Катализ гомогенный и гетерогенный, его механизмы

Катализ -явление изменения скорости процесса в присутствии катализаторов. Катализаторы -вещества, изменяющие скорость хим реакции за счёт участия в элементарных актах реакции и восстанавливающие свой химический состав после акта химической реакции.

Катализаторы увеличивают скорость реакции (они называются активаторами или положительными катализаторами) или замедляет реакцию (они называются ингибиторами или отрицательными катализаторами).

Гомогенный:

В присутствии катализатора образуется активированные комплексы, энергия активации которых меньше, чем энергия активации активированных комплексов, образующихся без катализатора.

A+B—AB*—C

A+B+K=ABK*—C

Гетерогенный:

Стадии:

1. Диффузии исходных веществ к поверхности катализатора

2. Адсорбция исходных веществ на поверхности катализатора с образованием

промежуточного соединения A+B+K=ABK

3. Активация адсорбированного соединения (необходимая для этого энергия и

есть энергия активации) ABK—ABK*

4. Распад активированного комплекса с образованием продуктов реакции

ABK*—CK

5. Десорбция продуктов реакции с поверхности катализатора CK—C+ K

6. Диффузия продуктов реакции от поверхности катализатора в объем.

Растворы

· Раствор — однородная (гомогенная) система, в состав которой входят молекулы (атомы, ионы) двух или более типов, причём доля частиц каждого типа может непрерывно меняться в определённых пределах. От механической смеси раствор отличается однородностью, от химического соединения — непостоянством состава.

Дисперсная фаза – растворяемое вещество, дисперсная среда – растворитель.

Жидкие растворы:

1. Тв. в-ва в жидкости

2. Газообразные в-ва в жидкости

3.  Жидкости в жидкостях

 

Классификация:

1. Агрегатное состояние

2. Размер частиц

3. Концентрация

4. (Не)электролиты

5. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные

6. Реальные, идеальные – их обр. не сопровождается изменением V и тепловым эф. Т.к между растворителем и р-ым в-вом не происходит взаимодействия.

· Растворы электролитов.

Электролиты – в-ва, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы при растворении или плавлении.

 

Степень диссоциации – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул.

 

Слабые электролиты диссоциируют не полностью. В их р-рах устанавливается

равновесие между недиссоциированными молекулами и продуктами их диссоциации - ионами{\displaystyle {\mbox{KA}}\rightleftarrows {\mbox{K}}^{+}+{\mbox{A}}^{-}} рр

 

Слабыми электролитами являются:

- почти все органические кислоты и вода;

- некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂SO₃ и др.;

- некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)₃, Zn(OH)₂ и др.

· Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.)

· Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:

{\displaystyle I_{c}={\begin{matrix}{\frac {1}{2}}\end{matrix}}\sum _{{\rm {i}}=1}^{n}c_{\rm {i}}z_{\rm {i}}^{2}}

где c _i — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), z _i - заряды ионов

Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора.

 

· Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учётом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.

Активность отличается от общей концентрации на некоторую величину. Отношение активности ({\displaystyle a}а) к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности:

Равновесные концентрации [A]=[B]=αC

Закон разбавления Оствальда:

     

 

· Смещение ионного равновесия

Принцип Ле-Шателье:

-если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают внешнее воздействие, то есть изменяется концентрация, давление, температура, то равновесие смещается в сторону, противоположную этому воздействию.

 

- при повышении концентрации исходных в-в равновесие смещается в сторону продуктов реакции. При повышении конц. продуктов реакции равновесие смещается в сторону исходных в-в.

- при понижении t исходных в-в равновесие смещается в сторону продуктов. При понижении t продуктов реакции равновесии смещается в сторону исходных в-в (это для ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИХ реакций, для эндотермических – наоборот)

- при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема газов. При понижении давления – в сторону большего объема.

 

· Диссоциация воды

Ионное произведение воды (K_W)- произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и гидроксид-ионов OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Водородный показатель, pH — мера кислотности водных растворов. Ассоциирована с концентрацией ионов водорода, что эквивалентно активности ионов водорода в сильно разбавленных растворах. Если значение меньше 7 – среда кислотная, больше 7 – основная, равен 7 – нейтральная.

Кислотно-основные индикаторы (pH-индикаторы) — органические соединения, способные изменять цвет в растворе при изменении кислотности (pH).

Буферные растворы - р-ры, способные сохранять практически постоянное значение рН при добавлении в него небольших количеств сильной к-ты или сильного основания.

 

· Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с ионами воды, сопровождающееся изменением рН раствора.

Степень гидролиза - доля в-ва, подвергшаяся гидролизу (отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул.

Зависит от:

-константы диссоциации образующегося слабого электролита (чем слабее к-та/основание, тем сильнее степень гидролиза)

- чем выше t, тем сильнее степень

- степень гидролиза увеличивается при уменьшении концентрации соли

- кислотности среды

Константа гидролиза – константа равновесия обратимого процесса гидролиза.

 

Константа гидролиза зависит от природы соли и t (чем выше t, тем больше константа), но не зависит от концентрации. Чем слабее образующиеся кислота или основание, тем сильнее гидролизуется соль.