Katalysatorer är ämnen som kan påskynda en kemisk reaktion, utan att själva katalysatorerna förbrukas i den kemiska reaktionen. Det har fastställts att katalysatorer förändrar mekanismen för en kemisk reaktion. I detta fall uppstår andra, nya övergångstillstånd, kännetecknade av en lägre energibarriärhöjd. Sålunda, under inverkan av katalysatorn, minskar den

processens aktiveringsenergi (fig. 3). Katalysatorerna går in i olika typer av interaktioner med mellanliggande partiklar, och katalysatorerna förblir i oförändrade mängder vid slutet av reaktionen. Katalysatorer verkar endast på termodynamiskt tillåtna reaktioner. Katalysatorn kan inte orsaka en reaktion pga påverkar inte dess drivkrafter. Katalysatorn påverkar inte den kemiska jämviktskonstanten, eftersom minskar lika mycket aktiveringsenergin för både framåt- och bakåtreaktioner.

Fig.3 Energidiagram av reaktionen A + B = AB a) utan katalysator och b) i närvaro av en katalysator. Ea är aktiveringsenergin för en icke-katalytisk reaktion; Ea 1 och Ea 2 - aktiveringsenergi för den katalytiska reaktionen; AA är en intermediär reaktiv förening av katalysatorn med ett av reagenserna; A...K, AK...B – aktiverade komplex av den katalytiska reaktionen; A...B - aktiverat komplex av en icke-katalytisk reaktion; ∆E kat. – minskning av aktiveringsenergin under påverkan av katalysatorn.

Det finns homogen och heterogen katalys. I det första fallet är katalysatorn i samma fas med reagenserna, och i det andra är katalysatorn en fast substans på vars yta en kemisk reaktion mellan reagensen äger rum.

Kemisk jämvikt

Kemiska reaktioner brukar delas in i reversibla och irreversibla. Irreversibla kemiska reaktioner pågår tills åtminstone en av utgångsämnena är helt förbrukad, d.v.s. Reaktionsprodukterna interagerar antingen inte alls med varandra eller bildar ämnen som skiljer sig från de ursprungliga. Det finns väldigt få sådana reaktioner. Till exempel:

2KClO3 (tv) = 2KCl (tv) + 3O2 (g)

I elektrolytlösningar anses reaktioner som uppstår med bildandet av utfällning, gaser och svaga elektrolyter (vatten, komplexa föreningar) praktiskt taget irreversibla.

De flesta kemiska reaktioner är reversibla, d.v.s. de går både framåt och bakåt. Detta blir möjligt när aktiveringsenergierna för de direkta och omvända processerna skiljer sig något från varandra, och reaktionsprodukterna kan omvandlas till utgångsämnena. Till exempel är HI-syntesreaktionen en typiskt reversibel reaktion:

H 2(g) +I 2(g) ⇄ 2HI (g)

Massverkans lag (uttryck av reaktionshastigheten) för direkta respektive omvända processer kommer att ha formen: = ∙ ; = 2

Vid någon tidpunkt uppstår ett tillstånd när hastigheten för framåt- och bakåtreaktioner blir lika = (Fig. 4).

Fig. 4 Förändring av hastigheten för framåt ( och bakåt ( reaktioner)) över tiden t

Detta tillstånd kallas kemisk jämvikt. Den är dynamisk (rörlig) till sin natur och kan förskjutas i en eller annan riktning beroende på förändringar i yttre förhållanden. Från och med jämviktsögonblicket, under konstanta yttre förhållanden, förändras inte koncentrationerna av utgångsämnena och reaktionsprodukterna över tiden. Koncentrationerna av reagenser som motsvarar jämviktstillståndet kallas jämvikt. För att bestämma jämviktskoncentrationen för ett reagens är det nödvändigt att subtrahera från dess initiala koncentration mängden ämne som har reagerat när jämviktstillståndet inträffar: MED likvärdig = C ref. - MED pro-reaktör. Antalet reagens som ingick i reaktionen och bildades av dem vid tidpunkten för produkternas jämvikt är proportionellt mot de stökiometriska koefficienterna i reaktionsekvationen.

Ett jämviktstillstånd under konstanta yttre förhållanden kan existera i det oändliga. I ett tillstånd av balans

∙ = [ 2 , varifrån / [= 2 / ∙ .

Vid en konstant temperatur är hastighetskonstanterna för framåt- och bakåtprocessen konstanta värden.

Förhållandet mellan två konstanter är också värdet av konstanten K= / och kallas kemisk jämviktskonstant. Det kan uttryckas

antingen genom koncentrationerna av reaktanterna = , eller genom deras partialtryck , om reaktionen sker med deltagande av gaser.

I det allmänna fallet, för reaktionen aA+bB+ …⇄cC+dD+ … är den kemiska jämviktskonstanten lika med förhållandet mellan produkten av koncentrationerna av reaktionsprodukterna och produkten av koncentrationerna av utgångsämnena i potenser lika med deras stökiometriska koefficienter.

Den kemiska jämviktskonstanten beror inte på processens väg och bestämmer djupet av dess förekomst när jämviktstillståndet uppnås. Ju högre detta värde är, desto större omvandlingsgrad av reaktanter till produkter.

Den kemiska jämviktskonstanten, såväl som reaktionshastighetskonstanterna, är endast funktioner av temperaturen och naturen hos de reagerande ämnena och beror inte på deras koncentration.

För heterogena processer ingår inte koncentrationen av fasta ämnen i uttrycket av reaktionshastigheten och den kemiska jämviktskonstanten, eftersom reaktionen sker på ytan av den fasta fasen, vars koncentration förblir konstant över tiden. Till exempel för en reaktion:

FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO 2 (g)

uttrycket för jämviktskonstanten blir:

K p och K c är relaterade av relationen K sid = K c (RT) ∆ n, därn=n forts. -n råvaror – förändring av antalet mol gasformigämnen under reaktionen. För denna reaktion är K p = K c, eftersom n av gasformiga ämnen är noll.

