Katalizatorët janë substanca që mund të përshpejtojnë një reaksion kimik, pa u konsumuar vetë katalizatorët në reaksionin kimik. Është vërtetuar se katalizatorët ndryshojnë mekanizmin e një reaksioni kimik. Në këtë rast, lindin gjendje të tjera, të reja tranzicioni, të karakterizuara nga një lartësi më e ulët e barrierës së energjisë. Kështu, nën ndikimin e katalizatorit, zvogëlohet

energjia e aktivizimit të procesit (Fig. 3). Duke hyrë në lloje të ndryshme ndërveprimesh me grimcat e ndërmjetme, katalizatorët mbeten në sasi të pandryshuara në fund të reaksionit. Katalizatorët veprojnë vetëm në reaksionet e lejuara termodinamikisht. Katalizatori nuk mund të shkaktojë reaksion sepse nuk ndikon në forcat e tij lëvizëse. Katalizatori nuk ndikon në konstantën e ekuilibrit kimik, sepse zvogëlon në mënyrë të barabartë energjinë e aktivizimit të reaksioneve të përparme dhe të kundërta.

Fig.3 Diagrami energjetik i reaksionit A + B = AB a) pa katalizator dhe b) në prani të një katalizatori. Ea është energjia e aktivizimit të një reaksioni jo-katalitik; Ea 1 dhe Ea 2 - energjia e aktivizimit të reaksionit katalitik; AA është një përbërje reaktive e ndërmjetme e katalizatorit me një nga reagentët; A...K, AK...B – komplekset e aktivizuara të reaksionit katalitik; A…B - kompleksi i aktivizuar i një reaksioni jo-katalitik; ∆E mace. – ulje e energjisë së aktivizimit nën ndikimin e katalizatorit.

Ka kataliza homogjene dhe heterogjene. Në rastin e parë, katalizatori është në të njëjtën fazë me reagentët, dhe në të dytën, katalizatori është një substancë e ngurtë në sipërfaqen e së cilës zhvillohet një reaksion kimik midis reagentëve.

Ekuilibri kimik

Reaksionet kimike zakonisht ndahen në të kthyeshme dhe të pakthyeshme. Reaksionet kimike të pakthyeshme vazhdojnë derisa të paktën një nga substancat fillestare të konsumohet plotësisht, d.m.th. Produktet e reagimit ose nuk ndërveprojnë fare me njëri-tjetrin, ose formojnë substanca të ndryshme nga ato origjinale. Ka shumë pak reagime të tilla. Për shembull:

2KClO 3 (tv) = 2KCl (tv) + 3O 2 (g)

Në tretësirat e elektrolitit, reaksionet që ndodhin me formimin e reshjeve, gazeve dhe elektroliteve të dobëta (ujë, komponime komplekse) konsiderohen praktikisht të pakthyeshme.

Shumica e reaksioneve kimike janë të kthyeshme, d.m.th. ata shkojnë përpara dhe prapa. Kjo bëhet e mundur kur energjitë e aktivizimit të proceseve të drejtpërdrejta dhe të kundërta ndryshojnë pak nga njëra-tjetra, dhe produktet e reagimit janë në gjendje të shndërrohen në substanca fillestare. Për shembull, reaksioni i sintezës HI është një reagim tipik i kthyeshëm:

H 2(g) +I 2(g) ⇄ 2HI (g)

Ligji i veprimit të masës (shprehja e shpejtësisë së reaksionit) përkatësisht për proceset e drejtpërdrejta dhe të kundërta do të ketë formën: = ∙ ; = 2

Në një moment në kohë, një gjendje ndodh kur ritmet e reagimeve të përparme dhe të kundërta bëhen të barabarta = (Fig. 4).

Fig. 4 Ndryshimi në shpejtësinë e reaksioneve të përparme (dhe të kundërta) me kalimin e kohës t

Kjo gjendje quhet ekuilibër kimik. Është dinamike (lëvizëse) në natyrë dhe mund të zhvendoset në një drejtim ose në një tjetër në varësi të ndryshimeve në kushtet e jashtme. Duke filluar nga momenti i ekuilibrit, në kushte konstante të jashtme, përqendrimet e substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit nuk ndryshojnë me kalimin e kohës. Përqendrimet e reagentëve që i përgjigjen gjendjes së ekuilibrit quhen ekuilibri. Për të përcaktuar përqendrimin e ekuilibrit të një reagjenti, është e nevojshme të zbritet nga përqendrimi i tij fillestar sasia e substancës që ka reaguar deri në kohën kur ndodh gjendja e ekuilibrit: ME të barabartë = C ref. - ME pro-reaktor. Numri i reagentëve që hynë në reaksion dhe u formuan prej tyre në kohën e ekuilibrit të produkteve është në proporcion me koeficientët stoikiometrikë në ekuacionin e reaksionit.

Një gjendje ekuilibri në kushte konstante të jashtme mund të ekzistojë pafundësisht. Në një gjendje ekuilibri

∙ = [ 2 , prej nga / [= 2 / ∙ .

Në një temperaturë konstante, konstantet e shpejtësisë së proceseve të përparme dhe të kundërta janë vlera konstante.

Raporti i dy konstanteve është edhe vlera e konstantës K= / dhe quhet konstante e ekuilibrit kimik. Mund të shprehet

qoftë nëpërmjet përqendrimeve të reaktantëve = , ose nëpërmjet presioneve të tyre të pjesshme , nëse reaksioni ndodh me pjesëmarrjen e gazeve.

Në rastin e përgjithshëm, për reaksionin aA+bB+ …⇄cC+dD+ …konstanta e ekuilibrit kimik është e barabartë me raportin e produktit të përqendrimeve të produkteve të reaksionit me produktin e përqendrimeve të substancave fillestare në fuqi të barabartë me koeficientët e tyre stekiometrikë.

Konstanta e ekuilibrit kimik nuk varet nga rruga e procesit dhe përcakton thellësinë e shfaqjes së saj deri në momentin kur arrihet gjendja e ekuilibrit. Sa më e madhe kjo vlerë, aq më e madhe është shkalla e shndërrimit të reaktantëve në produkte.

Konstanta e ekuilibrit kimik, si dhe konstantet e shpejtësisë së reaksionit, janë funksione vetëm të temperaturës dhe natyrës së substancave që reagojnë dhe nuk varen nga përqendrimi i tyre.

Për proceset heterogjene, përqendrimi i lëndëve të ngurta nuk përfshihet në shprehjen e shpejtësisë së reaksionit dhe konstantës së ekuilibrit kimik, sepse reaksioni ndodh në sipërfaqen e fazës së ngurtë, përqendrimi i së cilës mbetet konstant me kalimin e kohës. Për shembull, për një reagim:

FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO 2 (g)

shprehja për konstantën e ekuilibrit do të jetë:

K p dhe K c lidhen nga relacioni K fq = K c (RT) ∆ n, kun=n vazhd. -n lëndët e para – ndryshimi i numrit të nishaneve të gaztë substanca gjatë reaksionit. Për këtë reaksion, K p = K c, pasi n e substancave të gazta është zero.

