Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами.

Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом . Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими.

В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. В присутствии ката­лизатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии энергетически более доступны. Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов, возникающих без катализатора. Таким образом, энергия активации резко понижается: некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для активных столкновений, теперь оказываются активными.

Для ряда реакций промежуточные соединения изучены; как правило, они представляют собою весьма активные нестойкие продукты.

Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. Катализ можно представить следующим образом:

А + К = А...К

А...К + В = АВ + К,

где А...К - промежуточное активированное соединение.

Рисунок 13.5 - Изображение реакционного пути некаталитической A + B → AB реакции (кривая 1) и гомогенной каталитической реакции (кривая 2).

В химической промышленности катализаторы применяются весьма широко. Под влиянием катализаторов реакции могут уско­ряться в миллионы раз и более. В некоторых случаях под действием катализаторов могут возбуждаться такие реакции, которые без них в данных условиях практически не протекают.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ .

В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор). В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.

Примеры гомогенного катализа:

1) окисление SO 2 + 1/2O 2 = SO 3 в присутствии NO; NO легко окисляется до NO 2 , а NO 2 уже окисляет SO 2 ;

2) разложение пероксида водорода в водном растворе на воду и кислород: ионы Сг 2 О 2= 7 , WO 2- 4 , МоО 2- 4 , катализирующие разложение пероксида водорода, образуют с ним промежуточные соединения, которые далее распадаются с выделением кислорода.

Гомогенный катализ осуществляется через промежуточные реакции с катализатором, и в результате происходит замена одной реакции с высокой энергией активации несколькими, у которых энергии активации ниже, скорость их выше:

CO + 1/2O 2 = CO 2 (катализатор - пары воды) .

Широкое применение в химической промышленности находит гетерогенный катализ. Большая часть продукции, вырабатываемой в настоящее время этой промышленностью, получается с помощью гетерогенного катализа. При гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности катализатора. Отсюда следует, что активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. Для того чтобы иметь большую («развитую») поверхность, катализатор должен обладать пористой структурой или находиться в сильно раздробленном (высокодисперсном) состоянии. При практическом применении катализатор обычно наносят на носитель, имеющий пористую структуру (пемза, асбест и др.).

Как и в случае гомогенного катализа, при гетерогенном катализе реакция протекает через активные промежуточные соединения. Но здесь эти соединения представляют собой поверхностные соединения катализатора с реагирующими веществами. Проходя через ряд стадий, в которых участвуют эти промежуточные соединения, реакция заканчивается образованием конечных продуктов, а катализатор в результате не расходуется.

Все каталитические гетерогенные реакции включают в себя стадии адсорбции и десорбции.

Каталитическое действие поверхности сводится к двум факторам: увеличению концентрации на границе раздела и активированию адсорбированных молекул.

Примеры гетерогенного катализа:

2H 2 O = 2H 2 O + O 2 (катализатор – MnO 2 ,) ;

Н 2 + 1/2 О 2 = Н 2 О (катализатор - платина) .

Очень большую роль играет катализ в биологических системах. Большинство химических реакций, протекающих в пищеварительной системе, в крови и в клетках животных и человека, являются каталитическими.реакциями. Катализаторы, называемые в этом случае ферментами, представляют собою простые или слож­ные белки. Так, слюна содержит фермент птиалин, который катализирует превращение крахмала в сахар. Фермент, имеющийся в желудке, - пепсин - катализирует расщепление белков. В организме человека находится около 30 000 различных ферментов: каждый из них служит эффективным катализатором соответствующей реакции.

В IX-X классах средней школы продолжают формировать понятия о скорости химической реакции, о влиянии на скорость химических превращений различных факторов, расширяют и углубляют знания о катализе и катализаторах, дают некоторые представления о механизме каталитических явлений.

В теме "Щелочные металлы", демонстрируя такие опыты, как взаимодействие натрия с водой и соляной кислотой, взаимодействие калия и натрия с водой, учитель подчеркивает, что одни из этих реакций идут в тех же условиях быстрее, чем другие. Например, натрии энергичнее реагирует с соляной кислотой, чем с водой; калий энергичнее реагирует с водой, чем натрий. После опытов горения в хлоре натрия, меди, сурьмы, водорода, органических веществ можно предложить вопросы: "Почему для горения в хлоре был взят порошок сурьмы, а не кусочки? Почему пучок тонкой медной проволоки горит в хлоре, а толстая проволока не горит?" В этих случаях различие во взаимодействии веществ объясняется, либо природой самих веществ и строением атомов, либо различной поверхностью соприкосновения.

В той же теме при ознакомлении учащихся со свойствами соляной кислоты полезно выяснить, почему реакции между этой кислотой и металлами (цинком, магнием) с течением времени ускоряются. Ускорение зависит, в частности, от того, что при данных реакциях выделяется большое количество теплоты, а с нагреванием веществ скорость взаимодействия увеличивается.

На примере реакции взаимодействия алюминия с йодом следует напомнить, что такое катализатор, и показать, что катализатором может быть вода. Смесь порошков йода и алюминия насыпают на асбестовую сетку горкой и приливают несколько капель воды. Взаимодействие веществ под влиянием воды ускоряется, вспыхивает пламя. Учитель обращает внимание на то, что в смеси, которая не высыпана из фарфоровой чашки на сетку, вспышка не произошла, но она может произойти спустя некоторое время и без воды.

