Файл: Неорг.химия.doc

13. Кинетика - это раздел химии, изучающий скорость, механизм химических реакций и влияние на них различных факторов.

В зависимости от того, в одной или нескольких фазах находятся компоненты реакции, различают кинетику гомогенных и гетерогенных реакций. По механизму реакции делятся на простые и сложные, поэтому выделяют кинетику простых и сложных реакций.

Основным понятием кинетики реакции является скорость химической реакции. Определение скорости химических реакций имеет биологическое и народно-хозяйственное значение.

Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего за единицу времени в единице объема (в случае гомогенных реакций, когда реагирующие вещества находятся в одной фазе) или на единице поверхности раздела фаз (в случае гетерогенных реакций, когда реагирующие вещества находятся в различных фазах).

Закон действия масс можно сформулировать так: скорость взаимодействия двух химических реагентов прямо пропорциональна их концентрациям в реакционной системе, а достижимое состояние химического равновесия зависит от скоростей прямой и обратной реакций (см. Обратимые реакции). Значит, в простом процессе A + B = C + D прямая реакция, согласно этому закону, будет идти со скоростью v₁ = K₁ • [A] • [B], а обратная — со скоростью v₂ = K₂ • [C] • [D]. Равновесие в системе установится тогда, когда v₁ = v₂, и величину константы равновесия K_р можно в наиболее общем виде выразить отношением:

В этой формуле K_р — константа равновесия, K_р = K₁/K₂, а K₁ и K₂ — константы скоростей прямой и обратной реакций. Константами их называют условно: постоянное значение они сохраняют только для данной реакции и при постоянных условиях ее проведения. Они не зависят от концентрации реагентов, но изменяются с изменением температуры. Химические свойства реагентов, температура, наличие катализатора и т. д. могут сильно влиять на величины K₁, K₂ и K_р, а значит, на скорость химической реакции и положение равновесия в системе. Например, при химическом синтезе аммиака по уравнению:

Порядок реакции по данному веществу, показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции. Согласно действующих масс закону. скорость у простой (одностадийной) реакции между веществами А и В типаn_АА + n_BB : продукты равна:

где u_А-скорость расходования реагента А, С_А и С_в-концентрации реагентов А и В, k - константа скорости реакции, n_А и n_в - порядок реакции по реагентам А и В соотв., п = n_А + n_в - общий порядок реакции (n_А и n_в - частные порядки реакции). Для гомогенной реакции порядок реакции по данному веществу представляет собой стехиометрический коэффициент этого вещества в уравнении реакции. Напр., в реакции 2NO + С1₂ : 2NOCl порядок реакции по NO равен 2, порядок реакции по Сl₂ равен 1, а общий порядок реакции равен 3. Для простых реакций порядок реакции всегда целое число (1, 2 или 3).

14. Ката́лиз (греч. κατάλυσις восходит к καταλύειν — разрушение) — 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.^[1]

Термин «катализ» был введён в 1835 году шведским учёным Йёнсом Якобом Берцелиусом.

Явление катализа распространено в природе (большинство процессов, происходящих в живых организмах, являются каталитическими) и широко используется в технике (в нефтепереработке и нефтехимии, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты и др.). Большая часть всех промышленных реакций — каталитические.

Случай, когда катализатором является один из продуктов реакции или ее исходных веществ, называют автокатализом.

При гетерогенном катализе катализатор нередко – твердое вещество, а реагенты либо являются жидкостями, либо в жидкости растворены, либо являются газами. При этом реагенты адсорбируются на активных центрах катализатора (не путайте адсобрцию и абсорбцию. Первая означает своеобразное «приклеивание» к поверхности, вторая –когда одно вещество проникает в структуру другого). При этом между молекулами реагента и катализатора происходит химическое взаимодействие. Оно может включать как химическую реакцию на поверхности, так и ослабление связей внутри молекул реагента. Затем происходит реакция, при которой нередко молекулы оставшегося вещества ударяют молекулы первого реагента. Результат реакции десорбируется, «отклеивается» от активных центров. Как уже было сказано ранее, катализатор в реакции не расходуется. Изменяется только количество реагентов и продуктов. Катализ гомогенный и гетерогенный катализ широко используются в промышленности. Приведем пример второго, так как теоретически мы его уже рассмотрели. Как известно, маргарин – насыщенный жир. Он по консистенции твердый. А растительные жиры, из которого его производят, в основном, жидкие. Как добиваются твердости? С помощью гидрогенизации, то есть двойные связи атомов углерода становятся одинарными за счет присоединения атомов водорода. А в качестве катализатора выступает металл никель в твердом состоянии. Жиры, которые получаются при этой реакции, называются гидрогенизированными. Конечно, как и все насыщенные жиры, они не очень полезны, но демонизировать их тоже не стоит.

