Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Катализ.

К гетерогенным химическим реакциям относят процессы коррозии, твердения вяжущих материалов, процессы горения кускового топлива (С + О₂ = СО₂). Реакции в гетерогенных системах осуществляются на поверхности раздела фаз. Cредняя и истинная скорость гетерогенной реакции м.б. представлена соответственно как:

и

или v = K'S·C = к"С_S

где S - суммарная поверхность, приходящаяся на единицу массы твердого вещества (м²/г). Условно механизм протекания гетерогенных реакций можно подразделить на 4 этапа:

1)подвод исходных веществ к границе раздела фаз (т.е. диффузия исходных веществ к зоне реакции), пример: CO2(г)+CaO(к)=CaCO3(к);

2)адсорбция газообразного или жидкого вещества поверхностью твердого вещества на границе раздела фаз;

3)химическое взаимодействие реагирующих веществ;

4)отвод (диффузия) продуктов реакции из зоны взаимодействия. Скорость гетерогенной химической реакции будет определяться самой медленной из составляющих процесс взаимодействия стадий.

При этом возможны 3 случая:

а) если диффузия протекает быстро, а скорость химической реакции мала, то последняя протекает в кинетической области (т.е. в области самой химической реакции, описываемой кинетическим уравнением);

б) если диффузия протекает медленно, а скорость химической реакции велика, то последняя протекает в диффузионной области (т.е. в области подвода реагентов или отвода продуктов реакции, описываемой уравнениями диффузии веществ);

в) если скорости процессов сопоставимы, то говорят, что реакция протекает в кинетическо-диффузионной области.

Катализ. Скорость химических реакций значительно возрастает в присутствии катализатора. Катализаторы – химические вещества, которые ускоряют химические реакции за счет образования активированного комплекса, снижающего энергию активации протекающей реакции, но не испытывающего химического превращения в ее результате. Явление изменения скорости реакции под воздействием катализатора называется катализом. Механизм действия катализатора можно рассмотреть на примере. Гомогенный катализ 2SO2+O2=2SO3, катализатор NO(г). В присутствии катализатора (оксид азота (II)). Механизм реакции изменяется следующим образом:

1) O_2г + 2NO_г = 2NO_2г

2) SO_2г + 2NO_2г = 2SO_3г + 2NO_г

Складывая уравнения (1) и (2) приходим к уравнению:

2SO_2г + O_2г = 2SO_3г

Причиной ускорения катализируемых химических реакций является снижение энергии активации катализатором и, как следствие, возрастание скорости химической реакции. Примером гетерогенного катализа является процесс образования аммиака по реакции N2+3H2стрелки2NH3.

Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа…

Все химические реакции можно разделить на два вида: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до полного исчезновения одного или нескольких реагирующих веществ. Примером необратимой реакции может быть реакция разложения нитрата аммония: NH₄NO₃ =N₂O + 2H₂O.

Реакции, которые при одной и той же температуре в зависимости от соотношения реагентов могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении, называются обратимыми.

Примером обратимой реакции может быть реакция взаимодействия водорода с газообразным иодом: Н_{2 (г)} + I _{2 (г)} < = > 2HI _(г)

В данной обратимой гомогенной химической реакции соотношение скоростей прямой и обратной реакций, согласно закону действующих масс, зависит от соотношения концентраций реагирующих веществ. Скорость прямой реакции выражается уравнением:

,

где - скорость прямой реакции, моль·л^-1·с^-1;

- константа скорости прямой реакции;

и - концентрации водорода и иода, моль·л^-1;

скорость обратной реакции:

где - скорость обратной реакции, моль·л^-1·с^-1;

- константа скорости обратной реакции;

- концентрация иодоводорода, моль·л^-1.

По мере прохождения реакции наступает такой момент времени, когда скорости прямой и обратной реакции окажутся равными. Такое состояние системы называется состоянием химического равновесия, т.е. число образуемых и распадающихся молекул HI в единицу времени и в единицу объема становится одинаковым. Химическое равновесие является динамическим равновесием. При химическом равновесии концентрации всех участников реакции постоянны и не изменяются со временем, хотя одновременно осуществляется прямая и обратная реакции. Константа равновесия. Отношение скоростей прямой и обратной реакции для данной температуры является постоянным и называется константой

равновесия для данной реакции. В выражении константы равновесия записываются концентрации или давления газообразных или жидких веществ, твёрдые вещества в выражение константы не записываются. Пример: N_2(г) + 3H_2(г) < = > 2NH_3(г) К_с=С²_NH3\C²_H2 x C_N2