Pse katalizatorët rrisin shpejtësinë e një reaksioni kimik? Rezulton se ata veprojnë në përputhje të plotë me mençurinë popullore: "Një person i zgjuar nuk do të ngjitet në një mal, një person i zgjuar do të ecë rreth një mali". Në mënyrë që substancat të fillojnë të bashkëveprojnë, grimcave të tyre (molekulave, atomeve, joneve) duhet t'u jepet një energji e caktuar, e quajtur energji aktivizimi (Fig. 13, a). Katalizatorët e ulin këtë energji duke u kombinuar me një nga substancat reaguese dhe duke e lëvizur atë përgjatë një "mali energjik" për të takuar një substancë tjetër me më pak energji. Prandaj, në prani të një katalizatori, reaksionet kimike jo vetëm që zhvillohen më shpejt, por edhe në një temperaturë më të ulët, gjë që zvogëlon koston e proceseve të prodhimit.

Oriz. 13.
Diagramet energjetike të reaksioneve katalitike duke përdorur një katalizator konvencional (a) dhe selektiv (b)

Dhe jo vetëm. Përdorimi i katalizatorëve mund të çojë që të njëjtat substanca të reagojnë ndryshe, d.m.th., me formimin e produkteve të ndryshme (Fig. 13, b). Për shembull, amoniaku oksidohet nga oksigjeni në azot dhe ujë, dhe në prani të një katalizatori - në oksid azoti (II) dhe ujë (shkruani ekuacionet e reagimit dhe merrni parasysh proceset e oksidimit dhe reduktimit).

Procesi i ndryshimit të shpejtësisë së një reaksioni kimik ose rrugës përgjatë së cilës ai ndodh quhet katalizë. Ashtu si reaksionet, ekzistojnë lloje homogjene dhe heterogjene të katalizës. Kur përdoren enzimat, kataliza quhet enzimatike. Ky lloj katalizimi ka qenë i njohur për njeriun që nga kohërat e lashta. Falë zbërthimit enzimatik të substancave organike, njeriu mësoi të piqte bukë, të bënte birrë dhe të bënte verë dhe djathë (Fig. 14).

Oriz. 14.
Që nga kohërat e lashta, njeriu ka përdorur katalizën, e cila ndodh gjatë pjekjes së bukës, pirjes së birrës, verës, djathit.

Enzimat më të njohura në jetën e përditshme janë ato që gjenden në pluhurat larës. Ato ju lejojnë të pastroni rrobat tuaja nga njollat ​​dhe aromat e pakëndshme gjatë larjes.

Le të hedhim një vështrim më të afërt të katalizatorëve duke përdorur një eksperiment kimik.

Peroksidi i hidrogjenit (në jetën e përditshme shpesh quhet peroksid hidrogjeni) është një ilaç i nevojshëm në çdo kabinet të mjekësisë shtëpiake (Fig. 15).

Oriz. 15.
Zgjidhja e peroksidit të hidrogjenit

Data e skadencës duhet të tregohet në paketimin e këtij ilaçi, pasi ai dekompozohet gjatë ruajtjes:

Mirëpo, në kushte normale, ky proces ecën aq ngadalë sa nuk e vërejmë çlirimin e oksigjenit dhe vetëm duke hapur një shishe në të cilën është ruajtur peroksid hidrogjeni për një kohë të gjatë, mund të vërejmë se si lirohet pak gaz prej tij. Si ta përshpejtoni këtë proces? Le të bëjmë një eksperiment laboratorik.

Eksperimenti laboratorik nr. 9 Zbërthimi i peroksidit të hidrogjenit duke përdorur oksid mangani (IV).

Eksperimenti laboratorik nr.10
Zbulimi i katalazës në produktet ushqimore

Katalizatorët jo vetëm që i bëjnë më ekonomike proceset e prodhimit, por gjithashtu japin një kontribut të rëndësishëm në mbrojtjen e mjedisit. Kështu, makinat moderne të pasagjerëve janë të pajisur me një pajisje katalitike, brenda së cilës ka transportues katalizatorë qeramikë qelizor (platin dhe rodium). Duke kaluar nëpër to, substancat e dëmshme (oksidet e karbonit, oksidet e azotit, benzina e padjegur) shndërrohen në dioksid karboni, azot dhe ujë (Fig. 16).

Oriz. 16.
Konvertuesi katalitik i një makine që konverton oksidet e azotit nga gazrat e tij të shkarkimit në azot të padëmshëm.

Megjithatë, për reaksionet kimike, nuk janë të rëndësishëm vetëm katalizatorët që përshpejtojnë reaksionin, por edhe substancat që mund t'i ngadalësojnë ato. Substancat e tilla quhen frenues. Më të njohurit janë frenuesit e korrozionit të metaleve.

Eksperimenti laboratorik nr. 11
Frenimi i ndërveprimit të acideve me metalet nga metenamina

Në fjalorin e një personi të zakonshëm shpesh ka fjalë që janë huazuar nga kimia. Për shembull, antioksidantë, ose antioksidantë. Cilat janë substancat që quhen antioksidantë? Me siguri e keni vënë re se nëse e ruani gjalpin për një kohë të gjatë, ai ndryshon ngjyrën, shijen dhe merr një erë të pakëndshme - oksidohet në ajër. Për të parandaluar prishjen e produkteve ushqimore, atyre u shtohen antioksidantë. Ato luajnë një rol të rëndësishëm edhe në ruajtjen e shëndetit të njeriut, sepse në organizëm ndodhin edhe procese të padëshiruara të oksidimit, si pasojë e të cilave njeriu sëmuret, lodhet dhe plaket më shpejt. Trupi i njeriut merr antioksidantë duke ngrënë ushqime që përmbajnë, për shembull, karotinë (vitaminë A) dhe vitaminë E (Fig. 17).

Oriz. 17.
Antioksidantë: a - β-karoten; b - vitaminë E

Pra, shpejtësia e një reaksioni kimik mund të kontrollohet duke përdorur katalizatorë dhe frenues, ndryshime në temperaturë, përqendrim të substancave reaguese, presion (për reaksionet homogjene të gazit) dhe zonën e kontaktit të substancave reaguese (për proceset heterogjene). Dhe sigurisht, shpejtësia e reaksioneve kimike varet nga natyra e reaktantëve.

Fjalë dhe koncepte të reja

1. Katalizatorët.
2. Enzimat.
3. Kataliza (homogjene, heterogjene, enzimatike).
4. Frenuesit.
5. Antioksidantë.

Detyrat për punë të pavarur

1. Çfarë janë katalizatorët? Çfarë roli luajnë ato në reaksionet kimike? Pse katalizatorët përshpejtojnë reaksionet kimike?
2. Çfarë roli luajti kataliza enzimatike në historinë e qytetërimit njerëzor?
3. Përgatitni një raport mbi rolin e katalizatorëve në prodhimin modern.
4. Përgatitni një raport mbi rolin e frenuesve në prodhimin modern.
5. Përgatitni një raport mbi rolin e antioksidantëve në mjekësi dhe industri ushqimore.