Ферментативный катализ

        биокатализ, ускорение химических реакций под влиянием ферментов (См. Ферменты). В основежизнедеятельности лежат многочисленные химические реакции расщепления питательных веществ, синтезанеобходимых организму химических соединений и трансформации их энергии в энергию физиологическихпроцессов (работа мышц, почек, нервная деятельность и т.п.). Все эти реакции не могли бы происходить снеобходимой для живых организмов скоростью, если бы в ходе эволюции не возникли механизмы ихускорения с помощью Ф. к.

         Одно время считалось, что Ф. к. принципиально отличается от небиологического Катализа, широкоиспользуемого в химическом производстве. Такое представление основывалось на трёх отличительныхособенностях Ф. к.: исключительно высокой эффективности (увеличение скорости реакции в 10¹⁰–10¹³ раз) испецифичности, т. е. избирательности (способности каждого фермента катализировать превращение строгоопределённых биологических субстратов, иногда лишь единственного вещества, в единственномнаправлении), не достижимых в небиологическом катализе. Особенностью Ф. к. является также егорегулируемость – способность биокатализатора – фермента – увеличивать или уменьшать свою активность взависимости от потребностей организма. Однако исследование механизма Ф. к. показывает, что к немуприменимы законы и принципы, на которых основаны обычные химические реакции. Отличие реакций Ф. к.определяется сложностью структуры ферментов и химических превращений, которые совершают вещества входе катализа.

15.

Скорость химической реакции зависит от многих факторов: t, природа веществ, катализаторы, давление и т.д. Но также зависит от концентрации веществ, которые реагируют.

Эта зависимость получила название закона действия масс, сформулированного Гульдбергом и Вааге:

Скорость химической реакции v прямо пропорциональная действующим массам, то есть концентрациям веществ, которые реагируют.

Скорость реакции не остается постоянной, а изменяется на протяжении времени по мере взаимодействия исходных веществ.

Рассмотрим обратимую реакцию

А + В ↔ С + D

Скорость прямой реакции v₁ при постоянных t и Р прямо пропорциональная [A] и [B]:

v₁ = k₁[A][B];

где k₁ - const v прямой реакции, зависит от природы веществ, t и P.

Соответственно

v₂ = k₂[C][D];

k₂ - const v обратной реакции.

По мере взаимодействия А и В их концентрации уменьшаются, ведь уменьшается v₁; наоборот [C] и [D] - увеличиваются, ведь v₂ растет.

В конце концов наступает такой момент, когда v₁ = v₂. При постоянном равновесии скоростей наступает химическое равновесие - физическое содержание понятия равновесия. Другими словами, в единицу времени образуется столько продуктов C и D, сколько в это же время распадается с образованием А и В.

Химическое равновесие есть динамической процесс - реакция не прекращается, а продолжает идти с одинаковой скоростью в прямом и обратном направлении . В момент химического равновесия :

k₁[A][B] = k₂[C][D];

k₁/k₂ = K

Таким образом

Отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции есть величина постоянная и называется константой равновесия для данной реакции, при t = const.

Другими словами в состоянии равновесия отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ представляет собой константу равновесия данной реакции - есть величина постоянная - закон действия масс.

Всякое нарушение равновесия (при t и Р = const) путем изменения концентрации любого реагента немедленно приводит к новому состоянию равновесия.

Зная константы равновесия можно теоретически предсказать направление разнообразных химических реакций, которые стремятся к определенному состоянию равновесия.

Так, в нашем примере A + B ↔ C + D,

если К = 10^-3, то соответственно закону действия масс, произведение равновесных концентраций продуктов в 1000 раз меньше, чем произведение концентраций исходных веществ. Равновесие сдвинуто влево, то есть указанная реакция протекает в основном в обратном направлении.

Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.