Varför ökar katalysatorer hastigheten på en kemisk reaktion? Det visar sig att de agerar i full överensstämmelse med populär visdom: "En smart person kommer inte att bestiga ett berg, en smart person kommer att gå runt ett berg." För att ämnen ska börja interagera måste deras partiklar (molekyler, atomer, joner) ges en viss energi, kallad aktiveringsenergi (Fig. 13, a). Katalysatorer sänker denna energi genom att kombinera med ett av de reagerande ämnena och flytta det längs ett "energiberg" för att möta ett annat ämne med mindre energi. Därför, i närvaro av en katalysator, fortskrider kemiska reaktioner inte bara snabbare, utan också vid en lägre temperatur, vilket minskar kostnaden för produktionsprocesser.

Ris. 13.
Energidiagram över katalytiska reaktioner med användning av en konventionell (a) och selektiv (b) katalysator

Och inte bara. Användningen av katalysatorer kan leda till att samma ämnen reagerar olika, d.v.s. med bildning av olika produkter (fig. 13, b). Till exempel oxideras ammoniak av syre till kväve och vatten, och i närvaro av en katalysator - till kväveoxid (II) och vatten (skriv ner reaktionsekvationerna och överväg processerna för oxidation och reduktion).

Processen att ändra hastigheten för en kemisk reaktion eller vägen längs vilken den sker kallas katalys. Liksom reaktioner finns det homogena och heterogena typer av katalys. När enzymer används kallas katalys enzymatisk. Denna typ av katalys har varit känd för människan sedan urminnes tider. Tack vare den enzymatiska nedbrytningen av organiska ämnen lärde sig människan att baka bröd, brygga öl och göra vin och ost (Fig. 14).

Ris. 14.
Sedan urminnes tider har människan använt katalys, som uppstår när man bakar bröd, brygger öl, gör vin, gör ost

De vanligaste enzymerna i vardagen är de som finns i tvättpulver. De låter dig befria din tvätt från fläckar och obehagliga lukter under tvätt.

Låt oss ta en närmare titt på katalysatorer med hjälp av ett kemiskt experiment.

Väteperoxid (i vardagen kallas det ofta väteperoxid) är ett nödvändigt läkemedel i alla hemmedicinskåp (bild 15).

Ris. 15.
Väteperoxidlösning

Utgångsdatumet måste anges på förpackningen av detta läkemedel, eftersom det sönderdelas under förvaring:

Under normala förhållanden går dock denna process så långsamt att vi inte märker frigörandet av syre, och bara genom att öppna en flaska där väteperoxid har lagrats under lång tid kan vi märka hur lite gas som frigörs från den. Hur kan man påskynda denna process? Låt oss genomföra ett laboratorieexperiment.

Laboratorieförsök nr 9 Nedbrytning av väteperoxid med mangan(IV)oxid

Laboratorieförsök nr 10
Detektion av katalas i livsmedel

Katalysatorer gör inte bara produktionsprocesser mer ekonomiska, utan ger också ett betydande bidrag till miljöskyddet. Således är moderna personbilar utrustade med en katalytisk anordning, inuti vilken det finns keramiska cellulära katalysatorbärare (platina och rodium). Genom att passera genom dem omvandlas skadliga ämnen (koloxider, kväveoxider, oförbränd bensin) till koldioxid, kväve och vatten (bild 16).

Ris. 16.
En bils katalysator som omvandlar kväveoxider från sina avgaser till ofarligt kväve.

Men för kemiska reaktioner är inte bara katalysatorer som påskyndar reaktionen viktiga, utan också ämnen som kan bromsa dem. Sådana ämnen kallas inhibitorer. De mest kända är metallkorrosionsinhibitorer.

Laboratorieförsök nr 11
Hämning av interaktionen av syror med metaller med metenamin

I en vanlig människas ordförråd finns det ofta ord som är lånade från kemi. Till exempel antioxidanter, eller antioxidanter. Vilka ämnen kallas antioxidanter? Du har säkert märkt att om du lagrar smör under lång tid ändrar det färg, smak och får en obehaglig lukt - det oxiderar i luften. För att förhindra att livsmedelsprodukter förstörs läggs antioxidanter till dem. De spelar också en viktig roll för att upprätthålla människors hälsa, eftersom oönskade oxidationsprocesser också förekommer i kroppen, som ett resultat av vilka en person blir sjuk, tröttnar och åldras snabbare. Människokroppen får antioxidanter genom att äta mat som innehåller till exempel karoten (vitamin A) och vitamin E (bild 17).

Ris. 17.
Antioxidanter: a - β-karoten; b - vitamin E

Så hastigheten för en kemisk reaktion kan kontrolleras med hjälp av katalysatorer och inhibitorer, förändringar i temperatur, koncentration av reagerande ämnen, tryck (för homogena gasreaktioner) och kontaktyta för reagerande ämnen (för heterogena processer). Och naturligtvis beror hastigheten på kemiska reaktioner på reaktanternas natur.

Nya ord och begrepp

1. Katalysatorer.
2. Enzymer.
3. Katalys (homogen, heterogen, enzymatisk).
4. Inhibitorer.
5. Antioxidanter.

Arbetsuppgifter för självständigt arbete

1. Vad är katalysatorer? Vilken roll spelar de i kemiska reaktioner? Varför påskyndar katalysatorer kemiska reaktioner?
2. Vilken roll spelade enzymatisk katalys i den mänskliga civilisationens historia?
3. Förbered en rapport om katalysatorernas roll i modern produktion.
4. Förbered en rapport om inhibitorernas roll i modern produktion.
5. Förbered en rapport om antioxidanternas roll i medicin och livsmedelsindustrin.

Ämnen som deltar i reaktioner och ökar dess hastighet, förblir oförändrade i slutet av reaktionen, kallas katalysatorer.

Fenomenet med en förändring i reaktionshastigheten under påverkan av sådana ämnen kallas katalys. Reaktioner som sker under inverkan av katalysatorer kallas katalytisk.

I de flesta fall förklaras effekten av en katalysator av det faktum att den minskar aktiveringsenergin för en reaktion. I närvaro av en katalysator fortskrider reaktionen genom olika mellanstadier än utan den, och dessa steg är mer energimässigt tillgängliga. Med andra ord, i närvaro av en katalysator uppstår andra aktiverade komplex, och deras bildning kräver mindre energi än bildningen av aktiverade komplex som uppstår utan en katalysator. Således minskar aktiveringsenergin kraftigt: vissa molekyler, vars energi var otillräcklig för aktiva kollisioner, visar sig nu vara aktiva.

För ett antal reaktioner har intermediärer studerats; som regel är de mycket aktiva instabila produkter.

Verkningsmekanismen för katalysatorer är förknippad med en minskning av reaktionens aktiveringsenergi på grund av bildandet av mellanliggande föreningar. Katalys kan representeras enligt följande:

A + K = A...K

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

där A...K är en intermediär aktiverad förening.

Figur 13.5 - Bild av reaktionsvägen för en icke-katalytisk A + B → AB-reaktion (kurva 1) och en homogen katalytisk reaktion (kurva 2).

Inom den kemiska industrin används katalysatorer mycket brett. Under påverkan av katalysatorer kan reaktioner accelerera miljontals gånger eller mer. I vissa fall, under inverkan av katalysatorer, kan reaktioner exciteras som praktiskt taget inte inträffar under givna förhållanden utan dem.

Skilja på homogen och heterogen katalys.

När homogen katalys Katalysatorn och reaktanterna bildar en fas (gas eller lösning). När heterogen katalys katalysatorn är i systemet som en oberoende fas.

Exempel på homogen katalys:

1) oxidation av SO2 + 1/2O2 = SO3 i närvaro av NO; NO oxideras lätt till NO 2 och NO 2 oxiderar redan SO 2;

2) sönderdelning av väteperoxid i en vattenlösning till vatten och syre: joner Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, som katalyserar sönderdelningen av väteperoxid, bildar mellanliggande föreningar med det, som ytterligare sönderfaller med frigörandet av syre.

Homogen katalys utförs genom mellanreaktioner med en katalysator, och som ett resultat ersätts en reaktion med hög aktiveringsenergi av flera med lägre aktiveringsenergier och högre hastighet:

CO + 1/2O 2 = CO 2 (katalysator - vattenånga).

Heterogen katalys används i stor utsträckning inom den kemiska industrin. De flesta av de produkter som för närvarande produceras av denna industri erhålls med hjälp av heterogen katalys. Vid heterogen katalys sker reaktionen på katalysatorns yta. Av detta följer att aktiviteten hos katalysatorn beror på storleken och egenskaperna hos dess yta. För att ha en stor (”utvecklad”) yta måste katalysatorn ha en porös struktur eller vara i ett starkt krossat (mycket dispergerat) tillstånd. I praktiska tillämpningar appliceras katalysatorn vanligtvis på en bärare som har en porös struktur (pimpsten, asbest, etc.).

Liksom i fallet med homogen katalys, i heterogen katalys fortskrider reaktionen genom aktiva mellanprodukter. Men här är dessa föreningar ytföreningar av katalysatorn med de reagerande ämnena. Genom att passera en serie steg som involverar dessa mellanprodukter, slutar reaktionen med bildandet av slutprodukter, och katalysatorn förbrukas inte som ett resultat.

Alla katalytiska heterogena reaktioner inkluderar stadierna av adsorption och desorption.

Den katalytiska effekten av ytan reduceras till två faktorer: en ökning av koncentrationen vid gränsytan och aktiveringen av adsorberade molekyler.

Exempel på heterogen katalys:

2H2O = 2H2O + O2 (katalysator - Mn02);

H2 + 1/2 O2 = H2O (katalysator - platina).

Katalys spelar en mycket viktig roll i biologiska system. De flesta kemiska reaktioner som sker i matsmältningssystemet, i blodet och i cellerna hos djur och människor är katalytiska reaktioner. Katalysatorer, kallade enzymer i detta fall, är enkla eller komplexa proteiner. Således innehåller saliv enzymet ptyalin, som katalyserar omvandlingen av stärkelse till socker. Ett enzym som finns i magen, pepsin, katalyserar nedbrytningen av proteiner. Det finns cirka 30 000 olika enzymer i människokroppen: var och en av dem fungerar som en effektiv katalysator för motsvarande reaktion.

I årskurserna IX-X på gymnasiet fortsätter de att formulera begrepp om hastigheten för kemiska reaktioner, olika faktorers inverkan på hastigheten av kemiska omvandlingar, utöka och fördjupa kunskapen om katalys och katalysatorer, och ge några idéer om katalytisk mekanism. fenomen.

I ämnet "Alkalimetaller", som demonstrerar experiment som växelverkan mellan natrium och vatten och saltsyra, växelverkan mellan kalium och natrium med vatten, betonar läraren att vissa av dessa reaktioner går snabbare än andra under samma förhållanden. Till exempel reagerar natrium kraftigare med saltsyra än med vatten; Kalium reagerar kraftigare med vatten än natrium. Efter experiment med förbränning av natrium, koppar, antimon, väte och organiska ämnen i klor, kan frågor ställas: "Varför togs antimonpulver för förbränning i klor, och inte bitar, varför brinner ett knippe tunn koppartråd i klor? , men det gör inte en tjock tråd?” I dessa fall förklaras skillnaden i växelverkan mellan ämnen antingen av själva ämnenas natur och atomernas struktur eller av en annan kontaktyta.