Substancat që marrin pjesë në reaksione dhe rrisin shpejtësinë e tij, duke mbetur të pandryshuara në fund të reaksionit, quhen katalizatorë.

Dukuria e ndryshimit të shpejtësisë së reaksionit nën ndikimin e substancave të tilla quhet kataliza. Reaksionet që ndodhin nën ndikimin e katalizatorëve quhen katalitik.

Në shumicën e rasteve, efekti i një katalizatori shpjegohet me faktin se ai zvogëlon energjinë e aktivizimit të një reaksioni. Në prani të një katalizatori, reaksioni vazhdon nëpër faza të ndryshme të ndërmjetme sesa pa të, dhe këto faza janë më të aksesueshme nga ana energjike. Me fjalë të tjera, në prani të një katalizatori, lindin komplekse të tjera të aktivizuara dhe formimi i tyre kërkon më pak energji sesa formimi i komplekseve të aktivizuara që lindin pa një katalizator. Kështu, energjia e aktivizimit zvogëlohet ndjeshëm: disa molekula, energjia e të cilave ishte e pamjaftueshme për përplasje aktive, tani rezultojnë aktive.

Për një numër reaksionesh, janë studiuar ndërmjetësit; si rregull, ato janë produkte shumë aktive të paqëndrueshme.

Mekanizmi i veprimit të katalizatorëve shoqërohet me një ulje të energjisë së aktivizimit të reaksionit për shkak të formimit të komponimeve të ndërmjetme. Kataliza mund të përfaqësohet si më poshtë:

A + K = A...K

A...K + B = AB + K,

ku A...K është një përbërje e ndërmjetme e aktivizuar.

Figura 13.5 - Imazhi i rrugës së reaksionit të një reaksioni jokatalitik A + B → AB (lakorja 1) dhe një reaksioni katalitik homogjen (lakorja 2).

Në industrinë kimike, katalizatorët përdoren shumë gjerësisht. Nën ndikimin e katalizatorëve, reaksionet mund të përshpejtohen miliona herë ose më shumë. Në disa raste, nën ndikimin e katalizatorëve, mund të ngacmohen reaksione që praktikisht nuk ndodhin në kushte të caktuara pa to.

Të dallojë kataliza homogjene dhe heterogjene.

Kur kataliza homogjene katalizatori dhe reaktantët formojnë një fazë (gaz ose tretësirë). Kur kataliza heterogjene katalizatori është në sistem si një fazë e pavarur.

Shembuj të katalizës homogjene:

1) oksidimi i SO 2 + 1/2O 2 = SO 3 në prani të NO; NO oksidohet lehtësisht në NO 2 dhe NO 2 tashmë oksidon SO 2;

2) zbërthimi i peroksidit të hidrogjenit në një tretësirë ​​ujore në ujë dhe oksigjen: jonet Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, duke katalizuar dekompozimin e peroksidit të hidrogjenit, formojnë përbërje të ndërmjetme me të, të cilat më tej zbërthehen me çlirimi i oksigjenit.

Kataliza homogjene kryhet përmes reaksioneve të ndërmjetme me një katalizator, dhe si rezultat, një reagim me një energji të lartë aktivizimi zëvendësohet nga disa me energji aktivizimi më të ulët dhe një shpejtësi më të lartë:

CO + 1/2O 2 = CO 2 (katalizator - avujt e ujit).

Kataliza heterogjene përdoret gjerësisht në industrinë kimike. Shumica e produkteve të prodhuara aktualisht nga kjo industri merren duke përdorur katalizë heterogjene. Në katalizën heterogjene, reaksioni ndodh në sipërfaqen e katalizatorit. Nga kjo rrjedh se aktiviteti i katalizatorit varet nga madhësia dhe vetitë e sipërfaqes së tij. Për të pasur një sipërfaqe të madhe ("të zhvilluar"), katalizatori duhet të ketë një strukturë poroze ose të jetë në një gjendje shumë të grimcuar (shumë të shpërndarë). Në aplikimet praktike, katalizatori zakonisht aplikohet në një bartës që ka një strukturë poroze (shtuf, asbest, etj.).

Ashtu si në rastin e katalizës homogjene, në katalizën heterogjene reaksioni zhvillohet përmes ndërmjetësve aktivë. Por këtu këto komponime janë komponime sipërfaqësore të katalizatorit me substancat reaguese. Duke kaluar nëpër një sërë fazash që përfshijnë këto ndërmjetëse, reaksioni përfundon me formimin e produkteve përfundimtare dhe si rezultat katalizatori nuk konsumohet.

Të gjitha reaksionet heterogjene katalitike përfshijnë fazat e adsorbimit dhe desorbimit.

Efekti katalitik i sipërfaqes reduktohet në dy faktorë: një rritje në përqendrimin në ndërfaqe dhe aktivizimi i molekulave të përthithura.

Shembuj të katalizës heterogjene:

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

H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (katalizator - platin).

Kataliza luan një rol shumë të rëndësishëm në sistemet biologjike. Shumica e reaksioneve kimike që ndodhin në sistemin tretës, në gjak dhe në qelizat e kafshëve dhe njerëzve janë reaksione katalitike. Katalizatorët, të quajtur enzima në këtë rast, janë proteina të thjeshta ose komplekse. Kështu, pështyma përmban enzimën ptyalin, e cila katalizon shndërrimin e niseshtës në sheqer. Një enzimë që gjendet në stomak, pepsina, katalizon zbërthimin e proteinave. Ka rreth 30,000 enzima të ndryshme në trupin e njeriut: secila prej tyre shërben si një katalizator efektiv për reagimin përkatës.

Në klasat IX-X të shkollës së mesme ata vazhdojnë të formulojnë koncepte për shpejtësinë e reaksioneve kimike, ndikimin e faktorëve të ndryshëm në shpejtësinë e shndërrimeve kimike, zgjerojnë dhe thellojnë njohuritë për katalizën dhe katalizatorët dhe japin disa ide për mekanizmin e katalizatorëve. dukuritë.

Në temën “Metalet alkale”, duke demonstruar eksperimente si ndërveprimi i natriumit me ujin dhe acidin klorhidrik, bashkëveprimin e kaliumit dhe natriumit me ujin, mësuesi thekson se disa nga këto reaksione zhvillohen më shpejt se të tjerat në të njëjtat kushte. Për shembull, natriumi reagon më fuqishëm me acidin klorhidrik sesa me ujin; Kaliumi reagon më fuqishëm me ujin sesa natriumi. Pas eksperimenteve për djegien e natriumit, bakrit, antimonit, hidrogjenit dhe substancave organike në klor, mund të parashtrohen pyetjet: "Pse pluhuri i antimonit u mor për djegie në klor dhe jo copa? Pse digjet në klor një tufë teli të hollë bakri. , por një tel i trashë jo?” Në këto raste, ndryshimi në bashkëveprimin e substancave shpjegohet ose nga natyra e vetë substancave dhe struktura e atomeve, ose nga një sipërfaqe e ndryshme kontakti.

