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) —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.