I samma ämne, när man introducerar eleverna för egenskaperna hos saltsyra, är det användbart att ta reda på varför reaktionerna mellan denna syra och metaller (zink, magnesium) accelererar över tiden. Accelerationen beror särskilt på att det vid dessa reaktioner frigörs en stor mängd värme, och när ämnena värms upp ökar interaktionshastigheten.

Med hjälp av exemplet på reaktionen mellan aluminium och jod är det värt att komma ihåg vad en katalysator är och visa att vatten kan vara en katalysator. En blandning av jod och aluminiumpulver hälls på ett asbestnät i en hög och några droppar vatten tillsätts. Interaktionen mellan ämnen under påverkan av vatten accelererar, och en låga bryter ut. Läraren uppmärksammar det faktum att i blandningen som inte hälldes ut ur porslinskoppen på nätet, uppstod ingen blixt, men det kan uppstå efter en tid och utan vatten.

Det bör noteras att vatten inte bara accelererar interaktionen mellan aluminium och jod, utan också spelar en katalytisk roll i många kemiska processer. Den katalytiska effekten av vatten vid förbränning av olika gaser som används inom tekniken är mycket viktig.

När man överväger egenskaperna hos väteperoxid, indikeras det att väteperoxid är ett mycket ömtåligt ämne. När den förvaras i glasbehållare sönderdelas den långsamt och avger värme:

2H2O2 = 2H2O4 + O2 + 46 kcal

Läraren ber eleverna att lista de förhållanden som påskyndar nedbrytningen av väteperoxid. Dom kan

ange i detta fall: 1) uppvärmning, 2) verkan av katalysatorer, 3) ökning av lösningens koncentration. Det kan tilläggas att sönderdelningen av väteperoxid också sker snabbare i ljuset, detta kan bekräftas av erfarenhet av fritidsaktiviteter. Häll väteperoxid i två kolvar fästa i stativ och stäng dem med proppar med gasutloppsrör. Placera rören under välta cylindrar eller provrör fyllda med vatten och sänkta i ett brett kärl med vatten. Slå in en av kolvarna i svart papper. Placera enheterna i ett soligt fönster eller belys dem med en elektrisk lampa på 75-100 V. Experiment kommer att visa den snabba nedbrytningen av väteperoxid under påverkan av ljus.

Sedan, under lektionen, studerar eleverna självständigt förändringen i nedbrytningshastigheten för väteperoxid under påverkan av katalysatorer. För arbete får du en 3-5% lösning av väteperoxid, mangandioxid, koncentrerad saltsyra, en splitter, en tratt, filterpapper och flera provrör.

Uppgifter: 1) Kontrollera om väteperoxid sönderfaller i lösningen som gavs ut? 2) Använd mangandioxid för att påskynda nedbrytningsreaktionen av väteperoxid. 3) Bevisa att mangandioxid inte förändrades kemiskt som ett resultat av reaktionen * 4) Bevisa att mangandioxid, som redan används som katalysator, återigen kan påskynda nedbrytningen av väteperoxid.

* (Testa med saltsyra vid upphettning.)

Efter att ha avslutat det självständiga arbetet visar läraren att olika katalysatorer kan användas för att påskynda samma kemiska reaktion, och att nedbrytningen av ett oorganiskt ämne (väteperoxid) påskyndas av organiska katalysatorer - enzymer. En 3% lösning av väteperoxid hälls i en liten bägare, sedan placeras en liten bit rått kött i den. Syre frigörs intensivt från lösningen, eftersom blod och vävnader hos djur innehåller enzymet katalas. Det bör betonas att enzymer är utmärkta naturliga reaktionsacceleratorer. En av de viktiga uppgifterna för framtida kemi är artificiell produktion och industriell användning av katalysatorer som kommer att likna enzymer i deras sammansättning och katalytiska egenskaper.

För att förklara varför nedbrytningen av väteperoxid går snabbare när den förvaras i glasbehållare genomförs ett experiment. En lösning av väteperoxid hälls i tre provrör, en lösning av svavelsyra tillsätts till ett av dem, kaustiksoda tillsätts till det andra och det tredje lämnas för jämförelse (kontrolllösning). Alla tre lösningarna värms upp (inte till kokning). Syre kommer att frigöras kraftigt från ett provrör med lösningar av väteperoxid och natriumhydroxid, mindre starkt - från ett provrör med en kontrolllösning. I närvaro av svavelsyra (vätejoner) sönderfaller inte väteperoxid. OH-joner katalyserar processen för nedbrytning av väteperoxid, därför sönderfaller väteperoxid lätt i en glasbehållare, vars väggar släpper hydroxyljoner i lösningen.

Konsolidering och utveckling av kunskap om hastigheten för kemiska reaktioner fortsätter. Genom att föra en blandning av svaveldioxid och syre genom ett uppvärmt glasrör utan katalysator visar läraren att bildningen av svavelsyraanhydrid under dessa förhållanden inte märks, och frågar eleverna hur växelverkan mellan gaser kan påskyndas. Under samtalet visar det sig att sådana metoder för att accelerera reaktioner som att öka koncentrationerna av reagens, öka temperaturen, utan användning av en katalysator, inte ger de nödvändiga resultaten. Oxidationsreaktionen av svaveldioxid till svaveldioxid är reversibel:

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,

och en ökning av temperaturen påskyndar nedbrytningen av svavelsyraanhydrid i större utsträckning än dess bildning.

