует частоту столкновений реагирующих молекул,   — универсальная газовая постоянная.

Ката́лиз — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.

Гомогенный катализ

Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H₂О₂ + I → H₂О + IO H₂О₂ + IO → H₂О + О₂ + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

18 Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие; константа равновесия, влияние температуры на константу равновесия. Принцип Ле-Шателье. Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании: 2KClO ₃ = 2KCl + 3O ₂ ↑ Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. Примером такой реакции может служить синтез аммиака из водорода и азота:

  , ∆H = -46,2 кДж / моль

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми. Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых: 1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа 2) образуется мало диссоциированное соединение, напри­мер вода: 3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. А₂ + В₂ ⇄ 2AB Принцип Ле-Шателье —если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия. Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры. Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

в системах с газовой фазой — уравнением изохоры Вант-Гоффа