Необходимо отметить, что вода ускоряет не только взаимодействие алюминия с йодом, но играет каталитическую роль во многих Химических процессах. Очень важно каталитическое действие воды при горении различных газов, применяемых в технике.

При рассмотрении свойств перекиси водорода указывают, что перекись водорода - вещество очень непрочное. При хранении в стеклянной посуде она медленно разлагается с выделением теплоты:

2Н 2 O 2 = 2Н 2 O 4 + O 2 + 46 ккал

Учитель предлагает учащимся перечислить условия, ускоряющие разложение перекиси водорода. Они могут

указать в этом случае: 1) нагревание, 2) действие катализаторов, 3) увеличение концентрации раствора. Можно добавить, что разложение перекиси водорода идет быстрее также на свету, подтвердить это опытом на внеклассных занятиях. В две укрепленные в штативах колбы налить перекись водорода, закрыть их пробками с газоотводными трубками. Трубки подвести под опрокинутые цилиндры или пробирки, наполненные водой и опущенные в широкий сосуд с водой. Одну из колб обернуть черной бумагой. Приборы выставить на освещенное солнцем окно или освещать электрической лампой в 75- 100 в. Опыт покажет быстрое разложение перекиси водорода под действием света.

Затем учащиеся на уроке самостоятельно изучают изменение скорости разложения перекиси водорода под действием катализаторов. Для работы выдают 3-5-процентный раствор перекиси водорода, двуокись марганца, концентрированную соляную кислоту, лучинку, воронку, фильтровальную бумагу, несколько пробирок.

Задания : 1) Проверить, идет ли разложение перекиси водорода в том растворе, который выдан? 2) Применяя двуокись марганца, ускорить реакцию разложения перекиси водорода. 3) Доказать, что в результате реакции двуокись марганца химически не изменилась * 4) Доказать, что двуокись марганца, уже применявшаяся в качестве катализатора, может снова ускорить разложение перекиси водорода.

* (Проба соляной кислотой при нагревании. )

После окончания самостоятельной работы учитель показывает, что для ускорения одной и той же химической реакции можно применять различные катализаторы, что разложение неорганического вещества (перекиси водорода) ускоряется органическими катализаторами- ферментами. В небольшой химический стакан наливают 3-процентный раствор перекиси водорода, затем в него помещают небольшой кусочек сырого мяса. Из раствора интенсивно выделяется кислород, так как в крови и тканях животных содержится фермент-каталаза. Следует подчеркнуть, что ферменты - прекрасные природные ускорители реакций. Одна из важных задач химии будущего состоит в искусственном получении и применении в промышленности катализаторов, которые будут напоминать ферменты по своему составу и каталитическим свойствам.

Чтобы объяснить, почему разложение перекиси водорода идет быстрее при хранении в стеклянной посуде, проводят опыт. В три пробирки наливают раствор перекиси водорода, в одну из них прибавляют раствор серной кислоты, в другую - едкого натра, третью оставляют для сравнения (контрольный раствор). Все три раствора нагревают (не до кипения). Будет сильно выделяться кислород из пробирки с растворами перекиси водорода и едкого натра, менее сильно - из пробирки с контрольным раствором. В присутствии серной кислоты (ионов водорода) перекись водорода не разлагается. Ионы ОН катализируют процесс разложения перекиси водорода, поэтому в стеклянной посуде, стенки которой выделяют в раствор ионы гидроксила, перекись водорода легко разлагается.

Закрепление и развитие знаний о скорости химической реакции продолжается и дальше. Пропуская смесь двуокиси серы и кислорода через нагретую стеклянную без катализатора трубку, учитель показывает, что образование серного ангидрида при этих условиях не заметно, и спрашивает учащихся, как можно ускорить взаимодействие газов. В беседе выясняется, что такие приемы ускорения реакций, как увеличение концентраций реагентов, повышение температуры, без применения катализатора не дают необходимых результатов. Реакция окисления сернистого ангидрида в серный обратима:

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,

и повышение температуры ускоряет в большей степени разложение серного ангидрида, чем его образование.

Проверяют, будет ли окись железа катализатором для реакции окисления сернистого газа. При демонстрации контактного окисления сернистого газа в серный ангидрид в присутствии окиси железа наблюдают получение серного ангидрида, дымящего на воздухе. Затем устанавливают, что в результате реакции окись железа химически не изменилась. Для этого повторяют опыт контактного окисления сернистого газа в серный ангидрид с той же порцией окиси железа. Далее отмечают, что для ускорения окисления сернистого газа можно использовать разные катализаторы. Кроме окиси железа, в химической промышленности применяли платину, а теперь используют пятиокись ванадия V 2 O 5 * .

* (Ванадиевый катализатор, применяемый в настоящее время, имеет сложный состав (см.: Д. А. Эпштейн. Учителю химии о кимической технологии, М., Изд-во АПН РСФСР, 1961). )

Важно также подчеркнуть свойство катализатора, ускоряя реакцию, не оказывать влияния на ее обратимость: реакция окисления сернистого ангидрида в серный и в случае использования катализатора остается обратимой.

