38. Η επίδραση ενός καταλύτη στον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων. Λόγοι για την επίδραση του καταλύτη.
Οι ουσίες που δεν καταναλώνονται ως αποτέλεσμα μιας αντίδρασης, αλλά επηρεάζουν το ρυθμό της, ονομάζονται καταλύτες. Οι καταλύτες που μειώνουν τον ρυθμό μιας αντίδρασης ονομάζονται αναστολείς. Η επίδραση που έχουν οι καταλύτες στις χημικές αντιδράσεις ονομάζεται κατάλυση . Η ουσία της κατάλυσης είναι ότι με την παρουσία ενός καταλύτη, η διαδρομή κατά την οποία λαμβάνει χώρα η συνολική αντίδραση αλλάζει, σχηματίζονται άλλες μεταβατικές καταστάσεις με διαφορετικές ενέργειες ενεργοποίησης και επομένως ο ρυθμός αλλάζει επίσης. Υπάρχουν ομοιογενείς και ετερογενείς κατάλυση. Στην ετερογενή κατάλυση, η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του καταλύτη. Από αυτό προκύπτει ότι η δραστηριότητα του καταλύτη εξαρτάται από το μέγεθος και τις ιδιότητες της επιφάνειάς του.
39. Αναστρέψιμες διεργασίες. Χημική ισορροπία. Σταθερά ισορροπίας.
Για να έχει μεγάλο εμβαδόν επιφάνειας, ο καταλύτης πρέπει να έχει πορώδη δομή ή να είναι σε κατάσταση εξαιρετικά κατακερματισμένη. Οι καταλύτες διακρίνονται από επιλεκτικότητα: ενεργούν επιλεκτικά στις διαδικασίες, κατευθύνοντάς τις προς μια συγκεκριμένη κατεύθυνση. Η αρνητική κατάλυση χρησιμοποιείται για την επιβράδυνση της διάβρωσης. Οι αντιδράσεις που προχωρούν προς μία μόνο κατεύθυνση και τελειώνουν με την πλήρη μετατροπή των αρχικών αντιδρώντων σε τελικές ουσίες ονομάζονταιαμετάκλητος . . 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2
Αναστρεπτός<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).
Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν ταυτόχρονα σε δύο αμοιβαία αντίθετες κατευθύνσεις ονομάζονται. 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3.
Εάν το σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία, τότε θα παραμείνει σε αυτό όσο οι εξωτερικές συνθήκες παραμένουν σταθερές.
Η διαδικασία αλλαγής οποιωνδήποτε συνθηκών που επηρεάζουν την ισορροπία ονομάζεται μετατόπιση της ισορροπίας.Αρχή Le
: Εάν στο συστ. εύρημα. σε ισορροπία να ασκήσει μια εξωτερική επιρροή, τότε το σύστημα της αλλαγής.με τέτοιο τρόπο ώστε να αντισταθμίζεται αυτή η επίπτωση.
Συνέπειες
: 1) Με την αύξηση της θερμοκρασίας. μετατόπιση ισορροπίας υπέρ μιας ενδόθερμης αντίδρασης.
2) Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται. προς μικρότερο όγκο (ή μικρότερο αριθμό κρεατοελιών) 3) Με την αύξηση της συγκέντρωσης μιας από τις πρώτες ουσίες, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων αντίδρασης και αντίστροφα.
Οι ουσίες που συμμετέχουν σε αντιδράσεις και αυξάνουν την ταχύτητά της, παραμένοντας αμετάβλητες στο τέλος της αντίδρασης, ονομάζονται κατάλυσηκαταλύτες. Το φαινόμενο της αλλαγής του ρυθμού αντίδρασης υπό την επίδραση τέτοιων ουσιών ονομάζεται
. Οι αντιδράσεις που συμβαίνουν υπό την επίδραση καταλυτών ονομάζονται
καταλυτικός.
Στις περισσότερες περιπτώσεις, η επίδραση ενός καταλύτη εξηγείται από το γεγονός ότι μειώνει την ενέργεια ενεργοποίησης μιας αντίδρασης. Με την παρουσία ενός καταλύτη, η αντίδραση προχωρά σε διαφορετικά ενδιάμεσα στάδια από ό,τι χωρίς αυτόν, και αυτά τα στάδια είναι πιο ενεργειακά προσβάσιμα. Με άλλα λόγια, παρουσία ενός καταλύτη, προκύπτουν άλλα ενεργοποιημένα σύμπλοκα και ο σχηματισμός τους απαιτεί λιγότερη ενέργεια από τον σχηματισμό ενεργοποιημένων συμπλόκων που προκύπτουν χωρίς καταλύτη. Έτσι, η ενέργεια ενεργοποίησης μειώνεται απότομα: ορισμένα μόρια, των οποίων η ενέργεια ήταν ανεπαρκής για ενεργές συγκρούσεις, τώρα αποδεικνύονται ενεργά.
Για έναν αριθμό αντιδράσεων, τα ενδιάμεσα προϊόντα έχουν μελετηθεί. κατά κανόνα, είναι πολύ ενεργά ασταθή προϊόντα.
Ο μηχανισμός δράσης των καταλυτών σχετίζεται με μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης της αντίδρασης λόγω του σχηματισμού ενδιάμεσων ενώσεων. Η κατάλυση μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:
Α + Κ = Α...Κ
Α...Κ + Β = ΑΒ + Κ,
όπου το Α...Κ είναι μια ενδιάμεση ενεργοποιημένη ένωση.
Εικόνα 13.5 - Απεικόνιση της διαδρομής αντίδρασης μιας μη καταλυτικής αντίδρασης A + B → AB (καμπύλη 1) και μιας ομοιογενούς καταλυτικής αντίδρασης (καμπύλη 2). Στη χημική βιομηχανία, οι καταλύτες χρησιμοποιούνται ευρέως. Υπό την επίδραση των καταλυτών, οι αντιδράσεις μπορούν να επιταχυνθούν εκατομμύρια φορές ή περισσότερες. Σε ορισμένες περιπτώσεις, υπό την επίδραση καταλυτών, μπορεί να διεγείρονται αντιδράσεις που πρακτικά δεν συμβαίνουν υπό δεδομένες συνθήκες χωρίς αυτούς..
Διακρίνω ομοιογενής και ετερογενής κατάλυσηο καταλύτης και τα αντιδρώντα σχηματίζουν μία φάση (αέριο ή διάλυμα). Σε περίπτωση ετερογενής κατάλυσηο καταλύτης βρίσκεται στο σύστημα ως ανεξάρτητη φάση.
Παραδείγματα ομοιογενούς κατάλυσης:
1) οξείδωση SO 2 + 1/2O 2 = SO 3 παρουσία NO. Το NO οξειδώνεται εύκολα σε NO 2 και το NO 2 οξειδώνει ήδη SO 2.
2) αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου σε υδατικό διάλυμα σε νερό και οξυγόνο: ιόντα Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, καταλύοντας την αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου, σχηματίζουν ενδιάμεσες ενώσεις μαζί του, οι οποίες περαιτέρω αποσυντίθενται με την απελευθέρωση οξυγόνου.
Η ομοιογενής κατάλυση πραγματοποιείται μέσω ενδιάμεσων αντιδράσεων με έναν καταλύτη, και ως αποτέλεσμα, μια αντίδραση με υψηλή ενέργεια ενεργοποίησης αντικαθίσταται από αρκετές με χαμηλότερες ενέργειες ενεργοποίησης και υψηλότερο ρυθμό:
CO + 1/2O 2 = CO 2 (καταλύτης - υδρατμοί).
Η ετερογενής κατάλυση χρησιμοποιείται ευρέως στη χημική βιομηχανία. Τα περισσότερα από τα προϊόντα που παράγονται σήμερα από αυτή τη βιομηχανία λαμβάνονται με ετερογενή κατάλυση. Στην ετερογενή κατάλυση, η αντίδραση λαμβάνει χώρα στην επιφάνεια του καταλύτη. Από αυτό προκύπτει ότι η δραστηριότητα του καταλύτη εξαρτάται από το μέγεθος και τις ιδιότητες της επιφάνειάς του. Για να έχει μια μεγάλη («ανεπτυγμένη») επιφάνεια, ο καταλύτης πρέπει να έχει μια πορώδη δομή ή να είναι σε κατάσταση πολύ θρυμματισμένης (υψηλής διασποράς). Σε πρακτικές εφαρμογές, ο καταλύτης εφαρμόζεται συνήθως σε φορέα που έχει πορώδη δομή (ελαφρόπετρα, αμίαντος κ.λπ.).
Όπως στην περίπτωση της ομογενούς κατάλυσης, στην ετερογενή κατάλυση η αντίδραση προχωρά μέσω ενεργών ενδιάμεσων. Αλλά εδώ αυτές οι ενώσεις είναι επιφανειακές ενώσεις του καταλύτη με τις αντιδρώντες ουσίες. Περνώντας από μια σειρά σταδίων που περιλαμβάνουν αυτά τα ενδιάμεσα, η αντίδραση τελειώνει με το σχηματισμό τελικών προϊόντων και ως αποτέλεσμα ο καταλύτης δεν καταναλώνεται.
Όλες οι καταλυτικές ετερογενείς αντιδράσεις περιλαμβάνουν τα στάδια της προσρόφησης και της εκρόφησης.
Η καταλυτική επίδραση της επιφάνειας μειώνεται σε δύο παράγοντες: την αύξηση της συγκέντρωσης στη διεπιφάνεια και την ενεργοποίηση των προσροφημένων μορίων.
Παραδείγματα ετερογενούς κατάλυσης:
2H 2 O = 2H 2 O + O 2 (καταλύτης – MnO 2 ,);
H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (καταλύτης - πλατίνα).
Η κατάλυση παίζει πολύ σημαντικό ρόλο στα βιολογικά συστήματα. Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν στο πεπτικό σύστημα, στο αίμα και στα κύτταρα των ζώων και των ανθρώπων είναι καταλυτικές αντιδράσεις. Οι καταλύτες, που σε αυτή την περίπτωση ονομάζονται ένζυμα, είναι απλές ή πολύπλοκες πρωτεΐνες. Έτσι, το σάλιο περιέχει το ένζυμο πτυαλίνη, το οποίο καταλύει τη μετατροπή του αμύλου σε ζάχαρη. Ένα ένζυμο που βρίσκεται στο στομάχι, η πεψίνη, καταλύει τη διάσπαση των πρωτεϊνών. Υπάρχουν περίπου 30.000 διαφορετικά ένζυμα στο ανθρώπινο σώμα: καθένα από αυτά χρησιμεύει ως αποτελεσματικός καταλύτης για την αντίστοιχη αντίδραση.
Στις τάξεις IX-X του γυμνασίου συνεχίζουν να διατυπώνουν έννοιες για τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων, την επίδραση διαφόρων παραγόντων στο ρυθμό των χημικών μετασχηματισμών, διευρύνουν και εμβαθύνουν τις γνώσεις για την κατάλυση και τους καταλύτες και δίνουν μερικές ιδέες για τον μηχανισμό της καταλυτικής πρωτοφανής.
Στο θέμα «Μέταλλα Αλκαλίων», επιδεικνύοντας πειράματα όπως η αλληλεπίδραση νατρίου με νερό και υδροχλωρικό οξύ, η αλληλεπίδραση καλίου και νατρίου με νερό, ο δάσκαλος τονίζει ότι ορισμένες από αυτές τις αντιδράσεις προχωρούν ταχύτερα από άλλες υπό τις ίδιες συνθήκες. Για παράδειγμα, το νάτριο αντιδρά πιο έντονα με το υδροχλωρικό οξύ παρά με το νερό. Το κάλιο αντιδρά πιο έντονα με το νερό από το νάτριο. Μετά από πειράματα για την καύση του νατρίου, του χαλκού, του αντιμονίου, του υδρογόνου και των οργανικών ουσιών στο χλώριο, μπορούν να προταθούν ερωτήσεις: «Γιατί η σκόνη αντιμονίου ελήφθη για καύση σε χλώριο, και όχι κομμάτια Γιατί μια δέσμη λεπτού σύρματος χαλκού καίγεται σε χλώριο; , αλλά ένα χοντρό σύρμα δεν το κάνει;» Σε αυτές τις περιπτώσεις, η διαφορά στην αλληλεπίδραση των ουσιών εξηγείται είτε από τη φύση των ίδιων των ουσιών και τη δομή των ατόμων, είτε από μια διαφορετική επιφάνεια επαφής.
Στο ίδιο θέμα, όταν εισάγετε τους μαθητές στις ιδιότητες του υδροχλωρικού οξέος, είναι χρήσιμο να μάθετε γιατί οι αντιδράσεις μεταξύ αυτού του οξέος και μετάλλων (ψευδάργυρος, μαγνήσιο) επιταχύνονται με την πάροδο του χρόνου. Η επιτάχυνση εξαρτάται, ειδικότερα, από το γεγονός ότι κατά τη διάρκεια αυτών των αντιδράσεων απελευθερώνεται μεγάλη ποσότητα θερμότητας και καθώς οι ουσίες θερμαίνονται, ο ρυθμός αλληλεπίδρασης αυξάνεται.
Χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αντίδρασης μεταξύ αλουμινίου και ιωδίου, αξίζει να θυμηθούμε τι είναι ο καταλύτης και να δείξουμε ότι το νερό μπορεί να είναι καταλύτης. Ένα μείγμα σκόνης ιωδίου και αλουμινίου χύνεται σε ένα πλέγμα αμιάντου σε ένα σωρό και προστίθενται μερικές σταγόνες νερό. Η αλληλεπίδραση ουσιών υπό την επίδραση του νερού επιταχύνεται και ξεσπά φλόγα. Ο δάσκαλος εφιστά την προσοχή στο γεγονός ότι στο μείγμα που δεν χύθηκε από το κύπελλο πορσελάνης πάνω στο πλέγμα, δεν εμφανίστηκε λάμψη, αλλά μπορεί να συμβεί μετά από κάποιο χρονικό διάστημα και χωρίς νερό.
Πρέπει να σημειωθεί ότι το νερό όχι μόνο επιταχύνει την αλληλεπίδραση του αλουμινίου με το ιώδιο, αλλά παίζει και καταλυτικό ρόλο σε πολλές χημικές διεργασίες. Η καταλυτική επίδραση του νερού κατά την καύση των διαφόρων αερίων που χρησιμοποιούνται στην τεχνολογία είναι πολύ σημαντική.
Όταν εξετάζονται οι ιδιότητες του υπεροξειδίου του υδρογόνου, υποδεικνύεται ότι το υπεροξείδιο του υδρογόνου είναι μια πολύ εύθραυστη ουσία. Όταν αποθηκεύεται σε γυάλινα δοχεία, αποσυντίθεται αργά, απελευθερώνοντας θερμότητα:
2H 2 O 2 = 2H 2 O 4 + O 2 + 46 kcal
Ο δάσκαλος ζητά από τους μαθητές να απαριθμήσουν τις συνθήκες που επιταχύνουν την αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου. Μπορούν
αναφέρετε σε αυτή την περίπτωση: 1) θέρμανση, 2) τη δράση των καταλυτών, 3) αύξηση της συγκέντρωσης του διαλύματος. Μπορεί να προστεθεί ότι η αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου συμβαίνει επίσης πιο γρήγορα στο φως, αυτό μπορεί να επιβεβαιωθεί από την εμπειρία σε εξωσχολικές δραστηριότητες. Ρίξτε υπεροξείδιο του υδρογόνου σε δύο φιάλες στερεωμένες σε βάσεις και κλείστε τις με πώματα με σωλήνες εξόδου αερίου. Τοποθετήστε τους σωλήνες κάτω από αναποδογυρισμένους κυλίνδρους ή δοκιμαστικούς σωλήνες γεμάτους με νερό και κατεβασμένους σε ένα φαρδύ δοχείο με νερό. Τυλίξτε μια από τις φιάλες σε μαύρο χαρτί. Τοποθετήστε τις συσκευές σε ένα ηλιόλουστο παράθυρο ή φωτίστε τις με μια ηλεκτρική λάμπα στα 75-100 V. Το πείραμα θα δείξει την ταχεία αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου υπό την επίδραση του φωτός.
Στη συνέχεια, κατά τη διάρκεια του μαθήματος, οι μαθητές μελετούν ανεξάρτητα την αλλαγή στον ρυθμό αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου υπό την επίδραση των καταλυτών. Για εργασία, σας δίνεται ένα διάλυμα 3-5% υπεροξειδίου του υδρογόνου, διοξειδίου του μαγγανίου, πυκνού υδροχλωρικού οξέος, θραύσματος, χοάνης, διηθητικού χαρτιού και αρκετών δοκιμαστικών σωλήνων.
αποστολές: 1) Ελέγξτε εάν το υπεροξείδιο του υδρογόνου αποσυντίθεται στο διάλυμα που εκδόθηκε; 2) Χρησιμοποιώντας διοξείδιο του μαγγανίου, επιταχύνετε την αντίδραση αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου. 3) Αποδείξτε ότι το διοξείδιο του μαγγανίου δεν άλλαξε χημικά ως αποτέλεσμα της αντίδρασης * 4) Αποδείξτε ότι το διοξείδιο του μαγγανίου, που χρησιμοποιείται ήδη ως καταλύτης, μπορεί και πάλι να επιταχύνει την αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου.
* (Δοκιμή με υδροχλωρικό οξύ όταν θερμαίνεται.)
Μετά την ολοκλήρωση της ανεξάρτητης εργασίας, ο δάσκαλος δείχνει ότι μπορούν να χρησιμοποιηθούν διάφοροι καταλύτες για την επιτάχυνση της ίδιας χημικής αντίδρασης και ότι η αποσύνθεση μιας ανόργανης ουσίας (υπεροξείδιο του υδρογόνου) επιταχύνεται από οργανικούς καταλύτες - ένζυμα. Ένα διάλυμα 3% υπεροξειδίου του υδρογόνου χύνεται σε ένα μικρό ποτήρι και στη συνέχεια τοποθετείται ένα μικρό κομμάτι ωμού κρέατος. Το οξυγόνο απελευθερώνεται εντατικά από το διάλυμα, καθώς το αίμα και οι ιστοί των ζώων περιέχουν το ένζυμο καταλάση. Πρέπει να τονιστεί ότι τα ένζυμα είναι εξαιρετικοί φυσικοί επιταχυντές αντίδρασης. Ένα από τα σημαντικά καθήκοντα της μελλοντικής χημείας είναι η τεχνητή παραγωγή και η βιομηχανική χρήση καταλυτών που θα μοιάζουν με ένζυμα στη σύνθεση και τις καταλυτικές τους ιδιότητες.
Για να εξηγηθεί γιατί η αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου είναι ταχύτερη όταν αποθηκεύεται σε γυάλινα δοχεία, πραγματοποιείται ένα πείραμα. Διάλυμα υπεροξειδίου του υδρογόνου χύνεται σε τρεις δοκιμαστικούς σωλήνες, σε έναν από αυτούς προστίθεται διάλυμα θειικού οξέος, στον άλλο προστίθεται υδροξείδιο του νατρίου και το τρίτο αφήνεται για σύγκριση (διάλυμα ελέγχου). Και τα τρία διαλύματα θερμαίνονται (όχι μέχρι να βράσουν). Το οξυγόνο θα απελευθερωθεί έντονα από έναν δοκιμαστικό σωλήνα με διαλύματα υπεροξειδίου του υδρογόνου και υδροξειδίου του νατρίου, λιγότερο έντονα - από έναν δοκιμαστικό σωλήνα με ένα διάλυμα ελέγχου. Παρουσία θειικού οξέος (ιόντα υδρογόνου), το υπεροξείδιο του υδρογόνου δεν αποσυντίθεται. Τα ιόντα ΟΗ καταλύουν τη διαδικασία αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου, επομένως, σε ένα γυάλινο δοχείο, τα τοιχώματα του οποίου απελευθερώνουν ιόντα υδροξυλίου στο διάλυμα, το υπεροξείδιο του υδρογόνου αποσυντίθεται εύκολα.
Συνεχίζεται η εδραίωση και η ανάπτυξη γνώσεων σχετικά με το ρυθμό των χημικών αντιδράσεων. Περνώντας ένα μείγμα διοξειδίου του θείου και οξυγόνου μέσω ενός θερμαινόμενου γυάλινου σωλήνα χωρίς καταλύτη, ο δάσκαλος δείχνει ότι ο σχηματισμός θειικού ανυδρίτη υπό αυτές τις συνθήκες δεν είναι αισθητός και ρωτά τους μαθητές πώς μπορεί να επιταχυνθεί η αλληλεπίδραση των αερίων. Κατά τη διάρκεια της συνομιλίας, αποδεικνύεται ότι τέτοιες μέθοδοι επιτάχυνσης των αντιδράσεων όπως η αύξηση των συγκεντρώσεων των αντιδραστηρίων, η αύξηση της θερμοκρασίας, χωρίς τη χρήση καταλύτη, δεν δίνουν τα απαραίτητα αποτελέσματα. Η αντίδραση οξείδωσης του διοξειδίου του θείου σε διοξείδιο του θείου είναι αναστρέψιμη:
2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,
και η αύξηση της θερμοκρασίας επιταχύνει την αποσύνθεση του θειικού ανυδρίτη σε μεγαλύτερο βαθμό από τον σχηματισμό του.
Ελέγχουν εάν το οξείδιο του σιδήρου θα είναι καταλύτης για την αντίδραση οξείδωσης του διοξειδίου του θείου. Όταν αποδεικνύεται η οξείδωση επαφής του διοξειδίου του θείου σε θειικό ανυδρίτη παρουσία οξειδίου του σιδήρου, παρατηρείται ο σχηματισμός θειικού ανυδρίτη, ο οποίος ατμίζει στον αέρα. Στη συνέχεια διαπιστώνεται ότι το οξείδιο του σιδήρου δεν έχει αλλάξει χημικά ως αποτέλεσμα της αντίδρασης. Για να γίνει αυτό, επαναλάβετε το πείραμα της οξείδωσης επαφής του διοξειδίου του θείου σε θειικό ανυδρίτη με την ίδια ποσότητα οξειδίου του σιδήρου. Σημειώνεται περαιτέρω ότι διάφοροι καταλύτες μπορούν να χρησιμοποιηθούν για την επιτάχυνση της οξείδωσης του διοξειδίου του θείου. Εκτός από το οξείδιο του σιδήρου, η πλατίνα χρησιμοποιήθηκε στη χημική βιομηχανία και τώρα χρησιμοποιείται πεντοξείδιο του βαναδίου V 2 O 5 *.
* (Ο καταλύτης βαναδίου που χρησιμοποιείται επί του παρόντος έχει μια πολύπλοκη σύνθεση (βλέπε: D. A. Epshtein. Chemistry teacher about chemical technology, M., Publishing House of the Academy of Sciences of the RSFSR, 1961).)
Είναι επίσης σημαντικό να τονιστεί η ιδιότητα του καταλύτη, επιταχύνοντας την αντίδραση, χωρίς να επηρεαστεί η αναστρεψιμότητά του: η αντίδραση οξείδωσης του διοξειδίου του θείου σε διοξείδιο του θείου παραμένει αναστρέψιμη ακόμη και αν χρησιμοποιηθεί καταλύτης.
Κατά τη μελέτη της μεθόδου επαφής για την παραγωγή θειικού οξέος, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η χρήση ενός καταλύτη στη βιομηχανία. Χωρίς καταλύτη, η ταχεία παραγωγή μεγάλων ποσοτήτων θειικού ανυδρίτη θα ήταν αδύνατη, αλλά η χρήση του επιβάλλει ορισμένες πρόσθετες απαιτήσεις στις συνθήκες της διεργασίας. Το γεγονός είναι ότι οι ακαθαρσίες στα αντιδρώντα επηρεάζουν αρνητικά τον καταλύτη. Το τριοξείδιο του αρσενικού έχει αρνητική επίδραση στον καταλύτη βαναδίου, όπως λένε, τον «δηλητηριάζει». Επομένως, είναι απαραίτητος ο προσεκτικός καθαρισμός των αερίων που αντιδρούν από ακαθαρσίες.
Εάν οι μαθητές έχουν μια ερώτηση σχετικά με το γιατί ο καταλύτης είναι δηλητηριασμένος, ο δάσκαλος εξηγεί πρώτα τη δράση του χρησιμοποιώντας τη θεωρία του σχηματισμού ενδιάμεσων ενώσεων και στη συνέχεια εξετάζει τη δηλητηριώδη επίδραση των ακαθαρσιών.
Η επιτάχυνση των αντιδράσεων με τη βοήθεια ενός καταλύτη συμβαίνει λόγω του γεγονότος ότι σχηματίζει ασθενείς ενώσεις με τις αρχικές ουσίες και στη συνέχεια απελευθερώνεται ξανά σε ελεύθερη μορφή. Αυτές οι αντιδράσεις προχωρούν πολύ πιο γρήγορα από την αντίδραση μεταξύ διοξειδίου του θείου και οξυγόνου. Εάν το μείγμα αερίων περιέχει ακαθαρσίες που εισέρχονται σε μη αναστρέψιμες αντιδράσεις με τον καταλύτη, τότε επέρχεται η δηλητηρίασή του. Παρά τον προσεκτικό καθαρισμό των αερίων, η δραστηριότητα των καταλυτών που χρησιμοποιούνται στην παραγωγή θειικού οξέος μειώνεται με την πάροδο του χρόνου. Η «γήρανσή» του προκαλείται όχι μόνο από σταδιακή δηλητηρίαση, αλλά και από παρατεταμένη θέρμανση και μηχανική καταστροφή, που αλλάζουν την κατάσταση της επιφάνειας του καταλύτη. Δεν συμμετέχει ολόκληρη η επιφάνεια του καταλύτη στην καταλυόμενη αντίδραση, αλλά μόνο τα κομμένα τμήματα του - ενεργά κέντρα, και ο αριθμός αυτών των κέντρων μειώνεται με τη «γήρανση».
Η προηγούμενη ενότητα εξέτασε πώς, υπό το φως της θεωρίας της ατομικής δομής, η επίδραση της ενέργειας στην έναρξη μιας χημικής αντίδρασης πρέπει να εξηγηθεί στους μαθητές. Αυτό θα επιτρέψει να λυθεί το ερώτημα γιατί οι χημικές αντιδράσεις επιταχύνονται όταν θερμαίνονται. Οι μαθητές γνωρίζουν ότι όσο αυξάνεται η θερμοκρασία στις ουσίες, αυξάνεται ο αριθμός των ενεργών μορίων, αυξάνεται η ταχύτητα κίνησης των μορίων και ο αριθμός των συναντήσεών τους ανά μονάδα χρόνου. Στα άτομα των ενεργών μορίων, τα ηλεκτρόνια μετακινούνται σε υψηλότερα επίπεδα ενέργειας, τέτοια μόρια είναι ασταθή και μπορούν πιο εύκολα να αντιδράσουν με μόρια άλλων ουσιών.
Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης εξηγεί γιατί οι αντιδράσεις μεταξύ διαλυμάτων οξέων, αλάτων και βάσεων συμβαίνουν σχεδόν αμέσως. Τα διαλύματα αυτών των ουσιών περιέχουν ήδη ενεργά σωματίδια - αντίθετα φορτισμένα ιόντα. Επομένως, οι αντιδράσεις μεταξύ υδατικών διαλυμάτων οξέων, αλάτων και βάσεων προχωρούν πολύ γρήγορα και διαφέρουν σημαντικά από τις αντιδράσεις μεταξύ των ίδιων ουσιών, αλλά λαμβάνονται σε ξηρή μορφή.
Ξεκινώντας ένα μάθημα με θέμα «Ρυθμός χημικής αντίδρασης», ο δάσκαλος υπενθυμίζει ότι η μελέτη των συνθηκών που την επηρεάζουν έχει μεγάλη πρακτική σημασία.
Πώς μπορείτε να μετρήσετε το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης;
Οι μαθητές γνωρίζουν ήδη ότι η ταχύτητα ενός χημικού μετασχηματισμού μπορεί να κριθεί από την ποσότητα μιας ουσίας που αντέδρασε ή παρήχθη σε ορισμένο χρόνο, ότι η ταχύτητα της μηχανικής κίνησης μετριέται από τη διαδρομή που διανύει ένα σώμα ανά μονάδα χρόνου. Για να υπολογίσετε αυτή την ταχύτητα, χρησιμοποιήστε τον τύπο
όπου v είναι ταχύτητα, S είναι διαδρομή και t είναι χρόνος.
Λαμβάνοντας αυτό υπόψη, οι μαθητές γράφουν κατ' αναλογία έναν τύπο για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης
όπου m είναι η ποσότητα της ουσίας που εισήλθε στην αντίδραση ή ελήφθη ως αποτέλεσμα αυτής κατά τη διάρκεια του χρόνου t.
Σκεφτείτε ποιο είναι το μειονέκτημα αυτής της φόρμουλας. Αποδεικνύεται ότι κατά τη χρήση του, ο υπολογισμένος ρυθμός αντίδρασης θα είναι διαφορετικός ακόμη και για δύο μερίδες της ίδιας ουσίας που λαμβάνονται υπό τις ίδιες συνθήκες.
Ας υποθέσουμε ότι 15 g μιας ουσίας αποσυντίθεται σε ένα δοχείο κάθε δευτερόλεπτο. Αποδεικνύεται ότι όταν ένα χώρισμα εισάγεται σε αυτό το δοχείο, το οποίο θα διαιρέσει την ουσία σε αυτό σε δύο μέρη σε αναλογία 1:2, στο πρώτο (μικρότερο) μέρος η αντίδραση θα προχωρήσει με ρυθμό 5 g/sec. , και στο δεύτερο - 10 g/sec.
Προκειμένου ο υπολογισμένος ρυθμός να χαρακτηρίζει την ίδια την αντίδραση, και όχι πόση ποσότητα της αρχικής ουσίας λαμβάνεται, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η μεταβολή της μάζας του αντιδρώντος ανά όγκο, δηλ. η αλλαγή στη συγκέντρωση του αντιδραστήριο. Επομένως, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας τον τύπο:
v=c 0 -c t/t
όπου c 0 είναι η αρχική συγκέντρωση οποιασδήποτε από τις αντιδρώντες ουσίες, c t είναι η συγκέντρωση της ίδιας ουσίας μετά από t δευτερόλεπτα. Κατά τον υπολογισμό της ταχύτητας, η συγκέντρωση εκφράζεται συνήθως σε moles ανά λίτρο και ο χρόνος σε δευτερόλεπτα.
Αυτό το μάθημα επικεντρώνεται στους πιο σημαντικούς τρόπους επιτάχυνσης των χημικών αντιδράσεων. Για το σκοπό αυτό πραγματοποιείται εργαστηριακό πείραμα που δείχνει ότι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών.
Για το πείραμα χρησιμοποιείται ο ακόλουθος εξοπλισμός, τοποθετημένος στα τραπέζια των μαθητών: 1) βάση με τρεις δοκιμαστικούς σωλήνες, ο ένας από τους οποίους περιέχει κρύσταλλο ιωδιούχου νατρίου ή ιωδιούχου καλίου (μέγεθος 2 - 3 κεφαλών καρφίτσας), το άλλο περιέχει ένα διάλυμα χλωριούχου σιδήρου και το τρίτο - κενό. 2) μια φιάλη ή ένα ποτήρι νερό. 3) δύο πανομοιότυποι γυάλινοι σωλήνες. 4) γυάλινη ράβδος.
Ο δάσκαλος καλεί τους μαθητές να προετοιμαστούν για το πείραμα: 1) προσθέστε νερό σε ιωδιούχο νάτριο για να σχηματιστεί το 1/2 δοκιμαστικό σωλήνα διαλύματος και ανακατέψτε το υγρό με ένα ραβδί, 2) ρίξτε το 1/3 του διαλύματος που προκύπτει σε άλλο δοκιμαστικό σωλήνα, 3 ) προσθέστε στο διάλυμα που χύθηκε σε άλλο δοκιμαστικό σωλήνα με διάλυμα νερού, έτσι ώστε οι όγκοι των διαλυμάτων ιωδιούχου νατρίου (ή ιωδιούχου καλίου) στους δοκιμαστικούς σωλήνες να είναι οι ίδιοι.
Ο δάσκαλος θέτει ερωτήσεις για να ελέγξει ότι οι μαθητές κατανοούν τις κατευθύνσεις:
1) Πόσες φορές αραιώνεται το διάλυμα ιωδιούχου νατρίου στον δεύτερο δοκιμαστικό σωλήνα;
2) Πόσες φορές είναι μεγαλύτερη η συγκέντρωση αλατιού στον πρώτο δοκιμαστικό σωλήνα από τον δεύτερο;
Σημειώνεται ότι η συγκέντρωση του ενός από τα διαλύματα είναι διπλάσια από τη συγκέντρωση του άλλου. Μετά από αυτό, σε δύο παρασκευασμένα διαλύματα, ο χλωριούχος σίδηρος αντιδρά με ιωδιούχο νάτριο, το οποίο απελευθερώνει ελεύθερο ιώδιο:
2NaI + 2FeCl 3 = 2NaCl + 2FeCl 2 + I 2,
2I - + 2Fe 3+ = 2Fe 2+ + I 2.
Οι μαθητές αποφασίζουν σε ποιον δοκιμαστικό σωλήνα ο ρυθμός αλληλεπίδρασης των αλάτων είναι μεγαλύτερος και με ποια κριτήρια μπορεί να κριθεί αυτό. Η υπόθεση ελέγχεται πειραματικά.
Αρχικά, ίσες ποσότητες πάστας αμύλου (1-2 ml) χύνονται και στους δύο δοκιμαστικούς σωλήνες με διαλύματα ιωδιούχου νατρίου (ή ιωδιούχου καλίου) και στη συνέχεια, μετά την ανάμειξη, μερικές σταγόνες διαλύματος χλωριούχου σιδήρου 5-10%. Συνιστάται να ρίχνετε το διάλυμα χλωριούχου σιδήρου και στους δύο δοκιμαστικούς σωλήνες ταυτόχρονα. Το μπλε χρώμα εμφανίζεται πιο πιθανό σε δοκιμαστικό σωλήνα με διάλυμα υψηλότερης συγκέντρωσης. Στο δοκιμαστικό σωλήνα όπου η συγκέντρωση του διαλύματος είναι υψηλότερη, τα ιόντα ιωδίου είναι πιο πιθανό να συναντηθούν με ιόντα σιδήρου και επομένως αλληλεπιδρούν με αυτά πιο συχνά - η αντίδραση προχωρά πιο γρήγορα.
Ο δάσκαλος δείχνει την καύση του θείου στον αέρα και ρωτά τους μαθητές πώς μπορεί να επιταχυνθεί αυτή η αντίδραση. Οι μαθητές προτείνουν να τοποθετηθεί αναμμένο θείο σε οξυγόνο και να εκτελέσουν αυτό το πείραμα. Με βάση την ανάλυση των πειραμάτων, εξάγεται ένα γενικό συμπέρασμα: ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ουσιών που αντιδρούν (αριθμός ιόντων ή μορίων ανά μονάδα όγκου).
Προχωράμε στο ζήτημα της επίδρασης της επιφάνειας των αντιδρώντων ουσιών στον ρυθμό της χημικής αντίδρασης. Οι μαθητές θυμούνται αντιδράσεις που περιλαμβάνουν ανάμειξη και άλεση αντιδρώντων ουσιών: άλεση μείγματος αμμωνίας με σβησμένο ασβέστη, αλληλεπίδραση μικρών κομματιών μαρμάρου ή ψευδαργύρου με υδροχλωρικό οξύ, καύση κονιοποιημένου καυσίμου στα ακροφύσια, χρήση θρυμματισμένων μεταλλευμάτων στην τήξη μέταλλα και θεοπυρίτες στην παραγωγή θειικού οξέος. Οι συνθήκες για το ψήσιμο των πυριτών στην παραγωγή θειικού οξέος συζητούνται λεπτομερέστερα. Για την παραγωγή διοξειδίου του θείου, χρησιμοποιείται θρυμματισμένος πυρίτης, καθώς καίγεται πιο γρήγορα από τον πυρίτη που λαμβάνεται σε μεγάλα κομμάτια. Η καύση του κονιοποιημένου πυρίτη συμβαίνει ιδιαίτερα γρήγορα εάν εκτοξεύεται με ρεύμα αέρα από ένα ακροφύσιο, καθώς και όταν καίγεται σε ρευστοποιημένη κλίνη, όταν ολόκληρη η επιφάνεια των τεμαχίων πυρίτη έρχεται σε επαφή με τον αέρα.
Πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι οι χημικές αντιδράσεις με πολύ θρυμματισμένες εύφλεκτες ουσίες μπορεί να συνοδεύονται από έκρηξη. Υπήρξαν, για παράδειγμα, εκρήξεις σκόνης ζάχαρης σε εργοστάσια παραγωγής ζάχαρης.
Συμπεραίνουν ότι όσο πιο θρυμματισμένο είναι ένα στερεό, τόσο πιο γρήγορος είναι ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης στην οποία συμμετέχει.
Στη συνέχεια αναλύεται η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Η ίδια ποσότητα διαλύματος θειικού οξέος χύνεται σε δοκιμαστικό σωλήνα με το 1/4 του υποθειώδους διαλύματος. Παράλληλα με αυτό το πείραμα, στραγγίζονται θερμαινόμενα διαλύματα υποθειώδους και θειικού οξέος:
Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 + S↓
Σημειώνεται ο χρόνος μέχρι να θολώσουν τα διαλύματα. Ο δάσκαλος λέει ότι όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10° C, ο ρυθμός των περισσότερων αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2-3 φορές.
Με βάση τις γνώσεις που αποκτήθηκαν, δίνεται η ευκαιρία στους μαθητές να εξηγήσουν την επιτάχυνση των χημικών αντιδράσεων όταν θερμαίνονται ουσίες.
Σε αυτό το μάθημα δεν χρειάζεται να επιδείξουμε εμπειρία στις καταλυτικές επιδράσεις των ουσιών, αφού οι μαθητές εξοικειώθηκαν με αυτό χρησιμοποιώντας παραδείγματα της αντίδρασης της αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου και της οξείδωσης του διοξειδίου του θείου. Απαριθμούν τις γνωστές τους καταλυτικές αντιδράσεις και δίνουν ορισμούς της κατάλυσης και του καταλύτη.
Για την εμπέδωση της γνώσης σε αυτό το μάθημα, τίθενται οι ακόλουθες ερωτήσεις:
- Τι καθορίζει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης; Δώστε παραδείγματα.
- Κάτω από ποιες συνθήκες αυξάνεται ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης;
- Πώς, υπό το πρίσμα της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης, μπορεί κανείς να εξηγήσει ότι η εξέλιξη του υδρογόνου όταν ο ψευδάργυρος αντιδρά με το οξικό οξύ συμβαίνει πολύ πιο αργά από όταν ο ψευδάργυρος αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ;
- Με ποιους τρόπους μπορείτε να επιταχύνετε την αντίδραση μεταξύ ψευδαργύρου και υδροχλωρικού οξέος;
- Γιατί ένα θραύσμα που σιγοκαίει στον αέρα φουντώνει στο οξυγόνο;
- Σας έχουν δοθεί δύο δοκιμαστικοί σωλήνες στους οποίους το ανθρακικό ασβέστιο αντιδρά αργά με το υδροχλωρικό οξύ. Προσπαθήστε να επιταχύνετε τη χημική αντίδραση σε κάθε δοκιμαστικό σωλήνα χρησιμοποιώντας διαφορετικές τεχνικές.
- Γιατί ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας;
- Ποιες μέθοδοι επιτάχυνσης χημικών αντιδράσεων χρησιμοποιούνται για την παραγωγή θειικού οξέος;
- Καταγράψτε ποιες χημικές αντιδράσεις που είναι γνωστές σε εσάς επιταχύνονται από τους καταλύτες.
Κατά τη μελέτη της αντίδρασης της σύνθεσης αμμωνίας, οι μαθητές συναντούν ξανά τη χρήση ενός καταλύτη και, μαζί με την ενοποίηση των προηγούμενων πληροφοριών σχετικά με την κατάλυση και τους καταλύτες, αυτή η γνώση μπορεί να αναπτυχθεί κάπως.
Ο δάσκαλος εφιστά την προσοχή στο γεγονός ότι και οι δύο αντιδράσεις - η σύνθεση της αμμωνίας και η αποσύνθεσή της σε άζωτο και υδρογόνο - συμβαίνουν παρουσία του ίδιου καταλύτη - ανηγμένου σιδήρου, ο οποίος επιταχύνει τόσο τις μπροστινές όσο και τις αντίστροφες αντιδράσεις στον ίδιο βαθμό. Επομένως, ο καταλύτης δεν μετατοπίζει τη χημική ισορροπία, αλλά συμβάλλει μόνο στην ταχύτερη επίτευξη αυτής της κατάστασης. Για να ελέγξει την κατανόηση αυτής της διάταξης, ο δάσκαλος τους κάνει ερωτήσεις:
- Είναι δυνατή η παραγωγή αμμωνίας στην παραγωγή από μείγμα αζώτου και υδρογόνου υπό υψηλή πίεση και θέρμανση, αλλά χωρίς καταλύτη; Γιατί;
- Η αντίδραση σύνθεσης αμμωνίας επιταχύνεται με θερμότητα και έναν καταλύτη. Ποια είναι η διαφορά στην επίδραση αυτών των συνθηκών στη χημική ισορροπία;
Εισάγοντας τους μαθητές στη σύνθεση της αμμωνίας στην παραγωγή, ο δάσκαλος επισημαίνει ότι ο καταλύτης χάνει γρήγορα τη δραστηριότητά του εάν τα αέρια (υδρογόνο και άζωτο) δεν απελευθερωθούν πρώτα από τις ακαθαρσίες. Σε αυτή τη διαδικασία, το οξυγόνο, οι υδρατμοί, το μονοξείδιο του άνθρακα, το υδρόθειο και άλλες ενώσεις θείου έχουν δηλητηριώδη δράση.
Όπως και στην περίπτωση της καταλυτικής οξείδωσης του διοξειδίου του θείου σε τριοξείδιο, κατά τη σύνθεση της αμμωνίας ο καταλύτης ασκεί την επιταχυντική του δράση μόνο εντός ορισμένων ορίων θερμοκρασίας. Σε θερμοκρασίες άνω των 600°C, ο μειωμένος σίδηρος μειώνει την καταλυτική του δραστηριότητα.
Χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της σύνθεσης αμμωνίας, μπορούμε να εξετάσουμε τον μηχανισμό δράσης του καταλύτη. Σημειώνεται ότι το νιτρίδιο του σιδήρου σχηματίζεται στην επιφάνεια του καταλύτη σιδήρου:
Το υδρογόνο αντιδρά με το νιτρίδιο για να παράγει αμμωνία:
FeN 2 + 3H 2 → Fe + 2NH 3.
Στη συνέχεια η διαδικασία επαναλαμβάνεται.
Οι αντιδράσεις σχηματισμού νιτριδίου του σιδήρου και η αλληλεπίδρασή του με το υδρογόνο προχωρούν πολύ γρήγορα.
Κατά τη μελέτη των αντιδράσεων της οξείδωσης της αμμωνίας, μετά την επίδειξη πειραμάτων για την καύση της αμμωνίας σε οξυγόνο και την καταλυτική οξείδωση της αμμωνίας, εφιστάται η προσοχή των μαθητών στο γεγονός ότι οι πρώτες ουσίες σε αυτές τις δύο περιπτώσεις ελήφθησαν το ίδιο, αλλά ανάλογα με το συνθήκες (χρήση καταλύτη), λαμβάνονται διαφορετικά προϊόντα.
Η οξείδωση της αμμωνίας μπορεί να συμβεί με το σχηματισμό διαφορετικών ουσιών σύμφωνα με τις εξισώσεις:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O;
4NH3 + 4O2 = 2N2O + 6H2O;
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.
Ο καταλύτης, η πλατίνα, επιταχύνει μόνο την τελευταία από αυτές τις αντιδράσεις. Επομένως, χρησιμοποιώντας έναν καταλύτη, είναι δυνατό να κατευθύνουμε την αλληλεπίδραση αμμωνίας και οξυγόνου προς την επιθυμητή κατεύθυνση. Αυτό βρίσκει εφαρμογή στη χημική παραγωγή στην παραγωγή νιτρικού οξέος.
Η διαμόρφωση της έννοιας της χημικής παραγωγής στην τάξη IX παρέχει μεγάλες ευκαιρίες για την εισαγωγή των μαθητών στον πρακτικό έλεγχο του ρυθμού των χημικών αντιδράσεων σε χημικά εργοστάσια.
Με βάση τη γενίκευση των γνώσεων σχετικά με την παραγωγή που μελετήθηκε προηγουμένως (υδροχλωρικό, θειικό, νιτρικό οξύ, αμμωνία), ο δάσκαλος διαμορφώνει στους μαθητές την έννοια των καλύτερων συνθηκών για τη διεξαγωγή χημικών αντιδράσεων στην παραγωγή: χρήση βέλτιστων θερμοκρασιών, αύξηση της συγκέντρωσης αντιδρώντων ουσιών, αύξηση της επιφάνειας επαφής των αντιδρώντων ουσιών και χρήση καταλυτών. Μετά από αυτό, προκειμένου να εντοπιστούν οι συνθήκες που περιορίζουν τη χρήση κάθε συνθήκης, τίθεται στους μαθητές η ερώτηση: «Είναι δυνατόν να αυξάνεται η θερμοκρασία επ' αόριστον για να επιταχυνθούν οι χημικές αντιδράσεις στην παραγωγή;» Ανακαλύπτουν ότι η ισχυρή θέρμανση μπορεί να μετατοπίσει τη χημική ισορροπία προς μια ανεπιθύμητη κατεύθυνση, και στην περίπτωση χρήσης καταλύτη, να μειώσει τη δραστηριότητά του. Λαμβάνοντας αυτό υπόψη, στην παραγωγή χρησιμοποιούνται όχι μέγιστες, αλλά βέλτιστες θερμοκρασίες.
Με τον ίδιο τρόπο αναλύονται και άλλες συνθήκες διεξαγωγής χημικών αντιδράσεων στην παραγωγή.
Η μελέτη νέου πραγματικού υλικού στη χημεία στους βαθμούς IX-X χρησιμοποιείται για την περαιτέρω εδραίωση της γνώσης σχετικά με τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων.
Όταν μελετά τις ιδιότητες του λευκού φωσφόρου, ο δάσκαλος λέει ότι η λάμψη του λευκού φωσφόρου στο σκοτάδι δείχνει την αργή οξείδωσή του στον αέρα. Στη συνέχεια, εξετάζουμε υπό ποιες συνθήκες μπορεί να επιταχυνθεί η οξείδωση του λευκού φωσφόρου. