Катализ и катализаторы. Гомогенные и гетерогенные катализаторы. Влияние катализаторов на величину энергии активации и константу скорости реакции

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.

Катализа́тор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции.

Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный — образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества . Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды.

существуют катализаторы окисления-восстановления; для них характерно присутствие переходного металла или его соединения. В этом случае катализ осуществляется путём изменения степени окисления переходного металла.

Много реакций осуществлено при помощи катализаторов, которые действуют через координацию реагентов у атома или иона переходного металла (Ti, Rh, Ni). Такой катализ называется координационным. Если катализатор обладает хиральными свойствами, то из оптически неактивного субстрата получается оптически активный продукт. Хиральность (молекулярная хиральность) — в химии свойство молекулы быть несовместимой со своим зеркальным отражением любой комбинацией вращений и перемещений в трёхмерном пространстве. В

биохимических реакциях роль катализаторов играют ферменты. Катализаторы следует отличать от инициаторов. Например, перекиси распадаются на свободные радикалы, которые могут инициировать радикальные цепные реакции. Инициаторы расходуются в процессе реакции, поэтому их нельзя считать катализаторами.

Понятие о механизме химических реакций. Простые и сложные реакции, применение закона действия масс к простым и сложным реакциям. Кинетический порядок и молекулярность реакций. Цепные реакции: зарождение, развитие, и обрыв цепи (на примере)

Механизм реакции - детальное ее описание с учетом всех промежуточных стадий и промежуточных веществ, природы взаимодействия реагирующих частиц, характера разрыва связей, изменения энергии химической системы на всем пути ее перехода из исходного в конечное состояние.

Реакции, протекающие в одну стадию, называют простыми (элементарными) реакциями, а реакции, включающие несколько стадий - сложными.

Действующих масс закон для равновесия, справедливы и в случае сложной реакции.

Порядок реакции – это сумма показателей степеней концентраций отдельных реагентов в выражении закона действующих масс. Различают реакции первого, второго, третьего и другого порядков. Скорость реакции первого порядка определяется следующим выражением: V = K[A] = KCA. ; Для реакции второго порядка возможны два варианта выражения для скорости реакции: V = K[A]2 = KCA2 при участии в реакции одного компонента. V = K[A][B] = KCACB при участии двух компонентов. ; Скорости реакций третьего порядка могут быть описаны следующими уравнениями: V = KCA3;

V = KCA2CB; V = KCACBCC

Молекулярность реакции также достаточно сложно определить по её уравнению. Чтобы указать молекулярность реакции, необходимо иметь сведения о механизме реакции. Даже реакции, уравнения которых имеют подобный вид, часто не совпадают по молекулярности.

Цепные реакции — химические и ядерные реакции, в которых появление активной частицы (свободного радикала или атома в химических, нейтрона в ядерных процессах) вызывает большое число (цепь) последовательных превращений неактивных молекул или ядер.

Зарождение цепи – это стадия цепной реакции, в результате которой возникают радикалы из валентнонасыщенных молекул

Продолжение цепи – стадия цепной реакции, протекающая с сохранением общего числа свободных радикалов.

Разветвление цепи – это стадия, в которой единичная реакция одного свободного радикала приводит к образованию нескольких свободных радикалов (число свободных связей увеличивается).

Обрыв цепи – стадия реакции, в результате которой исчезают свободные радикалы.

Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции.Константа химического равновесия. Факторы, определяющие величину константы.Катализ и химическое равновесие. Сдвиг химического равновесия, принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причем скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой.

Принцип Ле Шателье— если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать изменение.

Процесс наз. обратимым, если он допускает возвращение рассматриваемой системы из конечного состояния в исходное через ту же последовательность промежут. состояний, что и в прямом процессе, но проходимую в обратном порядке. При этом в исходное состояние возвращается не только система, но и среда. Обратимый процесс возможен, если и в системе, и в окружающей среде он протекает равновесно.

Необратимые процессы могут протекать самопроизвольно только в одном направлении; таковы диффузия, теплопроводность, вязкое течение и др.

ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ КОНСТАНТА - величина, выражающая соотношение между концентрациями компонентов системы в состоянии химического равновесия.

Чем больше величина константы равновесия, тем выше концентрация продуктов реакции в момент равновесия, т.е. тем полнее протекает реакция. Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ, но не зависит от присутствия катализатора, так как он в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции.

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.

Принцип Ле Шателье — если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать изменение.