Në të njëjtën temë, kur i prezantoni studentët me vetitë e acidit klorhidrik, është e dobishme të zbuloni pse reaksionet midis këtij acidi dhe metaleve (zinkut, magnezit) përshpejtohen me kalimin e kohës. Përshpejtimi varet veçanërisht nga fakti se gjatë këtyre reaksioneve lëshohet një sasi e madhe nxehtësie dhe ndërsa substancat nxehen, shkalla e ndërveprimit rritet.

Duke përdorur shembullin e reaksionit midis aluminit dhe jodit, ia vlen të kujtojmë se çfarë është një katalizator dhe të tregojmë se uji mund të jetë një katalizator. Një përzierje e jodit dhe pluhurave të aluminit derdhet në një rrjetë asbesti në një grumbull dhe shtohen disa pika ujë. Ndërveprimi i substancave nën ndikimin e ujit përshpejtohet dhe shpërthen flaka. Mësuesi tërheq vëmendjen se në përzierjen që nuk u derdh nga kupa e porcelanit në rrjetë, nuk ndodhi një blic, por mund të ndodhë pas njëfarë kohe dhe pa ujë.

Duhet të theksohet se uji jo vetëm që përshpejton ndërveprimin e aluminit me jodin, por gjithashtu luan një rol katalitik në shumë procese kimike. Efekti katalitik i ujit gjatë djegies së gazrave të ndryshëm të përdorur në teknologji është shumë i rëndësishëm.

Kur merren parasysh vetitë e peroksidit të hidrogjenit, tregohet se peroksidi i hidrogjenit është një substancë shumë e brishtë. Kur ruhet në enë qelqi, dekompozohet ngadalë, duke lëshuar nxehtësi:

2H 2 O 2 = 2H 2 O 4 + O 2 + 46 kcal

Mësuesi/ja u kërkon nxënësve të listojnë kushtet që përshpejtojnë zbërthimin e peroksidit të hidrogjenit. Ata munden

tregojnë në këtë rast: 1) ngrohjen, 2) veprimin e katalizatorëve, 3) rritjen e përqendrimit të tretësirës. Mund të shtohet se dekompozimi i peroksidit të hidrogjenit gjithashtu ndodh më shpejt në dritë; kjo mund të konfirmohet nga përvoja në aktivitetet jashtëshkollore. Derdhni peroksid hidrogjeni në dy balona të fiksuara në mbajtëse dhe mbyllni ato me tapa me tuba për daljen e gazit. Vendosni tubat nën cilindra të përmbysur ose epruveta të mbushura me ujë dhe të ulura në një enë të gjerë me ujë. Mbështilleni njërën nga shishet me letër të zezë. Vendosni pajisjet në një dritare me diell ose ndriçoni ato me një llambë elektrike në 75-100 V. Eksperimenti do të tregojë dekompozimin e shpejtë të peroksidit të hidrogjenit nën ndikimin e dritës.

Pastaj, gjatë orës së mësimit, studentët studiojnë në mënyrë të pavarur ndryshimin në shkallën e dekompozimit të peroksidit të hidrogjenit nën ndikimin e katalizatorëve. Për punë, ju jepet një zgjidhje 3-5% e peroksidit të hidrogjenit, dioksidit të manganit, acidit klorhidrik të koncentruar, një copëz, një hinkë, letër filtri dhe disa epruveta.

Detyrat: 1) Kontrolloni nëse peroksidi i hidrogjenit është duke u dekompozuar në tretësirën e lëshuar? 2) Duke përdorur dioksid mangani, përshpejtoni reagimin e dekompozimit të peroksidit të hidrogjenit. 3) Vërtetoni se dioksidi i manganit nuk ndryshoi kimikisht si rezultat i reaksionit * 4) Vërtetoni se dioksidi i manganit, i përdorur tashmë si katalizator, mund të përshpejtojë përsëri dekompozimin e peroksidit të hidrogjenit.

* (Provoni me acid klorhidrik kur nxehet.)

Pas përfundimit të punës së pavarur, mësuesi/ja tregon se për të përshpejtuar të njëjtin reaksion kimik mund të përdoren katalizatorë të ndryshëm dhe se zbërthimi i një lënde inorganike (peroksid hidrogjeni) përshpejtohet nga katalizatorët organikë - enzimat. Një zgjidhje 3% e peroksidit të hidrogjenit derdhet në një gotë të vogël, më pas vendoset një pjesë e vogël e mishit të papërpunuar në të. Oksigjeni lirohet intensivisht nga tretësira, pasi gjaku dhe indet e kafshëve përmbajnë enzimën katalazë. Duhet theksuar se enzimat janë përshpejtues të shkëlqyer të reagimit natyror. Një nga detyrat e rëndësishme të kimisë së ardhshme është prodhimi artificial dhe përdorimi industrial i katalizatorëve që do të ngjajnë me enzimat në përbërjen dhe vetitë e tyre katalitike.

Për të shpjeguar pse dekompozimi i peroksidit të hidrogjenit është më i shpejtë kur ruhet në enë qelqi, kryhet një eksperiment. Një tretësirë ​​e peroksidit të hidrogjenit derdhet në tre epruveta, njërës prej tyre i shtohet një tretësirë ​​e acidit sulfurik, në tjetrën i shtohet sodë kaustike dhe e treta lihet për krahasim (tretësirë ​​kontrolli). Të tre tretësirat nxehen (jo deri në zierje). Oksigjeni do të lirohet fuqishëm nga një provëz me zgjidhje të peroksidit të hidrogjenit dhe hidroksidit të natriumit, më pak fort - nga një provëz me një zgjidhje kontrolli. Në prani të acidit sulfurik (joneve të hidrogjenit), peroksidi i hidrogjenit nuk dekompozohet. Jonet OH katalizojnë procesin e dekompozimit të peroksidit të hidrogjenit, prandaj, në një enë qelqi, muret e së cilës lëshojnë jonet hidroksil në tretësirë, peroksidi i hidrogjenit dekompozohet lehtësisht.

Vazhdon konsolidimi dhe zhvillimi i njohurive për shpejtësinë e reaksioneve kimike. Duke kaluar një përzierje të dioksidit të squfurit dhe oksigjenit në një tub qelqi të ngrohur pa katalizator, mësuesi tregon se formimi i anhidridit sulfurik në këto kushte nuk vërehet dhe pyet nxënësit se si mund të përshpejtohet bashkëveprimi i gazeve. Gjatë bisedës, rezulton se metoda të tilla të përshpejtimit të reaksioneve si rritja e përqendrimeve të reagentëve, rritja e temperaturës, pa përdorimin e një katalizatori, nuk japin rezultatet e nevojshme. Reagimi i oksidimit të dioksidit të squfurit në dioksid squfuri është i kthyeshëm:

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,

dhe rritja e temperaturës përshpejton zbërthimin e anhidridit sulfurik në një masë më të madhe sesa formimi i tij.