De kontrollerar om järnoxid kommer att vara en katalysator för oxidationsreaktionen av svaveldioxid. När man demonstrerar kontaktoxidationen av svaveldioxid till svavelsyraanhydrid i närvaro av järnoxid observeras bildningen av svavelsyraanhydrid som ryker i luften. Det konstateras då att järnoxiden inte har förändrats kemiskt till följd av reaktionen. För att göra detta, upprepa experimentet med kontaktoxidation av svaveldioxid till svavelsyraanhydrid med samma portion järnoxid. Det noteras vidare att olika katalysatorer kan användas för att påskynda oxidationen av svaveldioxid. Förutom järnoxid användes platina i den kemiska industrin, och nu används vanadinpentoxid V 2 O 5 *.

* (Vanadinkatalysatorn som för närvarande används har en komplex sammansättning (se: D. A. Epshtein. Kemilärare om kemisk teknologi, M., Publishing House of the Academy of Sciences of the RSFSR, 1961).)

Det är också viktigt att betona egenskapen hos katalysatorn, att accelerera reaktionen, utan att påverka dess reversibilitet: oxidationsreaktionen av svaveldioxid till svaveldioxid förblir reversibel även om en katalysator används.

När man studerar kontaktmetoden för produktion av svavelsyra är det nödvändigt att överväga användningen av en katalysator i industrin. Utan en katalysator skulle den snabba produktionen av stora mängder svavelsyraanhydrid vara omöjlig, men dess användning ställer vissa ytterligare krav på processbetingelserna. Faktum är att föroreningar i reaktanterna påverkar katalysatorn negativt. Arseniktrioxid har en negativ effekt på vanadinkatalysatorn, som de säger "förgiftar" den. Därför är noggrann rening av de reagerande gaserna från föroreningar nödvändig.

Om eleverna har en fråga om varför katalysatorn är förgiftad, förklarar läraren först dess verkan med hjälp av teorin om bildning av mellanliggande föreningar och överväger sedan den giftiga effekten av föroreningar.

Acceleration av reaktioner med hjälp av en katalysator uppstår på grund av att den bildar svaga föreningar med utgångsämnena och sedan frigörs igen i fri form. Dessa reaktioner går mycket snabbare än reaktionen mellan svaveldioxid och syre. Om blandningen av gaser innehåller föroreningar som går in i irreversibla reaktioner med katalysatorn, uppstår dess förgiftning. Trots noggrann rening av gaser minskar aktiviteten hos katalysatorer som används vid framställning av svavelsyra med tiden. Dess "åldrande" orsakas inte bara av gradvis förgiftning, utan också av långvarig uppvärmning och mekanisk förstörelse, vilket förändrar katalysatorytans tillstånd. Inte hela ytan av katalysatorn deltar i den katalyserade reaktionen, utan bara dess trimmade sektioner - aktiva centra, och antalet av dessa centra minskar med "åldring".

I föregående avsnitt undersöktes hur, mot bakgrund av teorin om atomstruktur, energins inverkan på initieringen av en kemisk reaktion bör förklaras för eleverna. Detta kommer att göra det möjligt att lösa frågan om varför kemiska reaktioner accelererar vid upphettning. Eleverna vet att när temperaturen i ämnen ökar, ökar antalet aktiva molekyler, molekylernas rörelsehastighet och antalet möten per tidsenhet ökar. I atomerna hos aktiva molekyler flyttas elektroner till högre energinivåer. Sådana molekyler är instabila och kan lättare reagera med molekyler av andra ämnen.

Teorin om elektrolytisk dissociation förklarar varför reaktioner mellan lösningar av syror, salter och baser sker nästan omedelbart. Lösningar av dessa ämnen innehåller redan aktiva partiklar - motsatt laddade joner. Därför går reaktioner mellan vattenlösningar av syror, salter och baser mycket snabbt och skiljer sig väsentligt från reaktioner mellan samma ämnen, men tagna i torr form.

Läraren börjar med en lektion om ämnet "Kemisk reaktionshastighet" och påminner om att kemiska reaktioner kan uppstå i olika hastigheter. Att studera de förhållanden som påverkar den är av stor praktisk betydelse.

Hur kan man mäta hastigheten på en kemisk reaktion?

Eleverna vet redan att hastigheten för en kemisk omvandling kan bedömas av mängden av ett ämne som reagerade eller producerades under en viss tid, att hastigheten för mekanisk rörelse mäts av den väg som en kropp färdas per tidsenhet; För att beräkna denna hastighet, använd formeln

där v är hastighet, S är väg och t är tid.

Med hänsyn till detta skriver eleverna analogt en formel för att beräkna hastigheten för en kemisk reaktion

där m är mängden ämne som ingick i reaktionen eller erhölls som ett resultat av den under tiden t.

Tänk på vad som är nackdelen med denna formel. Det visar sig att när man använder det kommer den beräknade reaktionshastigheten att vara annorlunda även för två portioner av samma ämne som tas under samma förhållanden.

Låt oss anta att 15 g av ett ämne sönderfaller i ett kärl varje sekund. Det visar sig att när en skiljevägg införs i detta kärl, som kommer att dela ämnet i det i två delar i ett förhållande av 1:2, i den första (mindre) delen kommer reaktionen att fortgå med en hastighet av 5 g/sek. och i den andra - 10 g/sek.

För att den beräknade hastigheten ska karakterisera själva reaktionen, och inte hur mycket av utgångsämnet som tas, är det nödvändigt att ta hänsyn till förändringen i reaktantens massa per volym, d.v.s. förändringen i koncentrationen av reaktanten. reaktant. Därför kan hastigheten för en kemisk reaktion beräknas med formeln:

v=co-ct/t

där c 0 är den initiala koncentrationen av något av de reagerande ämnena, c t är koncentrationen av samma ämne efter t sekunder. Vid beräkning av hastighet uttrycks koncentrationen vanligtvis i mol per liter och tid i sekunder.

