Наличие или отсутствие катализатора.

25. Катализаторы. Катализ. Виды катализа (гомогенный и гетерогенный). Ферментативный катализ, его особенности.

Катализаторы изменяют скорость реакции, но сами в ходе процесса не расходуются. Реакции, идущие с участием катализаторов, называются каталитическими или катализом. Катализ может быть положительным и отрицательным. положительные катализаторы ускоряют реакцию. Отрицательные катализаторы – ингибиторы – затрудняют протекание реакции.

Различают катализ:

1. гомогенный – реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему (жидкую или газовую);

2. гетерогенный – реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз.

Автокатализ – процесс каталитического ускорения химической реакции одним из её продуктов.

Ферментативный катализ – процесс, идущий с участием биологических катализаторов-ферментов. При их участии протекают сложные химические процессы в растительных и животных организмах. Это соединения белковой природы, образующие с соответствующими органическими реагентами-субстратами промежуточные соединения (активные комплексы), распадающиеся с выделением нативного белка и продуктов реакции. Образование активного комплекса – чрезвычайно специфическая реакция для данного фермента, поскольку из группы возможных субстратов он образует активный комплекс только со строго определенными соединениями. Именно этим и высокими скоростями ферментативных реакций определяется их значение для организма.

Особенности ферментативного катализа :

1) большая скорость;

2) избирательность;

3) протекание в узком интервале температур и концентрации ионов водорода.__

Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние давления, температуры, концентрации веществ на сдвиг химического равновесия.

Реакции бывают:

1) необратимые – которые протекают только в одном направлении и идут до конца;

2) обратимые – протекают в противоположных направлениях и не идут до конца. Таких реакций больше.

Любая обратимая реакция стремится к химическому равновесию – такому состоянию системы реагирующих веществ, прикотором скорости противоположных реакций равны.

Константа равновесия химической реакции равна произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степени их стехиометрических коэффициентов.

Принцип Ле - Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то равновесие сместится в сторону той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

Изменение концентраций: при увеличении концентрации хотя бы одного из реагентов равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, а при добавлении продуктов – в сторону реагентов.

Изменение  давления вызывает смещение равновесия только в реакциях с участием газообразных веществ и притом лишь в таких, где суммы стехиометрических коэффициентов в левой и правой частях уравнения реакции не равны. При увеличении давления равновесие смещается в сторону реакции, приводящей к образованию меньшего числа газообразных молекул, при уменьшении давления – в сторону реакции, приводящей к образованию большего числа газообразных молекул.

Изменение температуры: повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, понижение – в сторону экзотермической.

Электролитическая диссоциация. Теория электролитической диссоциации. Кислоты, основания, соли и амфотерные гидроксиды с точки зрения теории электро-литической диссоциации. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Основные положения теории электролитической диссоциации (шведский ученый С.Аррениус, 1884 г.):

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют на положительные и отрицательные ионы.

2. Под действием электрического тока положительные ионы движутся к катоду (это катионы), отрицательно заряженные ионы – к аноду (анионы).

3. Процесс диссоциации обратим.

С точки зрения теории электролитической диссоциации:

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода. HCl ® H⁺ + Cl^- ; HNO₃ ® H⁺ + NO₃^- ; H₂SO₄ ® H⁺ + HSO₄^-- ; HSO₄^- ® H⁺ + SO₄^2- ; H₃PO₄ ® H⁺ + H₂PO₄^- ; H₂PO₄^- ® H⁺ + HPO₄^2- ; HPO₄^2- ® H⁺ + PO₄^3-.

Основания – электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве анионов только гидроксид-ионы. OH^-: NaOH ® Na⁺ + OH^- ; Ca(OH)₂ ® CaOH⁺ + OH^- ; CaOH⁺ ® Ca²⁺ + OH

Соли – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков. Средние, двойные, смешанные соли диссоциируют без ступеней, кислые, основные и комплексные – ступенчато. Na₂SO₄ ® 2 Na⁺ + SO₄^2- ; Ca₃(PO)₄ ® 3 Ca²⁺ + 2 PO₄^3- .

Диссоциация оснований. Согласно теории электролитической диссоциации, основания – это электролиты, которые при диссоциации образуют только один вид анионов – гидроксид-ионы OH^-: NaOH ® Na⁺ + OH^- ; Ca(OH)₂ ® CaOH⁺ + OH^- ; CaOH⁺ ® Ca²⁺ + OH^- .

Растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации – отношением числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул: α = Nдисс/Nобщ. Она выражается в долях единицы и процентах.

По степени диссоциации электролиты условно делятся на:

1) сильные (α > 30%)

2) средние (3% < α < 30%)

3) слабые (α < 3%).

Для растворов сильных электролитов вместо истинной концентрации используют активность – величину равную активно проявляющейся концентрации ионов: a = f·c, где f – коэффициент активности; зависит от состава и концентрации раствора, от заряда и

природы иона и др. Его величина существенно меньше единицы в концентрированных растворах или близка к единице, когда растворы разбавленные.

Малорастворимые вещества характеризуются величиной произведение раст оримости (константа растворимости).

Представляет собой произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита. Постоянная величина при данной температуре.

AgCl ↔ Ag+ + Cl-

осадок   раствор

ПР = KS = [Ag+][Cl-].

Способность слабого электролита диссоциировать на ионы характеризует константа диссоциации:

HNO2 ↔ H+ + NO2

-

K = [H+][NO2 -]/[HNO2].