При изучении контактного способа производства серной кислоты нужно рассмотреть использование катали-затора в промышленности. Без катализатора быстрое получение больших количеств серного ангидрида было бы невозможно, но его применение вызывает некоторые дополнительные требования к условиям процесса. Дело в том, что примеси к реагирующим веществам отрицательно влияют на катализатор. На ванадиевый катализатор отрицательно действует, как говорят, "отравляет" его, трехокись мышьяка. Поэтому необходима тщательная очистка реагирующих газов от примеси.

Если у учащихся возникнет вопрос, почему происходит отравление катализатора, то учитель сначала объясняет его действие с помощью теории образования про межуточных соединений, а затем уже рассматривает отравляющее влияние примесей.

Ускорение реакций с помощью катализатора происходит благодаря тому, что он образует непрочные соединения с исходными веществами, а затем снова выделяется в свободном виде. Эти реакции идут значительно быстрее, чем реакция взаимодействия сернистого газа с кислородом. Если в смеси газов есть примеси, вступающие с катализатором в необратимые реакции, то происходит его отравление. Несмотря на тщательную очистку газов, активность катализаторов, применяемых в производстве серной кислоты, с течением времени уменьшается. "Старение" его вызывается не только постепенным отравлением, но и длительным нагреванием, и механическим разрушением, которые изменяют состояние поверхности катализатора. В катализируемой реакции участвует не вся поверхность катализатора, а только отделаные ее участки - активные центры, а число этих центров при "старении" уменьшается.

В предыдущем разделе разобрано, как в свете теории строения атомов следует объяснить учащимся действие энергии на возбуждение химической реакции. Это даст возможность решить вопрос, почему химические реакции ускоряются при нагревании. Учащиеся знают, что при повышении температуры в веществах увеличивается количество активных молекул, растет скорость движения молекул и число их встреч в единицу времени. В атомах активных молекул электроны перемещены на более высокие энергетические уровни, такие молекулы неустойчивы и легче могут реагировать с молекулами других веществ.

Теория электролитической диссоциации позволяет объяснить, почему реакции между растворами кислот, солей и оснований происходят почти мгновенно. В раст-ворах этих веществ уже имеются активные частицы - противоположно заряженные ионы. Поэтому реакции между водными растворами кислот, солей и оснований протекают очень быстро и существенно отличаются от реакций между этими же веществами, но взятыми в сухом виде.

Начиная урок на тему "Скорость химической реакции", учитель напоминает, что химические реакции могут идти с разной скоростью, изучение условий, которые влияют на нее, имеет большое практическое значение.

Как же можно измерить скорость химической реакции?

Учащиеся уже знают, что о скорости химического превращения можно судить по количеству вещества, вступившего в реакцию или получившегося за определенное время, что скорость механического движения измеряется путем, которое тело проходит в единицу времени; для вычисления этой скорости пользуются формулой

где v - скорость, S - путь и t - время.

С учетом этого учащиеся записывают по аналогии формулу для вычисления скорости химической реакции

где m - количество вещества, вступившего в реакцию или полученного в ее результате за время t.

Рассматривают, в чем недостаток этой формулы. Оказывается, что при ее использовании вычисляемая скорость реакции будет различной даже у двух порций одного и того же вещества, взятых в одинаковых условиях.

Предположим, что в сосуде в каждую секунду разлагается 15 г вещества. Выходит, что при введении в этот сосуд перегородки, которая разделит находящееся в нем вещество на две части в отношении 1:2, в первой (меньшей) части реакция пойдет со скоростью 5 г/сек, а во второй - 10 г/сек.

Чтобы вычисляемая скорость характеризовала саму реакцию, а не то, какое количество исходного вещества взято, нужно учитывать изменение массы реагирующего вещества, отнесенное к объему, т. е. изменение концентрации, реагирующего вещества. Следовательно, скорость химической реакции можно вычислить по-формуле:

v=c 0 -c t /t

где c 0 - первоначальная концентрация какого-нибудь из реагирующих веществ, c t - концентрация этого же вещества спустя t секунд. При вычислении скорости концентрацию обычно выражают в молях на литр, а время в секундах.

На данном уроке обращают внимание на важнейшие способы ускорения химических реакций. С этой целью проводят лабораторный опыт, показывающий, что скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ.

Для опыта используют следующее оборудование, вы-ставленное на ученические столы: 1) штатив с тремя пробирками, в одной из которых находится кристаллик йодистого натрия или йодистого калия (величиной в 2 - 3 булавочных головки), в другой - раствор хлорного железа, а третья - пустая; 2) колба или стакан с водой; 3) две одинаковые стеклянные трубки; 4) стеклянная палочка.

Учитель предлагает учащимся провести подготовку к опыту: 1) прилить к йодистому натрию воды, чтобы образовалось 1 / 2 пробирки раствора, и перемешать жид-кость палочкой, 2) отлить 1 / 3 полученного раствора в другую пробирку, 3) добавить к отлитому в другую пробирку раствору воды, чтобы объемы растворов йодистого натрия (или йодистого калия) в пробирках были одинаковыми.

Учитель задает вопросы, чтобы проверить, как учащиеся понимают указания:

1) Во сколько раз разбавлен во второй пробирке раствор йодистого натрия?

2) Во сколько раз концентрация соли в первой про-бирке больше, чем во второй?