Den här lektionen fokuserar på de viktigaste sätten att påskynda kemiska reaktioner. För detta ändamål genomförs ett laboratorieexperiment som visar att hastigheten för en kemisk reaktion beror på koncentrationen av de reagerande ämnena.

För experimentet används följande utrustning, placerad på elevborden: 1) ett stativ med tre provrör, varav det ena innehåller en kristall av natriumjodid eller kaliumjodid (storleken 2 - 3 stifthuvuden), den andra innehåller en lösning av järnklorid, och den tredje - tom; 2) en kolv eller ett glas vatten; 3) två identiska glasrör; 4) glasstav.

Läraren uppmanar eleverna att förbereda sig för experimentet: 1) tillsätt vatten till natriumjodid för att bilda 1/2 provrör med lösning och blanda vätskan med en sticka, 2) häll 1/3 av den resulterande lösningen i ett annat provrör, 3 ) tillsätt till lösningen som hälls i ett annat provrörsprovrör med en lösning av vatten så att volymerna av lösningar av natriumjodid (eller kaliumjodid) i provrören är desamma.

Läraren ställer frågor för att kontrollera elevernas förståelse av anvisningarna:

1) Hur många gånger späds natriumjodidlösningen i det andra provröret?

2) Hur många gånger är saltkoncentrationen i det första provröret större än i det andra?

Det noteras att koncentrationen av en av lösningarna är dubbelt så stor som koncentrationen av den andra. Efter detta, i två beredda lösningar, reageras järnklorid med natriumjodid, som frigör fritt jod:

2NaI + 2FeCl3 = 2NaCl + 2FeCl2 + I2,

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

Eleverna bestämmer i vilket provrör salternas interaktionshastighet är större och efter vilka kriterier detta kan bedömas. Antagandet testas experimentellt.

Först hälls lika mängder stärkelsepasta (1-2 ml) i båda provrören med lösningar av natriumjodid (eller kaliumjodid), och sedan, efter blandning, några droppar av en 5-10% lösning av järnklorid. Det är lämpligt att hälla järnkloridlösningen i båda provrören samtidigt. Den blå färgen verkar mer sannolikt i ett provrör med en lösning med högre koncentration. I provröret där koncentrationen av lösningen är högre är det mer sannolikt att jodjoner möts med järnjoner, och interagerar därför med dem oftare - reaktionen fortskrider snabbare.

Läraren visar förbränningen av svavel i luften och frågar eleverna hur denna reaktion kan påskyndas. Eleverna föreslår att man placerar brinnande svavel i syre och utför detta experiment. Baserat på analysen av experimenten dras en allmän slutsats: hastigheten för en kemisk reaktion beror på koncentrationen av de reagerande ämnena (antal joner eller molekyler per volymenhet).

Vi går vidare till frågan om påverkan av ytan av reagerande ämnen på hastigheten av kemisk reaktion. Eleverna minns reaktioner som involverar blandning och malning av reagerande ämnen: malning av en blandning av ammoniak med släckt kalk, växelverkan mellan små bitar av marmor eller zink med saltsyra, förbränning av pulveriserat bränsle i munstycken, användning av krossade malmer vid smältning av metaller och svavelkis vid framställning av svavelsyra. Villkoren för eldning av pyrit vid framställning av svavelsyra diskuteras mer i detalj. För att producera svaveldioxid används krossad kis, eftersom den brinner snabbare än kis som tas i stora bitar. Förbränningen av dammad pyrit sker särskilt snabbt om den sprutas ut med en luftström från ett munstycke, liksom när den bränns i en fluidiserad bädd, när hela ytan av pyritbitarna kommer i kontakt med luft.

Man måste ta hänsyn till att kemiska reaktioner med starkt krossade brandfarliga ämnen kan åtföljas av en explosion. Det har till exempel förekommit sockerdammsexplosioner vid sockerproducerande fabriker.

De drar slutsatsen att ju mer krossat ett fast ämne är, desto snabbare är den kemiska reaktionen som den deltar i.

Därefter analyseras temperaturens inverkan på hastigheten av en kemisk reaktion. Samma mängd svavelsyralösning hälls i ett provrör med 1/4 av hyposulfitlösningen; Parallellt med detta experiment dräneras uppvärmda lösningar av hyposulfit och svavelsyra:

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

Tiden tills lösningarna blir grumliga noteras. Läraren säger att när temperaturen ökar med 10°C ökar hastigheten för de flesta reaktioner med 2-3 gånger.

Utifrån de inhämtade kunskaperna ges eleverna möjlighet att förklara accelerationen av kemiska reaktioner när ämnen värms upp.

I den här lektionen finns det inget behov av att visa erfarenhet av ämnens katalytiska effekter, eftersom eleverna blev bekanta med det genom att använda exempel på reaktionen mellan sönderdelning av väteperoxid och oxidation av svaveldioxid. De listar de katalytiska reaktioner som är kända för dem och ger definitioner av katalys och katalysator.

För att konsolidera kunskapen i den här lektionen ställs följande frågor:

1. Vad bestämmer hastigheten på en kemisk reaktion? Ge exempel.
2. Under vilka förhållanden ökar hastigheten för en kemisk reaktion?
3. Hur kan man, i ljuset av teorin om elektrolytisk dissociation, förklara att utvecklingen av väte när zink reagerar med ättiksyra sker mycket långsammare än när zink reagerar med saltsyra?
4. På vilka sätt kan du påskynda reaktionen mellan zink och saltsyra?
5. Varför blossar en splitter som pyr i luften upp i syre?
6. Du har fått två provrör där kalciumkarbonat långsamt reagerar med saltsyra. Försök att påskynda den kemiska reaktionen i varje provrör med olika tekniker.
7. Varför ökar hastigheten för en kemisk reaktion med stigande temperatur?
8. Vilka metoder för att påskynda kemiska reaktioner används vid framställning av svavelsyra?
9. Lista vilka kemiska reaktioner som du känner till som accelereras av katalysatorer.

