Катализаторы и каталитические системы

 

Одним из наиболее распространенных в химической практике ме­тодов ускорения химических реакций является катализ. В присутст­вии катализатора изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, а потому изменяется ее скорость. Катализаторы - это вещества, изменяющие скорость реакции за счет участия в промежу­точном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но вос­станавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав. Увеличение скорости катализируемой реакции связано с меньшей энергией активации нового пути реак­ции.

Изменение скорости катализируемой реакции за счет снижения энергии активации ее отдельных стадий можно рассмотреть на сле­дующем примере. Допустим, между веществами А и В возможно взаи­модействие с образованием соединения АВ (∆ G < 0):

А + В → А…В → АВ

активный

комплекс

 

Но в силу высокой энергии активации эта реакция протекает с очень малой, практически равной нулю скоростью. Пусть, с другой стороны, найдено такое третье вещество К (катализатор), которое легко вступает во взаимодействие с А (в силу другой природы реагирующих веществ, а следовательно, другой, меньшей, энергии активации), образуя соединение АК:

 

 

А + K → А…K → АK

активный

комплекс

 

Соединение же АК легко взаимодействует с веществом В (опять-таки в силу иной природы веществ и малой энергии активации), образуя вещества АВ и К:

 

B + АK → B…АK → АB + K

активный

комплекс

 

Суммируя два последних уравне­ния, получим

 

А + В = АВ

т.е. в результате реакции катализатор остался без изменения.

На рис. 56 показана энергетическая диаграмма хода реакции в отсутствие (кривая 1) и в присутствии (кривая 2) катализатора. Как видно на рис. 56, в присут­ствии катализатора энергия акти­вации реакции снижается на вели­чину ∆ E _кат.

 

 

Рис. 56. Энергетическая схема хода реакции

в отсутствие и в присутствии катализатора.

∆ E _кат – снижение энергии активации

под влиянием катализатора

 

Влияние катализатора на снижение энергии активации процесса E _акт можно проиллюстрировать следующими данными для реакции распада иодида водорода:

 

2Н1 = Н₂ + 1₂

E акт, кдж

Без катализатора 168

Катализатор Аu 105

Катализатор Pt 59

 

Поскольку в выражении константы скорости реакции

 

k = Ze e

энергия активации входит в отрицательный показатель степени, то даже небольшое уменьшение энергии активации вызывает очень большое увеличение скорости реакции. Так, для рассматриваемой реакции уменьшение энергии активации на 40 кдж соответствует повышению скорости реакции при 500° К в 30000 раз.

В ряде реакций катализатор поставляет свободные радикалы, бла­годаря чему реакция протекает по цепному механизму. Так, реакция окисления СО кислородом

 

2СО + О₂ = 2СO₂

в значительной степени ускоряется в присутствии паров воды, что вызвано развитием цепей с участием свободных радикалов ОН и Н:

· ОН + CO = CO₂ + · Н

· Н + O₂ = · ОН + · O ∙

CO + · O ∙= CO₂

 

Каталитические реакции очень разнообразны. Во многих реакциях каталитическое влияние проявляется в скрытой форме. Сюда, прежде всего, относятся реакции в растворах. Поляризация, диссоциация и ионизация веществ в растворах - виды активации веществ, происходящей под действием растворителя, который, оче­видно, играет в этом случае роль катализатора. Большое влияние на скорость и направление процессов оказывают ионы OH и ОН ^-.

В зависимости от агрегатного состояния катализатора и реагирую­щих веществ различают катализ гомогенный и гетерогенный. Приме­рами гомогенного катализа являются реакции окисления СО (в газо­вой фазе в присутствии паров воды) и H₂SO₃ (в растворе в присутствии растворенных оксидов азота) кислородом, а также действие разнооб­разных ферментов в биологических процессах. Гетерогенно-каталитическими являются процессы синтеза аммиака (катализатор железо), окисления SO₂ до SO₃ (катализатор платина или оксид ванадия) и т. д.

 

РАЗДЕЛ третий

РАСТВОРЫ