Отмечают, что концентрация одного из растворов вдвое больше концентрации другого. После этого в двух приготовленных растворах проводят реакцию хлорного железа с йодистым натрием, которая идет с выделением свободного йода:

2NaI + 2FeCl 3 = 2NaCl + 2FeCl 2 + I 2 ,

2I - + 2Fe 3+ = 2Fe 2+ + I 2 .

Учащиеся решают, в какой пробирке скорость взаимодействия солей больше и по какому признаку об этом можно судить. Предположение проверяют на опыте.

В обе пробирки с растворами йодистого натрия (или йодистого калия) приливают сначала одинаковые количества крахмального клейстера (1-2 мл), а затем, после перемешивания, по нескольку капель 5-10-процентного раствора хлорного железа. Раствор хлорного железа желательно прилить в обе пробирки одновременно. Синяя окраска появляется скорее в пробирке с раствором большей концентрации. В той пробирке, где концентрация раствора больше, ионы йода чаще встречаются с ионами трехвалентного железа, а поэтому чаще вступают с ними во взаимодействие - реакция протекает быстрее.

Учитель показывает горение серы в воздухе и задает учащимся вопрос, как можно ускорить эту реакцию. Учащиеся предлагают поместить горящую серу в кислород и выполняют этот опыт. На основании анализа опытов делают общий вывод: скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ (от количества ионов или молекул в единице объема).

Переходят к вопросу о влиянии на скорость химической реакции поверхности реагирующих веществ. Учащиеся вспоминают реакции с перемешиванием и измельчением реагирующих веществ: растирание смеси нашатыря с гашеной известью, взаимодействие мелких кусочков мрамора или цинка с соляной кислотой, сжигание пылевидного топлива в форсунках, использование измельченных руд при выплавке металлов и серного колчедана при получении серной кислоты. Более подробно рассматриваются условия обжига колчедана в производстве серной кислоты. Для получения сернистого газа применяют измельченный колчедан, так как он горит быстрее, чем колчедан, взятый в крупных кусках. Особенно быстро идет сгорание пылевидного колчедана, если его выбрасывают с током воздуха из форсунки, а также при его сжигании в кипящем слое, когда вся поверхность кусков колчедана соприкасается с воздухом.

Необходимо учитывать, что химические реакции с сильно измельченными горючими веществами могут сопровождаться взрывом. Бывали, например, взрывы сахарной пыли на заводах, вырабатывающих сахар.

Делают вывод, что чем сильнее измельчено твердое вещество, тем больше скорость химической реакции, в которой оно участвует.

Затем разбирают влияние температуры на скорость химической реакции. В пробирку с 1 / 4 раствора гипосульфита приливают такое же количество раствора серной кислоты; параллельно с этим опытом сливают нагретые растворы гипосульфита и серной кислоты:

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 + S↓

Отмечают время до помутнения растворов. Учитель говорит, что при повышении температуры на 10° С скорость большинства реакций увеличивается в 2-3 раза.

На основе приобретенных знаний учащимся предоставляют возможность самим объяснить ускорение химических реакций при нагревании веществ.

На этом уроке нет необходимости демонстрировать опыт каталитического воздействия веществ, так как учащиеся знакомились с ним на примерах реакции разложения перекиси водорода и окисления сернистого газа. Они перечисляют известные им каталитические реакции, приводят определения катализа и катализатора.

Для закрепления знаний на данном уроке предлагают вопросы:

1. От чего зависит скорость химической реакции? Приведите примеры.
2. При каких условиях скорость химической реакции возрастает?
3. Как в свете теории электролитической диссоциации можно объяснить, что выделение водорода при взаимодействии цинка с уксусной кислотой происходит значительно медленнее, чем при взаимодействии цинка с соляной кислотой?
4. Какими способами можно ускорить реакцию взаимодействия цинка с соляной кислотой?
5. Почему тлеющая на воздухе лучинка вспыхивает в кислороде?
6. Вам выданы две пробирки, в которых медленно идет взаимодействие углекислого кальция с соляной кислотой. Постарайтесь ускорить химическую реакцию в каждой из пробирок, используя разные приемы.
7. Почему скорость химической реакции увеличивается с повышением температуры?
8. Какие способы ускорения химических реакций применяют в производстве серной кислоты?
9. Перечислить, какие известные вам химические реакции ускоряются с помощью катализаторов.

При изучении реакции синтеза аммиака учащиеся снова встречаются с применением катализатора, причем, наряду с закреплением ранее полученных сведений о катализе и катализаторе, можно эти знания несколько развить.

Учитель обращает внимание на то, что обе реакции - синтез аммиака и его разложение на азот и водород-идут в присутствии одного и того же катализатора - восстановленного железа, ускоряющего в одинаковой степени как прямую, так и обратную реакцию. Поэтому катализатор не смещает химического равновесия, а лишь способствует более скорому достижению этого состояния. Чтобы проверить понимание этого положения, учитель задает им вопросы:

1. Можно ли на производстве получать аммиак из смеси азота и водорода под высоким давлением и при нагревании, но без катализатора? Почему?
2. Реакцию синтеза аммиака ускоряют нагревание и катализатор. В чем различие влияния этих условий на химическое равновесие?