När man studerar reaktionen av ammoniaksyntes möter eleverna återigen användningen av en katalysator, och tillsammans med konsolidering av tidigare förvärvad information om katalys och katalysatorer kan denna kunskap utvecklas något.

Läraren uppmärksammar det faktum att båda reaktionerna - syntesen av ammoniak och dess nedbrytning till kväve och väte - sker i närvaro av samma katalysator - reducerat järn, vilket accelererar både framåt- och bakåtreaktionerna i samma utsträckning. Katalysatorn förskjuter därför inte den kemiska jämvikten, utan bidrar bara till ett snabbare uppnående av detta tillstånd. För att kontrollera deras förståelse av denna bestämmelse ställer läraren frågor till dem:

1. Är det möjligt att producera ammoniak i produktion från en blandning av kväve och väte under högt tryck och uppvärmning, men utan katalysator? Varför?
2. Ammoniaksyntesreaktionen accelereras av värme och en katalysator. Vad är skillnaden i inverkan av dessa förhållanden på kemisk jämvikt?

Läraren introducerar eleverna för syntesen av ammoniak i produktionen och påpekar att katalysatorn snabbt förlorar sin aktivitet om gaserna (väte och kväve) inte först befrias från föroreningar. I denna process har syre, vattenånga, kolmonoxid, vätesulfid och andra svavelföreningar en giftig effekt.

Liksom i fallet med den katalytiska oxidationen av svaveldioxid till trioxid, utövar katalysatorn under syntesen av ammoniak sin accelererande effekt endast inom vissa temperaturgränser. Vid temperaturer över 600°C minskar reducerat järn dess katalytiska aktivitet.

Med hjälp av exemplet med ammoniaksyntes kan vi överväga katalysatorns verkningsmekanism. Det noteras att järnnitrid bildas på ytan av järnkatalysatorn:

Väte reagerar med nitrid för att producera ammoniak:

FeN2 + 3H2 → Fe + 2NH3.

Därefter upprepas processen.

Reaktionerna av järnnitridbildning och dess interaktion med väte fortskrider mycket snabbt.

När man studerar reaktionerna av ammoniakoxidation, efter demonstration av experiment om förbränning av ammoniak i syre och katalytisk oxidation av ammoniak, uppmärksammas eleverna på det faktum att utgångsämnena i dessa två fall togs på samma sätt, men beroende på förhållanden (användning av en katalysator), erhålls olika produkter .

Ammoniakoxidation kan ske med bildning av olika ämnen enligt ekvationerna:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O;

4NH3 + 4O2 = 2N2O + 6H2O;

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Katalysatorn, platina, accelererar endast den sista av dessa reaktioner. Med hjälp av en katalysator är det därför möjligt att styra interaktionen mellan ammoniak och syre i önskad riktning. Detta finner tillämpning i kemisk produktion vid framställning av salpetersyra.

Att bilda begreppet kemisk produktion i årskurs IX ger stora möjligheter att introducera eleverna till praktisk kontroll av hastigheten för kemiska reaktioner i kemiska anläggningar.

Baserat på generaliseringen av kunskap om tidigare studerad produktion (saltsyra, svavelsyra, salpetersyra, ammoniak) formar läraren hos eleverna konceptet om de bästa förutsättningarna för att genomföra kemiska reaktioner i produktionen: användningen av optimala temperaturer, öka koncentrationen av reagerande ämnen, öka kontaktytan för reagerande ämnen och användningen av katalysatorer. Efter detta, för att identifiera omständigheterna som begränsar användningen av varje tillstånd, ställs eleverna frågan: "Är det möjligt att öka temperaturen på obestämd tid för att påskynda kemiska reaktioner i produktionen?" De får reda på att stark uppvärmning kan förskjuta den kemiska jämvikten i en oönskad riktning, och vid användning av en katalysator minska dess aktivitet. Med hänsyn till detta används inte maximala, utan optimala temperaturer i produktionen.

Andra förutsättningar för att genomföra kemiska reaktioner i produktionen analyseras på samma sätt.

Studiet av nytt faktamaterial inom kemi i årskurs IX-X används för att ytterligare befästa kunskapen om hastigheten för kemiska reaktioner.

När man studerar egenskaperna hos vit fosfor säger läraren att ljuset av vit fosfor i mörker indikerar dess långsamma oxidation i luft. Därefter överväger vi under vilka förhållanden oxidationen av vit fosfor kan påskyndas. Uppvärmning, krossning av fosfor och användningen av syre påskyndar faktiskt oxidationen av fosfor, vilket får den att flamma.

Eleverna använder kunskap om sätt att påskynda kemiska processer för att förutsäga förutsättningarna för bildandet av superfosfat. De säger att reaktionen mellan tertiärt kalciumfosfat och svavelsyra kan påskyndas genom uppvärmning, malning av kalciumfosfatet, omrörning och ökning av koncentrationen av svavelsyra. Läraren, som sammanfattar vad som har sagts, lägger till det i

I denna produktion används verkligen uppvärmning, men för detta använder de värmen som frigörs under själva reaktionen, när krossat tertiärt kalciumfosfat blandas ordentligt med svavelsyra.

När eleverna studerar organiska ämnen möter de många processer som involverar katalysatorer, till exempel produktion av flygbensin, gummi och aromatiska kolväten.

