Физическая химия: конспект лекций
Шрифт:
Краткая формулировка: растворимость газа пропорциональна давлению. Этот закон установлен в 1803 г. Ему отвечает уравнение:
где Р2 – парциальное давление растворенного газа.
Газовый закон Генри точно соблюдается только для идеальных растворов и применим лишь в области невысоких давлений к газам, достаточно хорошо подчиняющимся законам Бойля – Мариотта и Гей-Люссака.
Таким образом, для разбавленного раствора фугитивность растворителя вычисляется по закону Рауля, а фугитивность растворенного вещества –
ЛЕКЦИЯ № 4. Катализ
1. История открытия явления катализа
Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Самые простые научные сведения о катализе были известны уже к началу XIX в. Знаменитый русский химик, академик К. С. Кирхгоф, открыл в 1811 г. каталитическое превращение крахмала в сахар под действием разбавленных кислот. Эта реакция лежит в основе крахмалопаточного производства. А в 1814 г. он открыл фермент – амилазу, и им же было установлено, что эту реакцию может катализировать диастаза из ячменного солода, чем было положено начало изучению биологических катализаторов – ферментов. Четыре года спустя Г. Деви открыл способность паров спирта и эфира окисляться кислородом на платине. В 1822 г. И. Деберейнер установил, что при обычной температуре можно соединять водород и кислород на платине. Вскоре эти и многие другие открытия привели к установлению существования явлений, в 1833 г. названных Э. Митчерлихом контактными, а в 1835 г. И. Берцелиусом – каталитическими. В органической химии успехи катализа связаны с развитием теории строения органических соединений Бутлерова.
Катализ в промышленности и живой природе
Большую роль сыграли каталитические методы в развитии процессов органического синтеза. Следующим направлением использования катализатора является каталитическая очистка технологических газов, а также очистка сточных вод, загрязненных органическими веществами. В живой природе вся система управления жизненными процессами в организмах основана на катализе. Такие процессы, как брожение, дыхание, пищеварение, синтез белков и других соединений и т. п. осуществляется с помощью ферментов, называемых энзимами.
2. Механизм каталитического взаимодействия. Виды катализаторов
Различают гомогенный и гетерогенный катализ. При однородном (гомогенном) катализе катализатор и реагенты образуют однородную систему.
Пример:
представляют однородную газовую фазу. Границы раздела между катализатором и реагентом отсутствуют. При гетерогенном – катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах и отделены границей раздела. При этом катализатором является твердое тело, а реагенты находятся либо в газовой, либо в жидкой фазе. Пример:
N2(г) + 3H2(г)– > 2NH3(г).
Существует еще микрогетерогенный катализ, при котором катализатор находится в коллоидном или в высокомолекулярном состоянии.
Пример – биокаталитический процесс, катализаторами служат ферменты (энзимы). Есть еще автокаталитические процессы, когда катализатор – продукт самой реакции.
Рассмотрим механизм каталитического взаимодействия в общих чертах. Пусть дана некая химическая реакция
А + В = АВ.
Без катализатора она протекает медленно. Как же она будет протекать с катализатором, по какой схеме? Ответим на данные вопросы. Катализатор взаимодействует с одним из реагентов, образуя промежуточные соединения по реакции
А + К = АК.
Затем уже это соединение реагирует с другим исходным веществом, при этом образуется продукт реакции АВ и выделяется еще катализатор. Напомним, катализатор – вещество, активно участ-вующее в химической реакции, но регенерирующееся (восстанав-ливающееся) после ее завершения, что мы и наблюдаем в ходе реакции
АК + В = АВ + К.
Главное преимущество катализатора в том, что он уменьшает энергию активации, увеличивая скорость реакции, но не влияет на термодинамические величины: U, H, S, G, F.
ЛЕКЦИЯ № 5. Химическое равновесие
1. Понятие химического равновесия. Закон действующих масс
При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие. Существует два признака химического равновесия: кинетический, термодинамический. В кинетическом – пр = обр, в термодинамическом – характеризует химическую реакцию при условиях P, t – const (G = 0); при условиях V, Т – const (F = 0).
Химический потенциал – функция, которая характеризует состояние i– го компонента при определенных внешних условиях.
где n1 – число молей i– го компонента.
Если к бесконечно большому количеству раствора прибавить определенное количество какого-нибудь компонента, то химический потенциал системы определяется изменением изобарного потенциала при изобарных условиях или изменением изохорного потенциала при изохорных условиях.
Химический потенциал зависит от концентрации данного компонента
i = 0 + RTLnPi– (для идеального газа),
где Рi– парциальное давление – вклад каждого компонента в общее давление или давление, которое компонент имел бы, если бы находился в смеси.
Парциальное давление – элементарная функция (можно складывать). Пример (O2, N2, H2) – их общее давление
i= 0+ RTLnCi – (для раствора),