Знакомя учащихся с синтезом аммиака на производстве, учитель указывает, что катализатор быстро теряет свою активность, если газы (водород и азот) не будут предварительно освобождены от примесей. В данном процессе отравляющее действие оказывают кислород, водяной пар, окись углерода, сероводород и другие сернистые соединения.

Как и в случае каталитического окисления двуокиси серы в трехокись, при синтезе аммиака катализатор оказывает свое ускоряющее действие лишь в некоторых температурных пределах. При температуре выше 600° С восстановленное железо снижает свою каталитическую активность.

На примере синтеза аммиака можно рассмотреть механизм действия катализатора. Отмечают, что на поверхности железного катализатора образуется нитрид железа:

Водород реагирует с нитридом, получается аммиак:

FeN 2 + 3H 2 → Fe + 2NH 3 .

Затем процесс повторяется.

Реакции образования нитрида железа и его взаимодействия с водородом идут очень быстро.

При изучении реакций окисления аммиака, после демонстрации опытов горения аммиака в кислороде и каталитического окисления аммиака, внимание учащихся обращают на то, что исходные вещества в двух этих случаях были взяты одни и те же, но в зависимости от условий (применение катализатора) получаются разные продукты.

Окисление аммиака может идти с образованием разных веществ по уравнениям:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O;

4NH 3 + 4O 2 = 2N 2 O + 6H 2 O;

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.

Катализатор - платина ускоряет лишь последнюю из этих реакций. Поэтому, используя катализатор, можно направить взаимодействие аммиака и кислорода в желательную сторону. Это находит применение в химическом производстве при получении азотной кислоты.

Формирование в IX классе понятия о химическом производстве представляет большие возможности для ознакомления учащихся с практическим управлением скоростью химических реакций на химических заводах.

На основе обобщения знаний об изученных ранее производствах (соляной, серной, азотной кислот, аммиака) учитель формирует у учащихся понятие о наилучших условиях проведения химических реакций на производстве: применении оптимальных температур, повышении концентрации реагирующих веществ, увеличении поверхности соприкосновения реагирующих веществ, использовании катализаторов. После этого, чтобы выявить обстоятельства, ограничивающие применение каждого условия, перед учащимися ставится вопрос: "Можно ли для ускорения химических реакций на производстве неограниченно повышать температуру?" Выясняют, что сильное нагревание может сместить химическое равновесие в нежелательную сторону, а в случае применения катализатора снизить его активность. Учитывая это, на производстве применяют не максимальные, а оптимальные температуры.

В таком же плане разбирают и другие условия проведения химических реакций на производстве.

Изучение нового фактического материала по химии в IX-X классах используют для дальнейшего закрепления знаний о скорости химической реакции.

При изучении свойств белого фосфора учитель говорит, что свечение белого фосфора в темноте свидетельствует о медленном окислении его на воздухе. Далее рассматривают, при каких условиях окисление белого фосфора может быть ускорено. Нагревание, раздробление фосфора, применение кислорода действительно ускоряют окисление фосфора, вызывая его вспышку.

Знания о способах ускорения химических процессов учащиеся применяют для предсказания условий образования суперфосфата. Они говорят, что реакция между третичным фосфатом кальция и серной кислотой может ускоряться при нагревании, измельчении фосфата кальция, перемешивании, увеличении концентрации серной кислоты. Учитель, обобщая сказанное, добавляет, что в

данном производстве нагревание действительно применяют, но для этого используют теплоту, выделяющуюся при самой реакции, когда измельченный третичный фосфат кальция тщательно перемешивают с серной кислотой.

По мере изучения органических веществ учащиеся встречаются с очень многими процессами, которые при-водят с участием катализаторов, например получение авиационного бензина, каучука, ароматических углеводородов.

Можно рассмотреть роль серной кислоты при гидратации этилена. В присутствии серной кислоты вместо медленно идущей реакции присоединения воды к этилену (С 2 Н 4 + Н 2 О → С 2 Н 5 ОН) быстро идут один за другим следующие процессы: 1) серная кислота присоединяется к этилену, образуя серноэтиловый эфир:

2) серноэтиловый эфир подвергается омылению с образованием этилового спирта и серной кислоты.

После отгонки спирта серная кислота оказывается в том же количестве, но она принимала участие в образовании промежуточного продукта. Другие примеры каталитического действия серной кислоты (образование этилена и этилового эфира из этилового спирта) учащиеся разбирают самостоятельно при выполнении домашнего задания.

Одни и те же вещества при одном и том же катализаторе, но при разной температуре реагируют с образованием различных продуктов. Это следует подчеркнуть при ознакомлении со свойствами спиртов.

Взаимодействие окиси углерода с водородом показывает, что, применяя различные катализаторы, из одних и тех же веществ можно получить разные органические продукты. Это взаимодействие может идти с образованием метилового спирта, углеводородов или высших спиртов. Желательное направление взаимодействия веществ достигается благодаря применению такого катализатора, который ускоряет соответствующую реакцию, но не оказывает значительного влияния на другие. Чтобы ускорить реакцию образования метилового спирта, в качестве катализатора применяют смесь окислов хрома с окисью цинка.

После изучения углеводородов и кислородсодержащих органических соединений для обобщения знаний учащимся предлагают задание для самостоятельной работы на уроке или дома: выбрать из такого-то раздела учебника все случаи каталитических реакций, причем каждому учащемуся дают лишь такую часть материала учебника, которую он может просмотреть в отведенное время.

