Вы вошли как ГостьПриветствую Вас, Гость
Главная » 2013 » Июль » 10 » 12. Химическое равновесие, катализаторы
15:36
12. Химическое равновесие, катализаторы

Все химические превращения можно разделить на: обратимые и необратимые. В случае необратимых реакций все просто – запустили реакцию, она произошла и на этом процесс закончился. В случае обратимой реакции, исходные вещества могут превращаться в продукты реакции и наоборот. В таком случае, в уравнении реакции, ставят стрелки в оба конца:

От чего же зависит, в какую сторону будет преимущественно идти реакция. Для характеристики равновесия в подобных система принят термин – константа химического равновесия, обозначается "Кр”, или просто буквой к. Константа химического равновесия находится, как отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентрации исходных молекул. При этом, стехиометрические коэффициенты идут в степени к концентрациям своих молекул.

Например, если при определенных условиях реакции водорода с азотом, равновесие наступило при концентрации компонентов: азот – 2 моля/литр, водород – 4 моля/литр, аммиак – 0,5 моль/литр. Тогда константа химического равновесия запишется как: Кр=([NH3]2)/([N2].[H2]3). После вычисления находим, что Кр=0,00195. Соответственно, если при изменении условий реакции, равновесие наступит при более высокой концентрации продуктов реакции, и соответственно, более низкой концентрации исходных веществ (так как на продукты израсходуются исходные вещества), то Кр увеличится.

Кр указывает, насколько реакция склонна протекать в указанном направлении. Можно рассчитать Кр обратной реакции, так как продукты и исходные вещества поменяются местами, то меняем местами числитель и знаменатель в уравнении. Для выше приведенного примера это даст величину Кр обратной реакции = 512.

В промышленности, как правило, более интересно получение более крупных молекул из более мелких (хотя, как правило, и более устойчивых), так называемый, синтез. Получение более мелких из крупных молекул – деструкция. Поэтому, хорошо бы сместить равновесие выше приведенной реакции в право, в этом нам поможет принцип Ле-Шателье. Который гласит: любая система стремится находится в стабильном состоянии, если изменяются внешние условия, то система меняется так, что бы компенсировать изменение внешних условий и вернуть исходное равновесие. Под внешними условиями подразумеваются: температура, давление, концентрация продуктов и исходных веществ и пр. Этот принцип является прямым следствием из закона сохранения массы и энергии. Например, в выше приведенной реакции, при течении в прямом направлении, выделяется энергия (ΔНреакции=-11ккал/моль образовавшегося аммиака). Значит, если мы нагреем систему, то энергия должна куда-то деться. Распад на атомы это слишком радикальное решение, да оно и ненадолго (атомарное состояние вещества самое неустойчивое, да и ему предшествует большая величина энергии, поглощенной системой). Поэтому, система переводит имеющееся у нее вещество в более энергоемкое состояние, то есть в сторону образования веществ, при переходе к которым поглощается энергия. Поэтому, если мы снизим температуру системы, то равновесие сместится в сторону получения аммиака.

Что касается давления, то тут исходим из энтропии системы: чем меньше молекул "болтаются” в объеме, занимаемом системой, тем проще им обруливать друг друга. Поэтому, при сжатии системы, она стремится уменьшить свой объем (то есть, количество молекул газообразных веществ).

В нашем случае, и в правой и в левой частях уравнения реакции стоят газообразные вещества. Причем, из 4 молей газа получаем 2 моля газа, то есть при течении реакции в прямом направлении, ее объем уменьшается в два раза. Значит, чем при большем давлении будем проводить реакцию, тем больше равновесие будет смещаться в сторону аммиака.

С концентрацией исходных компонентов все понятно, нужно просто отводить полученный аммиак из зоны реакции, и вносить туда исходные вещества. Тогда, система постоянно будет стремится восстановить равновесную концентрацию аммиака. Переводя при этом азот и водород в аммиак. Отвод можно производить на основании разницы в температуре кипения продукта реакции и исходных веществ.

Как Вы понимаете, увеличить давление до беспредела невозможно, да и цена продукта реакции возрастет из-за энергетических затрат. Снизить температуру тоже не получится – энергии активации химических связей в молекулах азота и водорода достаточно велики. В таких случаях, для снижения энергии активации химических связей в исходных веществах, используют катализатора химических реакций.

Катализатор – это вещество, участвующее в химической реакции (увеличивая ее скорость), но не расходующееся в течении реакции (химически остается неизменно). При этом, увеличивающее скорость реакции, как правило, за счет снижения энергии активации. Энергия активации – то количество энергии, которое необходимо дать исходным веществам, что бы "расшевелить” их химические связи до обретения возможности реагировать друг с другом.

Рисунок 1.

На рисунке 1 представлен график зависимости внутренней энергии системы от времени реакции. До реакции, исходные компоненты имели внутреннюю энергию Еисх. В ходе реакции, мы сообщили системе энергию активации (на графике, пик черной линии). После активации системы прошла реакция, и система снизила свою внутреннюю энергию (за счет энтальпийной или энтропийной составляющей, или одновременно обеих). При этом, энергия системы стала равна Епрод. Разница между энергией исходных веществ и энергией продуктов реакции – энергия выделившаяся (или поглотившееся) в ходе реакции, то есть, тепловой эффект реакции.

Если мы используем катализатор, тогда процесс опишется красной линией. При этом, величина энергии активации будет меньше, чем без катализатора на величину Е1-2. Как видим, применение катализатора в нашем случае, позволило проводить реакцию при более низкой температуре, что положительно сказывается на выходе аммиака. Возможен обратный случай, если легко образующийся промежуточный комплекс с катализатором имеет энергия больше энергии активации системы, в этом случае реакция будет замедляться, то есть будет отрицательный катализ – ингибирование (ингибитор, в отличие от катализатора, снижает скорость реакции).

Для нами рассмотренной реакции, наиболее эффективный катализатор – мелкодисперсная платина. Действие катализатора основано на образовании малоустойчивого промежуточного соединения одного или всех исходных веществ с катализатором, это происходит при энергии активации. Данный малоустойчивый комплекс намного более реакционоспособен, чем исходные вещества, поэтому реакция протекает легче.

Кроме снижения температуры реакции, катализатор делает процесс более избирательным (то есть ускоряет только нужные нам реакции, а не побочные). Все это приводит к уменьшению расхода сырья (исходных веществ), расхода электроэнергии, снижению количества образовавшихся побочных продуктов (которые иногда не имеют практически ни какого применения и нуждаются в отдельной утилизации) и, кроме того, повышает производительность оборудования.

Катализатором могут быть самые различные вещества, но в основном, это: металлы, соли и другие соединения металлов (как правило, переходных), кислоты и щелочи. Следует учесть, что катализатор, как правило, лишь делает ход реакции более легким, за счет снижения энергии активации. При этом, для равновесных реакций, он практически не влияет на равновесие, одновременно ускоряя и прямые и обратные реакции.

Категория: Фундамент | Просмотров: 2523 | Добавил: Chemadm | Теги: принцип Ле-Шателье, катализаторы, смещение равновесия | Рейтинг: 4.8/23
Всего комментариев: 0
Добавлять комментарии могут только зарегистрированные пользователи.
[ Регистрация | Вход ]