Vi kan överväga svavelsyrans roll i hydratiseringen av eten. I närvaro av svavelsyra, istället för den långsamma reaktionen att tillsätta vatten till etylen (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH), sker följande processer snabbt efter varandra: 1) svavelsyra tillsätts etylen , bildar svavelsyraetyleter:

2) etylsvaveleter genomgår förtvålning för att bilda etylalkohol och svavelsyra.

Efter avdestillering av alkoholen uppträder svavelsyra i samma mängd, men den deltog i bildningen av mellanprodukten. Eleverna undersöker andra exempel på den katalytiska verkan av svavelsyra (bildning av etylen och etyleter från etylalkohol) självständigt när de gör sina läxor.

Samma ämnen med samma katalysator, men vid olika temperaturer, reagerar och bildar olika produkter. Detta bör betonas när du bekantar dig med egenskaperna hos alkoholer.

Samspelet mellan kolmonoxid och väte visar att olika organiska produkter kan erhållas från samma ämnen med olika katalysatorer. Denna interaktion kan leda till bildning av metylalkohol, kolväten eller högre alkoholer. Den önskade riktningen för växelverkan mellan ämnen uppnås genom användningen av en katalysator som accelererar motsvarande reaktion, men som inte har en signifikant effekt på andra. För att påskynda reaktionen av metylalkoholbildning används en blandning av kromoxider och zinkoxid som katalysator.

Efter att ha studerat kolväten och syrehaltiga organiska föreningar för att generalisera sina kunskaper, erbjuds eleverna en uppgift för självständigt arbete i klassen eller hemma: välj alla fall av katalytiska reaktioner från ett sådant och ett sådant avsnitt i läroboken, och varje elev får endast sådan del av läroboksmaterialet som han kan se inom utsatt tid .

När man analyserar industriella metoder för att framställa organiska ämnen är det användbart att uppmärksamma eleverna på att de för att kontrollera hastigheten av kemiska reaktioner använder samma teknik som används vid framställning av oorganiska ämnen.

38. En katalysators inverkan på hastigheten för kemiska reaktioner. Orsaker till inverkan av katalysatorn.

Ämnen som inte förbrukas som ett resultat av en reaktion, men som påverkar dess hastighet, kallas katalysatorer. Katalysatorer som minskar reaktionshastigheten kallas inhibitorer. Effekten som katalysatorer har på kemiska reaktioner kallas katalys . Kärnan i katalys är att i närvaro av en katalysator förändras vägen längs vilken den totala reaktionen fortskrider, andra övergångstillstånd med olika aktiveringsenergier bildas, och därför ändras också hastigheten för den kemiska reaktionen. Det finns homogen och heterogen katalys. Vid heterogen katalys sker reaktionen på katalysatorns yta. Av detta följer att aktiviteten hos katalysatorn beror på storleken och egenskaperna hos dess yta. För att ha en stor ytarea måste katalysatorn ha en porös struktur eller vara i ett mycket fragmenterat tillstånd. Katalysatorer kännetecknas av selektivitet: de verkar selektivt på processer och styr dem i en viss riktning. Negativ katalys används för att bromsa korrosion.

39. Reversibla processer. Kemisk balans. Jämviktskonstant.

Reaktioner som bara fortsätter i en riktning och slutar med den fullständiga omvandlingen av de initiala reaktanterna till de slutliga ämnena kallas irreversibel. 2KClO3 = 2KCl + 3O2 . Reversibel Reaktioner som samtidigt uppstår i två ömsesidigt motsatta riktningar kallas. 3H2 + N2 ⇆ 2NH3

Reversibla reaktioner fullföljs inte: ingen av reaktanterna är helt förbrukade. Reversibla processer: till en början, när man blandar utgångsämnena, är hastigheten för framåtreaktionen hög och hastigheten för den omvända reaktionen är noll. När reaktionen fortskrider förbrukas utgångsmaterialen och deras koncentrationer faller, vilket resulterar i en minskning av reaktionshastigheten. Samtidigt uppträder reaktionsprodukter, vars koncentration ökar, och följaktligen ökar hastigheten för den omvända reaktionen. När hastigheterna för framåt- och bakåtreaktionerna blir lika, uppstår kemisk jämvikt. Det kallas dynamisk jämvikt, eftersom framåt- och bakåtreaktioner inträffar, men på grund av samma hastigheter är förändringar i systemet inte märkbara. En kvantitativ egenskap för kemisk jämvikt är ett värde som kallas den kemiska jämviktskonstanten. Vid jämvikt är hastigheten för framåt- och bakåtreaktionen lika, medan konstanta koncentrationer av utgångsämnena och reaktionsprodukterna, kallade jämviktskoncentrationer, etableras i systemet. För 2CO + O 2 = 2CO 2 kan jämviktskonstanten beräknas med hjälp av ekvationen: Det numeriska värdet av jämviktskonstanten, till en första approximation, karakteriserar utbytet av en given reaktion. Utbytet av en reaktion är förhållandet mellan mängden ämne som erhålls och mängden som skulle erhållas om reaktionen fortsatte till fullbordan. K>>1 reaktionsutbyte är högt, 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. Inverkan av olika faktorer på förskjutningen av jämvikt. Le Chateliers princip.

Om systemet är i jämvikt, kommer det att förbli i det så länge som yttre förhållanden förblir konstanta. Processen att ändra alla förhållanden som påverkar jämvikten kallas för en förändring i jämvikt.

Le princip: Om på syst. hitta. i balans för att utöva ett yttre inflytande, då förändringssystemet. på ett sådant sätt att kompensera för denna påverkan.

Konsekvenser: 1) Med stigande temperatur. balansförskjutning till förmån för en endoterm reaktion.

2) När trycket ökar skiftar jämvikten. mot en mindre volym (eller ett mindre antal mol)

3) Med en ökning av koncentrationen av en av utgångsämnena skiftar jämvikten mot en ökning av koncentrationen av reaktionsprodukter och vice versa.