Разбирая промышленные способы получения органических веществ, полезно обратить внимание учащихся на то, что для управления скоростями химических реакций применяют те же приемы которые используют в производстве неорганических

Катализаторами называют вещества, способные ускорять химическую реакцию, при этом сами катализаторы в химической реакции не расходуются. Установлено, что катализаторы изменяют механизм химической реакции. При этом возникают другие, новые переходные состояния, характеризуемые меньшей высотой энергетического барьера. Таким образом, под действием катализатора снижается

энергия активации процесса (рис.3). Вступая в различного рода взаимодействия с промежуточными частицами, катализаторы по окончании реакции остаются в неизменном количестве. Катализаторы оказывают действие только на термодинамически разрешенные реакции. Катализатор не может вызвать реакцию, т.к. не влияет на ее движущие силы. Катализатор не влияет на константу химического равновесия, т.к. в равной степени уменьшает энергию активации и прямой, и обратной реакций.

Рис.3 Энергетическая диаграмма хода реакции А + В = АВ а) без катализатора и б) в присутствии катализатора. Еа - энергия активации некаталитической реакции; Еа 1 и Еа 2 - энергия активации каталитической реакции; АК – промежуточное реакционноспособное соединение катализатора с одним из реагентов; А…К, АК…В – активированные комплексы каталитической реакции; А…В - активированный комплекс некаталитической реакции; ∆Е кат. – снижение энергии активации под влиянием катализатора.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В первом случае катализатор находится в одной фазе с реагентами, а во втором - катализатором является твердое вещество, на поверхности которого идет химическая реакция между реагентами.

Химическое равновесие

Химические реакции принято подразделять на обратимые и необратимые. Необратимые химические реакции протекают до полного расходования хотя бы одного из исходных веществ, т.е. продукты реакции или совсем не вступают во взаимодействие друг с другом, или образуют вещества, отличные от исходных. Таких реакций очень мало. Например:

2KСlO 3 (тв) = 2KCl (тв) + 3О 2(г)

В растворах электролитов практически необратимыми считаются реакции, идущие с образованием осадков, газов и слабых электролитов (вода, комплексные соединения).

Большинство химических реакций являются обратимыми, т.е. они идут как в прямом, так и в обратном направлении. Это становится возможным, когда энергии активации прямого и обратного процессов отличаются друг от друга незначительно, а продукты реакции способны превращаться в исходные вещества. Например, реакция синтеза HIявляется типично обратимой реакцией:

H 2(г) +I 2(г) ⇄ 2HI (г)

Закон действующих масс (выражение скорости реакции) для прямого и обратного процессов соответственно будет иметь вид: = ∙ ; = 2

В какой-то момент времени наступает состояние, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными = (рис.4).

Рис.4Изменение скоростей прямой ( и обратной ( реакций с течением времени t

Это состояние называется химическим равновесием. Оно носит динамический (подвижный) характер и может сдвигаться в ту или другую сторону в зависимости от изменения внешних условий. Начиная с момента равновесия, при неизменных внешних условиях концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются с течением времени. Концентрации реагентов, отвечающие состоянию равновесия, называются равновесными . Для определения равновесной концентрации реагента необходимо из его начальной концентрации вычесть количество вещества, прореагировавшего к моменту наступления равновесного состояния:С равн. = С исх. – С прореагир . Количество реагентов, вступивших в реакцию и образовавшихся из них к моменту равновесия продуктов, пропорциональны стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Состояние равновесия при неизменных внешних условиях может существовать сколь угодно долго. В состоянии равновесия

∙ = [ 2 , откуда / [= 2 / ∙ .

При постоянной температуре константы скоростей прямого и обратного процесса являются величинами постоянными.

Отношение двух констант является также величиной постоянной K= / и носит названиеконстанта химического равновесия . Она может быть выражена

либо через концентрации реагентов = , либо через их парциальные давления ,если реакция протекает с участием газов.

В общем случае для реакции aA+bB+ …⇄cC+dD+ …константа химического равновесия равна отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам .

Константа химического равновесия не зависит от пути протекания процесса и определяет глубину его протекания к моменту достижения равновесного состояния. Чем больше эта величина, тем больше степень превращения реагентов в продукты.

Константа химического равновесия, также как и константы скоростей реакций, являются функциями только температуры и природы реагирующих веществ и не зависят от их концентрации.

Для гетерогенных процессов концентрация твердых веществ в выражение скорости реакции и константы химического равновесия не включается, т.к. реакция протекает на поверхности твердой фазы, концентрация которой остается во времени постоянной. Например, для реакции:

FeO (тв) +CO (г) ⇄ Fe (тв) +CO 2(г)

выражение константы равновесия будет иметь вид:

К р и К с связаны соотношениемK p = K c (RT) ∆ n , гдеn=n прод. -n исх.веществ – изменение числа молейгазообразных веществ в ходе реакции. Для данной реакции К р = К с, т.к.nгазообразных веществ равно нулю.

13. Периодический закон д.И. Менделеева. Периодичность в изменении различных свойств элементов (потенциал ионизации, сродство к электрону, атомные радиусы и т.Д.)

14. Сходство и различие химических свойств элементов главных и побочных подгрупп в связи с электронным строением атома.