Ata kontrollojnë nëse oksidi i hekurit do të jetë një katalizator për reaksionin e oksidimit të dioksidit të squfurit. Kur demonstrohet oksidimi i kontaktit të dioksidit të squfurit në anhidrid squfurik në prani të oksidit të hekurit, vërehet formimi i anhidrit sulfurik, i cili tymos në ajër. Më pas konstatohet se oksidi i hekurit nuk ka ndryshuar kimikisht si rezultat i reaksionit. Për ta bërë këtë, përsërisni eksperimentin e oksidimit të kontaktit të dioksidit të squfurit në anhidrid sulfurik me të njëjtën pjesë të oksidit të hekurit. Më tej vihet re se katalizatorë të ndryshëm mund të përdoren për të përshpejtuar oksidimin e dioksidit të squfurit. Përveç oksidit të hekurit, platini u përdor në industrinë kimike, dhe tani përdoret pentoksidi i vanadiumit V 2 O 5 *.

* (Katalizatori i vanadiumit i përdorur aktualisht ka një përbërje komplekse (shih: D. A. Epshtein. Mësuesi i kimisë për teknologjinë kimike, M., Shtëpia Botuese e Akademisë së Shkencave të RSFSR, 1961).)

Është gjithashtu e rëndësishme të theksohet vetia e katalizatorit, duke përshpejtuar reaksionin, pa ndikuar në kthyeshmërinë e tij: reaksioni i oksidimit të dioksidit të squfurit në dioksid squfuri mbetet i kthyeshëm edhe nëse përdoret një katalizator.

Gjatë studimit të metodës së kontaktit për prodhimin e acidit sulfurik, është e nevojshme të merret parasysh përdorimi i një katalizatori në industri. Pa një katalizator, prodhimi i shpejtë i sasive të mëdha të anhidritit sulfurik do të ishte i pamundur, por përdorimi i tij imponon disa kërkesa shtesë në kushtet e procesit. Fakti është se papastërtitë në reaktantë ndikojnë negativisht në katalizator. Trioksidi i arsenikut ka një efekt negativ në katalizatorin e vanadiumit, siç thonë ata, "e helmon" atë. Prandaj, është i nevojshëm pastrimi i kujdesshëm i gazeve që reagojnë nga papastërtitë.

Nëse nxënësit kanë një pyetje se përse helmohet katalizatori, mësuesi fillimisht shpjegon veprimin e tij duke përdorur teorinë e formimit të përbërjeve të ndërmjetme dhe më pas shqyrton efektin helmues të papastërtive.

Përshpejtimi i reaksioneve me ndihmën e një katalizatori ndodh për faktin se ai formon komponime të dobëta me substancat fillestare, dhe më pas lirohet përsëri në një formë të lirë. Këto reaksione zhvillohen shumë më shpejt sesa reagimi midis dioksidit të squfurit dhe oksigjenit. Nëse përzierja e gazeve përmban papastërti që hyjnë në reaksione të pakthyeshme me katalizatorin, atëherë ndodh helmimi i tij. Pavarësisht pastrimit të kujdesshëm të gazeve, aktiviteti i katalizatorëve të përdorur në prodhimin e acidit sulfurik zvogëlohet me kalimin e kohës. "Plakja" e tij shkaktohet jo vetëm nga helmimi gradual, por edhe nga ngrohja e zgjatur dhe shkatërrimi mekanik, të cilat ndryshojnë gjendjen e sipërfaqes së katalizatorit. Jo e gjithë sipërfaqja e katalizatorit merr pjesë në reagimin e katalizuar, por vetëm pjesët e tij të shkurtuara - qendrat aktive, dhe numri i këtyre qendrave zvogëlohet me "plakjen".

Seksioni i mëparshëm shqyrtoi se si, në dritën e teorisë së strukturës atomike, efekti i energjisë në fillimin e një reaksioni kimik duhet t'u shpjegohet studentëve. Kjo do të bëjë të mundur zgjidhjen e pyetjes pse reaksionet kimike përshpejtohen kur nxehen. Nxënësit e dinë se me rritjen e temperaturës në substanca, rritet numri i molekulave aktive, rritet shpejtësia e lëvizjes së molekulave dhe numri i takimeve të tyre për njësi të kohës. Në atomet e molekulave aktive, elektronet zhvendosen në nivele më të larta të energjisë; molekula të tilla janë të paqëndrueshme dhe mund të reagojnë më lehtë me molekulat e substancave të tjera.

Teoria e disociimit elektrolitik shpjegon pse reaksionet midis tretësirave të acideve, kripërave dhe bazave ndodhin pothuajse menjëherë. Tretësirat e këtyre substancave tashmë përmbajnë grimca aktive - jone të ngarkuar në mënyrë të kundërt. Prandaj, reaksionet midis tretësirave ujore të acideve, kripërave dhe bazave zhvillohen shumë shpejt dhe ndryshojnë dukshëm nga reaksionet midis të njëjtave substanca, por të marra në formë të thatë.

Duke filluar një mësim me temën "Shpejtësia e një reaksioni kimik", mësuesi kujton se reaksionet kimike mund të ndodhin me shpejtësi të ndryshme; studimi i kushteve që ndikojnë në të ka një rëndësi të madhe praktike.

Si mund të matni shpejtësinë e një reaksioni kimik?

Nxënësit tashmë e dinë se shpejtësia e një transformimi kimik mund të gjykohet nga sasia e një lënde që ka reaguar ose është prodhuar në një kohë të caktuar, se shpejtësia e lëvizjes mekanike matet me rrugën që përshkon një trup për njësi të kohës; Për të llogaritur këtë shpejtësi, përdorni formulën

ku v është shpejtësia, S është rruga dhe t është koha.

Duke marrë parasysh këtë, studentët shkruajnë me analogji një formulë për llogaritjen e shpejtësisë së një reaksioni kimik

ku m është sasia e substancës që ka hyrë në reaksion ose është marrë si rezultat i tij gjatë kohës t.

Konsideroni se cili është disavantazhi i kësaj formule. Rezulton se kur e përdorni, shkalla e llogaritur e reagimit do të jetë e ndryshme edhe për dy pjesë të së njëjtës substancë të marra në të njëjtat kushte.

Le të supozojmë se 15 g lëndë dekompozohet në një enë çdo sekondë. Rezulton se kur futet një ndarje në këtë enë, e cila do ta ndajë substancën në të në dy pjesë në një raport 1:2, në pjesën e parë (më të vogël) reaksioni do të vazhdojë me një shpejtësi prej 5 g/sek. , dhe në të dytën - 10 g/sek.

Në mënyrë që shpejtësia e llogaritur të karakterizojë vetë reaksionin, dhe jo sasinë e substancës fillestare që merret, është e nevojshme të merret parasysh ndryshimi në masën e reaktantit për vëllim, d.m.th., ndryshimi në përqendrimin e reaktant. Prandaj, shpejtësia e një reaksioni kimik mund të llogaritet duke përdorur formulën:

v=c 0 -c t /t

ku c 0 është përqendrimi fillestar i ndonjë prej substancave që reagojnë, c t është përqendrimi i së njëjtës substancë pas t sekondave. Gjatë llogaritjes së shpejtësisë, përqendrimi zakonisht shprehet në mol për litër dhe koha në sekonda.

