Химическая реакция

Как видно из рисунка

разность энергии конечного состояния системы (Hкон) и начального (Hнач) равна тепловому эффекту реакции:

∆H = Hкон - Hнач.

Скорость  реакции непосредственно  зависит от  значения  энергии активации: если  оно мало,  то за  определенное  время протекания  реак­ции энергетический барьер преодолеет  большое число  частиц и  скорость реакции будет высокой, но если энергия активации велика, то реакция идет медленно.

При  взаимодействии ионов  энергия активации  очень мала  и ионные реакции протекают с очень большой скоростью (практически мгновенно).

Катализ

Явление ускорения химических реакций благодаря присутствию некоторых веществ носит название катализ.

Увеличить  скорость  реакции  можно  с  помощью  катализаторов.  Применять   катализаторы   выгоднее,  чем  повышать  температуру, тем более, что ее повышение

далеко не всегда возможно.

Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химических реакций.

Одни катализаторы сильно ускоряют реакцию - положи­тельный катализ, или просто катализ, другие – замедляют отрицательный катализ. Примерами положительного катализа могут служить полученные серной кислотой, окисление аммиака в азотную   кислоту   с   помощью   платинового катализатора и др.   Примерами   отрицательного

 катализа     являются    замедление   взаимодействия     раствора   сульфита   натрия   с кислородом воздуха в присутствии этилового спирта или уменьшение скорости разложения пероксида водорода в присутствии небольших количеств серной кислоты (0,0001 мас.частей) и др.        

Отрицательный катализ (замедление химической реакции) называют ингибированием, а    отрицательные   катализаторы,  снижающие  скорость   реакции  -   ингибиторами

(механизм действия последних отличен от действия катализаторов)

Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называют каталитическими.

Каталитическое    воздействие   может   быть   оказано  на   большинство химических

реакций.  Число  катализаторов   очень   велико,   а   их   каталитическая  активность

 весьма  различна.  Она  определяется  изменением скорости  реакции,  вызываемым 

катализатором.  Сам катализатор  в  реакциях  не  расходуется и в конечные продукты

не входит. Различают  два  вида  катализа  - гомогенный  (однородный)                          и гетеро­генный (неоднородный) катализ.

При  гомогенном катализе  реагирующие  вещества  и катализатор образуют однофазную систему – газовую или  жидкую,  между  катализатором  и реагирующими

веществами отсутствует поверхность  раздела.  Например, каталитическое разложение

пероксида  водо­рода  в  присутствии  раствора  солей (жидкая фаза).  Для  гомогенного катализа  установлено,  что  скорость  химической  реакции  пропорциональна концентрации катализатора.

При   гетерогенном   катализе  реагирующие  вещества и  катализатор  образуют

систему   из   разных   фаз.   В  этом  случае  между катализатором и  реагирующими 

веществами  существует  поверхность раздела.  Обычно  катализатор -твердое вещество, а  реагирующие вещества -  газы или жидкости.  Примерами  могут 

служить окисление аммиака (газообразная фаза) в присутствии платины (твердая фаза)

или  разложение  пероксида  водорода  (жидкая фаза)  в  присутствии угля или оксида

марганца (IV) (твердая фаза). Все  реакции  при  гетерогенном  катализе  протекают на поверхности катализатора. Поэтому активность  твердого катализатора  зависит   и   от

 свойств его поверхно­сти (размера, химического состава, строения и состояния).

Действие положительных катализаторов  сводится  к уменьшению энергии  активации

 реакции, другими словами, - к снижению высоты энергетического барьера. При этом

образуется  активированный  комплекс  с  более  низким  уровнем  энергии и скорость

 реакции  сильно  возрастает.  Механизм  действия  катализаторов  обычно  объясняют 

образованием   промежуточных соединений  с одним  из  реагирующих веществ.  Так, 

если медленно протекающую реакцию А+В =АВ вести в присутствии катализатора  К,

то катализатор  вступает  в  химическое взаимодействие с одним из исходных веществ,  образуя непроч­ное промежуточное соединение:

А + К = АК

Реакция  протекает  быстро,  так  как  энергия  активации  этого  процесса мала. Затем 

промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным веществом, при

 этом катализатор высвобождается:

АК + В = АВ + К

Энергия   активации   этого   процесса   также   мала,  а   потому   реакция протекает с

 Достаточной скоростью.  Если  теперь  оба  процесса,  протекающие  одновременно,  суммировать, то получим окончательное уравнение быстро протекающей реакции:

А + В = АВ

Приведем конкретный пример - окисление SО2 в SО3 с участием катализатора NO:

SO2 + ½O2  = SO3

A + B = AB

Эта   реакция   протекает   медленно.   Но  при   введении   катализатора   образуется

 промежуточное соединение:  

NO + ½ O2 = NO2

K + B = KB

и далее

SO2 + NO2 = SO3 + NO

А + КВ = АВ + К

Поверхность  катализатора  неоднородна. На  ней  имеются  так  назы­ваемые активные центры,  на  которых  главным  образом  и  протекают каталитические  реакции. Реагирующие  вещества  адсорбируются  на этих  центрах,  в  результате  чего увеличивается концентрация их  на поверхности катализатора. А это отчасти приводит

 к ускорению реак­ции.

Но главной причиной возрастания скорости реакции является сильное повышение химической    активности   адсорбированных    молекул.   Под  действием катализатора  

у  адсорбированных  молекул  ослабляются связи   между  атомами и  они становятся

более   реакционноспособными.  И   в   этом   случае   реакция  ускоряется  благодаря

снижению энергии   активации   (в   том   числе  за  счет   образования  поверхностных

промежу­точных соединений).

Заключение
 

Итак, в ходе этой работы мы определили, что скорость гомогенной реакции – это изменение молярной концентрации одного из участвующих в реакции веществ в единицу времени, а гетерогенной – это изменение количества вещества в единицу времени на единицу поверхности, и экспериментально рассказали, что на скорость реакции влияют следующие факторы: катализаторы, температура, концентрация, поверхность соприкосновения реагирующих веществ для гетерогенной реакции, природа реагирующих веществ.

Список используемой литературы

1. Аликберова Л. Занимательная химия: Книга для учащихся, учителей и родителей. – М.: АСТ-ПРЕСС, 1999. 

2. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень: учеб, для общеобразоват. учреждений. – М.: Дрофа, 2007.

3. Чернышов В.Н., Егоров А.С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. – Ростов-на-Дону: «Феникс», 1996. – с. 136–144

3