15. Химическая связь. Виды химической связи. Энергетические и геометрические характеристики связи

16. Природа химической связи. Энергетические эффекты в процессе образования химической связи

17. Основные положения метода вс. Обменный и донорно- акцепторный механизмы образования ковалентной связи

18. Валентные возможности атомов элементов в основном и в возбужденном состоянии

20. Насыщаемость ковалентной связи. Понятие валентности.

21. Полярность ковалентной связи. Теория гибридизации. Виды гибридизации. Примеры.

22. Полярность ковалентной связи. Дипольный момент.

23. Достоинства и недостатки метода вс.

24. Метод молекулярных орбиталей. Основные понятия.

26. Ионная связь как предельный случай ковалентной полярной связи. Свойства ионной связи. Основные виды кристаллических решеток для соединений с ионной связью.

27. Металлическая связь. Особенности. Элементы зонной теории для объяснения особенностей металлической связи.

28. Межмолекулярное взаимодействие. Ориентационный, индукционный и дисперсионный эффекты.

29. Водородная связь.

30. Основные типы кристаллических решеток. Особенности каждого типа.

31. Законы термохимии. Следствия из законов Гесса.

32. Понятие о внутренней энергии системы, энтальпии и энтропии

33. Энергия Гиббса, ее взаимосвязь с энтальпией и энтропией. Изменение энергии Гиббса в самопроизвольно протекающих процессах.

34. Скорость химических реакций. Закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Сущность константы скорости. Порядок и молекулярность реакции.

35. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

36. Влияние температуры на скорость химических реакций. Правило Вант- Гоффа. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

37. Особенности протекания гетерогенных реакций. Влияние диффузии и степень дискретности вещества.

38. Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.

39. Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.

41. Определение раствора. Физико-химические процессы при образовании растворов. Изменение энтальпии и энтропии при растворении.

42. Способы выражения концентрации растворов.

43. Закон Рауля

44. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

45. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.

47. Реакция в растворах электролитов, их направленность. Смещение ионных равновесий.

48. Ионное произведение воды. Водородный показатель как химическая характеристика раствора.

49. Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости

50. Гидролиз солей, его зависимость от температуры, разбавления и природы солей (три типичных случая). Константа гидролиза. Практическое значение в процессах коррозии металла.

51. Химическое равновесие на границе металл-раствор. Двойной электрический слой. Скачок потенциала. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов.

52. Зависимость электродного потенциала от природы веществ, температуры и концентрации раствора. Формула Нернста.

53. Гальванические элементы. Процессы на электродах. Эдс гальванического элемента.

56. Электролиз растворов и расплавов. Последовательность электродных процессов. Перенапряжение и поляризация.

57. Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами.

58. Коррозия металлов в растворах солей.

59. Применение электролиза в промышленности.

61. Методы борьбы с коррозией.

38. Влияние катализатора на скорость химических реакций. Причины влияния катализатора.

Вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость, называются катализаторами. Катализаторы, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами. Влияние, оказываемое катализаторами на химические реакции, называется катализом . Сущность катализа заключается в том, что в присутствии катализатора изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, образуются другие переходные состояния с иными энергиями активации, а поэтому изменяется и скорость химической реакции. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. При гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности катализатора. Отсюда следует, что активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. Для того чтобы иметь большую поверхность, катализатор должен обладать пористой структурой или находиться в сильно раздробленном состоянии. Катализаторы отличаются селективностью: они действуют на процессы избирательно, направляя его в определенную сторону. Отрицательный катализ используется для замедления коррозии.

39. Обратимые процессы. Химическое равновесие. Константа равновесия.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми . 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Обратимые реакции протекают не до конца: ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимые процессы: вначале, при смешении исходных веществ, скорость прямой реакции велика, а скорость обратной равна нулю. По мере протекания реакции исходные вещества расходуются и их концентрации падают, в результате чего уменьшается скорость реакции. Одновременно появляются продукты реакции, чья концентрация растет, и, соответственно, растет скорость обратной реакции. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Его называют динамическим равновесием, так как прямая и обратная реакции протекают, но из-за одинаковых скоростей, изменений в системе не заметно. Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, при этом в системе устанавливаются постоянные концентрации исходных веществ и продуктов реакции, называемые равновесными концентрациями. Для 2CO + O 2 = 2CO 2 константа равновесия может быть рассчитана по уравнению: Численное значение константы равновесия в первом приближении характеризует выход данной реакции. Выходом реакции называется отношение количества получаемого вещества к тому его количеству, которое получилось бы при протекании реакции до конца. K>>1 выход реакции велик, K<10-6). В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в наиболее подвижной фазе. Катализатор не влияет на константу равновесия. Он может только ускорить наступление равновесия. K=e^(-ΔG/RT).

40. Влияние различных факторов на смещение равновесия. Принцип Ле- Шателье .

Если система находится в равновесии, то она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. Процесс изменения каких-либо условий, влияющих на равновесие, называется смещением равновесия.

Принцип Ле : Если на сист. наход. в равновесии оказать внешнее воздействие, то система измен. таким образом, чтобы компенсировать это воздействие.

Следствия : 1) При увеличении температ. равновесие смещ. в пользу эндотермической реакции.

2) При увеличении давления равновесие смещ. в сторону меньшего объёма(или меньш. числа молей)

3) При увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону увеличения концентрации продуктов реакции, и наоборот.