Ky mësim fokusohet në mënyrat më të rëndësishme për të përshpejtuar reaksionet kimike. Për këtë qëllim, kryhet një eksperiment laboratorik që tregon se shpejtësia e një reaksioni kimik varet nga përqendrimi i substancave që reagojnë.

Për eksperimentin përdoren pajisjet e mëposhtme të vendosura në tavolinat e nxënësve: 1) një stendë me tre epruveta, njëra prej të cilave përmban një kristal jodur natriumi ose jodur kaliumi (madhësia prej 2 - 3 koka kunjash), tjetra. përmban një zgjidhje të klorurit ferrik, dhe e treta - bosh; 2) një balonë ose gotë me ujë; 3) dy tuba qelqi identik; 4) shufër qelqi.

Mësuesi/ja fton nxënësit të përgatiten për eksperimentin: 1) shtoni ujë në jodur natriumi për të formuar 1/2 provëz tretësirë ​​dhe përzieni lëngun me shkop, 2) hidhni 1/3 e tretësirës që rezulton në një provëz tjetër, 3 ) shtohet në tretësirën e derdhur në një provëz tjetër me një tretësirë ​​uji, në mënyrë që vëllimet e tretësirave të jodur natriumit (ose jodur kaliumi) në epruveta të jenë të njëjta.

Mësuesi/ja bën pyetje për të kontrolluar se nxënësit i kuptojnë udhëzimet:

1) Sa herë hollohet tretësira e jodur natriumit në epruvetën e dytë?

2) Sa herë është më i madh përqendrimi i kripës në epruvetën e parë se në të dytën?

Vihet re se përqendrimi i njërës prej tretësirave është dyfishi i përqendrimit të tjetrit. Pas kësaj, në dy tretësirat e përgatitura, kloruri i hekurit reagon me jodur natriumi, i cili çliron jod të lirë:

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

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

Nxënësit vendosin se në cilën epruvetë shkalla e bashkëveprimit të kripërave është më e madhe dhe me çfarë kriteresh mund të gjykohet kjo. Supozimi është testuar në mënyrë eksperimentale.

Fillimisht, në të dy epruvetat hidhen sasi të barabarta paste niseshteje me tretësirë ​​të jodur natriumi (ose jodur kaliumi) dhe më pas, pas përzierjes, disa pika të një solucioni 5-10% të klorurit të hekurit. Këshillohet që tretësira e klorurit të hekurit të hidhet në të dy epruvetat në të njëjtën kohë. Ngjyra blu shfaqet më shumë në një provëz me një zgjidhje me përqendrim më të lartë. Në epruvetën ku përqendrimi i tretësirës është më i lartë, jonet e jodit kanë më shumë gjasa të takohen me jonet e ferrit, dhe për këtë arsye ndërveprojnë me ta më shpesh - reagimi vazhdon më shpejt.

Mësuesi/ja tregon djegien e squfurit në ajër dhe pyet nxënësit se si mund të përshpejtohet ky reagim. Nxënësit sugjerojnë vendosjen e squfurit të djegur në oksigjen dhe të kryejnë këtë eksperiment. Bazuar në analizën e eksperimenteve, nxirret një përfundim i përgjithshëm: shpejtësia e një reaksioni kimik varet nga përqendrimi i substancave që reagojnë (numri i joneve ose molekulave për njësi vëllimi).

Ne kalojmë në çështjen e ndikimit të sipërfaqes së substancave që reagojnë në shpejtësinë e reaksionit kimik. Nxënësit kujtojnë reaksionet që përfshijnë përzierjen dhe bluarjen e substancave reaguese: bluarja e një përzierje amoniaku me gëlqere të shuar, bashkëveprimi i copave të vogla mermeri ose zinku me acid klorhidrik, djegia e karburantit të pluhurosur në grykë, përdorimi i xeheve të grimcuara në shkrirjen e metalet dhe piritet e squfurit në prodhimin e acidit sulfurik. Kushtet për djegien e piriteve në prodhimin e acidit sulfurik diskutohen më në detaje. Për të prodhuar dioksid squfuri, përdoret piriti i grimcuar, pasi digjet më shpejt se piriti i marrë në copa të mëdha. Djegia e piritit të pluhurosur ndodh veçanërisht shpejt nëse ai nxirret me një rrymë ajri nga një hundë, si dhe kur digjet në një shtrat të lëngshëm, kur e gjithë sipërfaqja e pjesëve të piritit bie në kontakt me ajrin.

Duhet të kihet parasysh se reaksionet kimike me substanca të ndezshme shumë të grimcuara mund të shoqërohen me një shpërthim. Ka pasur, për shembull, shpërthime pluhuri sheqeri në fabrikat e prodhimit të sheqerit.

Ata arrijnë në përfundimin se sa më e grimcuar të jetë një lëndë e ngurtë, aq më e shpejtë është shpejtësia e reaksionit kimik në të cilin ai merr pjesë.

Më pas analizohet efekti i temperaturës në shpejtësinë e një reaksioni kimik. E njëjta sasi e tretësirës së acidit sulfurik derdhet në një provëz me 1/4 e tretësirës hiposulfite; Paralelisht me këtë eksperiment, tretjet e nxehta të hiposulfitit dhe acidit sulfurik kullohen:

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

Shënohet koha derisa tretësirat të turbullohen. Mësuesi thotë se kur temperatura rritet me 10°C, shpejtësia e shumicës së reaksioneve rritet me 2-3 herë.

Në bazë të njohurive të marra, nxënësve u jepet mundësia të shpjegojnë përshpejtimin e reaksioneve kimike kur nxehen substancat.

Në këtë mësim nuk ka nevojë të demonstrohet përvoja në efektet katalitike të substancave, pasi studentët u njohën me të duke përdorur shembuj të reagimit të dekompozimit të peroksidit të hidrogjenit dhe oksidimit të dioksidit të squfurit. Ata rendisin reaksionet katalitike të njohura për ta dhe japin përkufizimet e katalizës dhe katalizatorit.

Për të konsoliduar njohuritë në këtë mësim, bëhen pyetjet e mëposhtme:

1. Çfarë përcakton shpejtësinë e një reaksioni kimik? Jep shembuj.
2. Në çfarë kushtesh rritet shpejtësia e një reaksioni kimik?
3. Si, në dritën e teorisë së disociimit elektrolitik, mund të shpjegohet se evolucioni i hidrogjenit kur zinku reagon me acidin acetik ndodh shumë më ngadalë sesa kur zinku reagon me acid klorhidrik?
4. Në çfarë mënyrash mund të shpejtoni reagimin midis zinkut dhe acidit klorhidrik?
5. Pse një copëz që digjet në ajër ndizet në oksigjen?
6. Ju janë dhënë dy epruveta në të cilat karbonati i kalciumit reagon ngadalë me acidin klorhidrik. Përpiquni të shpejtoni reaksionin kimik në çdo epruvetë duke përdorur teknika të ndryshme.
7. Pse rritet shpejtësia e një reaksioni kimik me rritjen e temperaturës?
8. Cilat metoda të përshpejtimit të reaksioneve kimike përdoren në prodhimin e acidit sulfurik?
9. Rendisni se cilat reaksione kimike të njohura për ju janë përshpejtuar nga katalizatorët.

Kur studiojnë reagimin e sintezës së amoniakut, studentët përsëri ndeshen me përdorimin e një katalizatori dhe, së bashku me konsolidimin e informacionit të marrë më parë në lidhje me katalizën dhe katalizatorët, kjo njohuri mund të zhvillohet disi.

Mësuesi tërheq vëmendjen për faktin se të dy reaksionet - sinteza e amoniakut dhe zbërthimi i tij në azot dhe hidrogjen - ndodhin në prani të të njëjtit katalizator - hekurit të reduktuar, i cili përshpejton si reagimet e përparme ashtu edhe ato të kundërta në të njëjtën masë. Prandaj, katalizatori nuk e zhvendos ekuilibrin kimik, por vetëm kontribuon në një arritje më të shpejtë të kësaj gjendje. Për të kontrolluar se e kuptojnë këtë dispozitë, mësuesi u drejton atyre pyetje:

1. A është e mundur të prodhohet amoniak në prodhim nga një përzierje e azotit dhe hidrogjenit nën presion të lartë dhe ngrohje, por pa një katalizator? Pse?
2. Reaksioni i sintezës së amoniakut përshpejtohet nga nxehtësia dhe një katalizator. Cili është ndryshimi në ndikimin e këtyre kushteve në ekuilibrin kimik?

Duke i njohur nxënësit me sintezën e amoniakut në prodhim, mësuesi vë në dukje se katalizatori e humbet shpejt aktivitetin e tij nëse gazrat (hidrogjeni dhe azoti) nuk çlirohen fillimisht nga papastërtitë. Në këtë proces, oksigjeni, avujt e ujit, monoksidi i karbonit, sulfidi i hidrogjenit dhe komponimet e tjera të squfurit kanë një efekt helmues.

Ashtu si në rastin e oksidimit katalitik të dioksidit të squfurit në trioksid, gjatë sintezës së amoniakut katalizatori ushtron efektin e tij përshpejtues vetëm brenda kufijve të caktuar të temperaturës. Në temperaturat mbi 600°C, hekuri i reduktuar redukton aktivitetin e tij katalitik.

Duke përdorur shembullin e sintezës së amoniakut, mund të shqyrtojmë mekanizmin e veprimit të katalizatorit. Vihet re se nitridi i hekurit formohet në sipërfaqen e katalizatorit të hekurit:

Hidrogjeni reagon me nitridin për të prodhuar amoniak:

FeN 2 + 3H 2 → Fe + 2NH 3.

Pastaj procesi përsëritet.

Reaksionet e formimit të nitridit të hekurit dhe ndërveprimi i tij me hidrogjenin vazhdojnë shumë shpejt.

Gjatë studimit të reaksioneve të oksidimit të amoniakut, pas demonstrimit të eksperimenteve për djegien e amoniakut në oksigjen dhe oksidimin katalitik të amoniakut, tërhiqet vëmendja e studentëve për faktin se lëndët fillestare në këto dy raste janë marrë të njëjta, por në varësi të kushte (përdorimi i një katalizatori), fitohen produkte të ndryshme.

Oksidimi i amoniakut mund të ndodhë me formimin e substancave të ndryshme sipas ekuacioneve:

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.

Katalizatori, platini, përshpejton vetëm të fundit nga këto reaksione. Prandaj, duke përdorur një katalizator, është e mundur të drejtoni ndërveprimin e amoniakut dhe oksigjenit në drejtimin e dëshiruar. Kjo gjen zbatim në prodhimin kimik në prodhimin e acidit nitrik.

Formimi i konceptit të prodhimit kimik në klasën IX ofron mundësi të mëdha për njohjen e studentëve me kontrollin praktik të shpejtësisë së reaksioneve kimike në impiantet kimike.

Bazuar në përgjithësimin e njohurive për prodhimin e studiuar më parë (acidet klorhidrik, sulfurik, nitrik, amoniak), mësuesi formon te studentët konceptin e kushteve më të mira për kryerjen e reaksioneve kimike në prodhim: përdorimi i temperaturave optimale, rritja e përqendrimit të reaksionit. substancave, duke rritur sipërfaqen e kontaktit të substancave reaguese dhe përdorimin e katalizatorëve. Pas kësaj, për të identifikuar rrethanat që kufizojnë përdorimin e çdo kushti, nxënësve u drejtohet pyetja: “A është e mundur të rritet temperatura pafundësisht për të përshpejtuar reaksionet kimike në prodhim?” Ata zbulojnë se ngrohja e fortë mund të zhvendosë ekuilibrin kimik në një drejtim të padëshiruar dhe në rastin e përdorimit të një katalizatori, të zvogëlojë aktivitetin e tij. Duke marrë parasysh këtë, në prodhim përdoren temperatura jo maksimale, por optimale.

Në të njëjtën mënyrë analizohen kushtet e tjera për kryerjen e reaksioneve kimike në prodhim.

Studimi i materialit të ri faktik në kimi në klasat IX-X përdoret për të konsoliduar më tej njohuritë për shpejtësinë e reaksioneve kimike.

Kur studion vetitë e fosforit të bardhë, mësuesi thotë se shkëlqimi i fosforit të bardhë në errësirë ​​tregon oksidimin e ngadaltë të tij në ajër. Më tej, ne konsiderojmë se në cilat kushte mund të përshpejtohet oksidimi i fosforit të bardhë. Ngrohja, shtypja e fosforit dhe përdorimi i oksigjenit në fakt përshpejtojnë oksidimin e fosforit, duke shkaktuar ndezjen e tij.

Nxënësit përdorin njohuritë për mënyrat e përshpejtimit të proceseve kimike për të parashikuar kushtet për formimin e superfosfatit. Ata thonë se reaksioni midis fosfatit terciar të kalciumit dhe acidit sulfurik mund të përshpejtohet duke ngrohur, bluar fosfatin e kalciumit, duke trazuar dhe duke rritur përqendrimin e acidit sulfurik. Mësuesi, duke përmbledhur atë që u tha, shton se në

Në këtë prodhim, me të vërtetë përdoret ngrohja, por për këtë ata përdorin nxehtësinë e lëshuar gjatë vetë reaksionit, kur fosfati terciar i kalciumit i grimcuar përzihet plotësisht me acidin sulfurik.

Ndërsa studentët studiojnë substanca organike, ata ndeshen me shumë procese që përfshijnë katalizatorë, për shembull, prodhimin e benzinës së aviacionit, gomës dhe hidrokarbureve aromatike.

Mund të konsiderojmë rolin e acidit sulfurik në hidratimin e etilenit. Në prani të acidit sulfurik, në vend të reaksionit të ngadalshëm të shtimit të ujit në etilen (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH), proceset e mëposhtme ndodhin shpejt njëri pas tjetrit: 1) acidi sulfurik shtohet në etilen. , duke formuar eter etilik sulfurik:

2) Eteri etilik i squfurit i nënshtrohet saponifikimit për të formuar alkool etilik dhe acid sulfurik.

Pas distilimit të alkoolit, acidi sulfurik shfaqet në të njëjtën sasi, por ai mori pjesë në formimin e produktit të ndërmjetëm. Nxënësit shqyrtojnë në mënyrë të pavarur shembuj të tjerë të veprimit katalitik të acidit sulfurik (formimi i etilenit dhe eterit etilik nga alkooli etilik) kur bëjnë detyrat e tyre të shtëpisë.

Të njëjtat substanca me të njëjtin katalizator, por në temperatura të ndryshme, reagojnë për të formuar produkte të ndryshme. Kjo duhet theksuar kur njiheni me vetitë e alkooleve.

Ndërveprimi i monoksidit të karbonit me hidrogjenin tregon se duke përdorur katalizatorë të ndryshëm, mund të përftohen produkte të ndryshme organike nga të njëjtat substanca. Ky ndërveprim mund të çojë në formimin e alkoolit metil, hidrokarbureve ose alkooleve më të larta. Drejtimi i dëshiruar i ndërveprimit të substancave arrihet përmes përdorimit të një katalizatori që përshpejton reaksionin përkatës, por nuk ka një efekt të rëndësishëm tek të tjerët. Për të përshpejtuar reagimin e formimit të alkoolit metil, një përzierje e oksideve të kromit dhe oksidit të zinkut përdoret si katalizator.

Pasi studiojnë hidrokarburet dhe përbërjet organike që përmbajnë oksigjen për të përgjithësuar njohuritë e tyre, nxënësve u ofrohet një detyrë për punë të pavarur në klasë ose në shtëpi: zgjidhni nga një pjesë e tillë dhe e tillë e tekstit shkollor të gjitha rastet e reaksioneve katalitike dhe secilit student i jepet vetëm pjesë e tillë e materialit të tekstit shkollor që mund ta shikojë në kohën e caktuar .

Kur analizohen metodat industriale për prodhimin e substancave organike, është e dobishme të tërhiqet vëmendja e studentëve për faktin se për të kontrolluar shpejtësinë e reaksioneve kimike ata përdorin të njëjtat teknika që përdoren në prodhimin e substancave inorganike.

38. Ndikimi i një katalizatori në shpejtësinë e reaksioneve kimike. Arsyet e ndikimit të katalizatorit.

Substancat që nuk konsumohen si rezultat i një reaksioni, por ndikojnë në shpejtësinë e tij, quhen katalizatorë. Katalizatorët që reduktojnë shpejtësinë e një reaksioni quhen frenues. Efekti që kanë katalizatorët në reaksionet kimike quhet kataliza . Thelbi i katalizës është se në prani të një katalizatori, rruga përgjatë së cilës zhvillohet reaksioni i përgjithshëm ndryshon, formohen gjendje të tjera tranzicioni me energji të ndryshme aktivizimi, dhe për këtë arsye edhe shpejtësia e reaksionit kimik ndryshon. Ka kataliza homogjene dhe heterogjene. Në katalizën heterogjene, reaksioni ndodh në sipërfaqen e katalizatorit. Nga kjo rrjedh se aktiviteti i katalizatorit varet nga madhësia dhe vetitë e sipërfaqes së tij. Për të pasur një sipërfaqe të madhe, katalizatori duhet të ketë një strukturë poroze ose të jetë në një gjendje shumë të fragmentuar. Katalizatorët dallohen nga selektiviteti: ata veprojnë në mënyrë selektive në procese, duke i drejtuar ato në një drejtim të caktuar. Kataliza negative përdoret për të ngadalësuar korrozionin.

39. Proceset e kthyeshme. Bilanci kimik. Konstanta e ekuilibrit.

Reaksionet që zhvillohen vetëm në një drejtim dhe përfundojnë me shndërrimin e plotë të reaktantëve fillestarë në substanca përfundimtare quhen të pakthyeshme. 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . E kthyeshme Reaksionet që ndodhin njëkohësisht në dy drejtime reciprokisht të kundërta quhen. 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Reaksionet e kthyeshme nuk përfundojnë: asnjë nga reaktantët nuk konsumohet plotësisht. Proceset e kthyeshme: në fillim, kur përzihen substancat fillestare, shkalla e reagimit përpara është e lartë dhe shpejtësia e reagimit të kundërt është zero. Ndërsa reaksioni vazhdon, materialet fillestare konsumohen dhe përqendrimet e tyre bien, duke rezultuar në një ulje të shpejtësisë së reagimit. Në të njëjtën kohë, shfaqen produkte të reagimit, përqendrimi i të cilave rritet, dhe, në përputhje me rrethanat, rritet shkalla e reagimit të kundërt. Kur ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta bëhen të barabarta, ndodh ekuilibri kimik. Quhet ekuilibër dinamik, pasi ndodhin reaksione përpara dhe të kundërta, por për shkak të shpejtësive të njëjta, ndryshimet në sistem nuk janë të dukshme. Një karakteristikë sasiore e ekuilibrit kimik është një vlerë e quajtur konstanta e ekuilibrit kimik. Në ekuilibër, shpejtësitë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta, ndërsa përqendrimet konstante të substancave fillestare dhe produkteve të reaksionit, të quajtura përqendrime ekuilibri, vendosen në sistem. Për 2CO + O 2 = 2CO 2 konstanta e ekuilibrit mund të llogaritet duke përdorur ekuacionin: Vlera numerike e konstantës së ekuilibrit, në një përafrim të parë, karakterizon rendimentin e një reaksioni të caktuar. Rendimenti i një reaksioni është raporti i sasisë së substancës së përftuar me sasinë që do të fitohej nëse reaksioni vazhdonte deri në përfundim. K>>1 rendimenti i reaksionit është i lartë, 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. Ndikimi i faktorëve të ndryshëm në zhvendosjen e ekuilibrit. Parimi i Le Chatelier.

Nëse sistemi është në ekuilibër, atëherë ai do të mbetet në të për sa kohë që kushtet e jashtme mbeten konstante. Procesi i ndryshimit të çdo kushti që ndikon në ekuilibër quhet një zhvendosje në ekuilibër.

Parimi Le's: Nëse në sistem. Gjej. në ekuilibër për të ushtruar një ndikim të jashtëm, pastaj sistemi i ndryshimit. në mënyrë të tillë që të kompensohet ky ndikim.

Pasojat: 1) Me rritjen e temperaturës. zhvendosja e bilancit në favor të një reaksioni endotermik.

2) Me rritjen e presionit, ekuilibri ndryshon. drejt një vëllimi më të vogël (ose një numri më të vogël nishanesh)

3) Me një rritje të përqendrimit të njërës prej substancave fillestare, ekuilibri zhvendoset drejt rritjes së përqendrimit të produkteve të reaksionit dhe anasjelltas.