Почему катализаторы увеличивают скорость химической реакции? Оказывается, они действуют в полном соответствии с народной мудростью: «Умный в гору не пойдёт, умный гору обойдёт». Для того чтобы вещества начали взаимодействовать, их частицам (молекулам, атомам, ионам) нужно сообщить определённую энергию, называемую энергией активации (рис. 13, а). Катализаторы понижают эту энергию, соединяясь с одним из реагирующих веществ и проводя его вдоль «энергетической горы» на встречу с другим веществом с меньшими затратами энергии. Поэтому в присутствии катализатора химические реакции протекают не только быстрее, но и при более низкой температуре, что удешевляет производственные процессы.

Рис. 13.
Энергетические диаграммы каталитических реакций с использованием обычного (а) и селективного (б) катализатора

И не только. Использование катализаторов может привести к тому, что одни и те же вещества будут реагировать по-разному, т. е. с образованием разных продуктов (рис. 13, б). Например, аммиак окисляется кислородом до азота и воды, а в присутствии катализатора - до оксида азота (II) и воды (запишите уравнения реакции и рассмотрите процессы окисления и восстановления).

Процесс изменения скорости химической реакции или пути, по которому она протекает, называется катализом. Как и реакции, различают гомогенный и гетерогенный виды катализа. В случае использования ферментов катализ называют ферментативным. Этот вид катализа известен человеку с глубокой древности. Благодаря ферментативному расщеплению органических веществ человек научился печь хлеб, варить пиво, изготавливать вино и сыр (рис. 14).

Рис. 14.
Человек с древности использовал катализ, происходящий при выпечке хлеба, варке пива, изготовлении вина, производстве сыра

Наиболее известны в быту ферменты, входящие в состав стиральных порошков. Именно они позволяют избавлять бельё при стирке от пятен и неприятного запаха.

Познакомимся ближе с катализаторами с помощью химического эксперимента.

Пероксид водорода (в обиходе его часто называют перекисью водорода) - необходимый в любой домашней аптечке препарат (рис. 15).

Рис. 15.
Раствор пероксида водорода

На упаковке с этим препаратом обязательно указывается срок годности, так как при хранении он разлагается:

Однако при обычных условиях этот процесс протекает настолько медленно, что мы не замечаем выделения кислорода, и только открыв склянку, в которой пероксид водорода хранился длительное время, можно заметить, как из неё выделяется немного газа. Как ускорить этот процесс? Проведём лабораторный опыт.

Лабораторный опыт № 9 Разложение пероксида водорода с помощью оксида марганца (IV)

Лабораторный опыт № 10
Обнаружение каталазы в пищевых продуктах

Катализаторы не только делают экономичнее производственные процессы, но и вносят значительный вклад в охрану окружающей среды. Так, современные легковые автомобили снабжены каталитическим устройством, внутри которого находятся керамические ячеистые носители катализатора (платины и родия). Проходя через них, вредные вещества (оксиды углерода, азота, несгоревший бензин) превращаются в углекислый газ, азот и воду (рис. 16).

Рис. 16.
Каталитический преобразователь автомобиля, превращающий оксиды азота его выхлопных газов в безвредный азот

Однако для химических реакций важны не только катализаторы, которые ускоряют прохождение реакции, но и вещества, способные их замедлять. Такие вещества называются ингибиторами. Наиболее известны ингибиторы коррозии металлов.

Лабораторный опыт № 11
Ингибирование взаимодействия кислот с металлами уротропином

В лексиконе обычного человека нередко встречаются слова, которые заимствованы из химии. Например, антиоксиданты, или антиокислители. Что собой представляют вещества, называемые антиоксидантами? Вы, наверное, замечали, что если долго хранить сливочное масло, то оно изменяет цвет, вкус, приобретает неприятный запах - окисляется на воздухе. Чтобы пищевые продукты не портились, в них добавляют антиоксиданты. Важную роль они играют и в сохранении здоровья человека, ведь в его организме также происходят нежелательные процессы окисления, в результате чего человек болеет, быстрее устаёт и стареет. Организм человека получает антиоксиданты при употреблении в пищу продуктов, содержащих, например, каротин (витамин А) и витамин Е (рис. 17).

Рис. 17.
Антиоксиданты: a - β-каротин; б - витамин Е

Итак, скоростью химической реакции можно управлять с помощью катализаторов и ингибиторов, изменением температуры, концентрации реагирующих веществ, давления (для гомогенных газовых реакций), площади соприкосновения реагирующих веществ (для гетерогенных процессов). И конечно же скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ.

Новые слова и понятия

1. Катализаторы.
2. Ферменты.
3. Катализ (гомогенный, гетерогенный, ферментативный).
4. Ингибиторы.
5. Антиоксиданты.

Задания для самостоятельной работы

1. Что такое катализаторы? Какую роль они играют в химических реакциях? Почему катализаторы ускоряют течение химических реакций?
2. Какую роль в истории человеческой цивилизации сыграл ферментативный катализ?
3. Подготовьте сообщение о роли катализаторов в современном производстве.
4. Подготовьте сообщение о роли ингибиторов в современном производстве.
5. Подготовьте сообщение о роли антиоксидантов в медицине и пищевой промышленности.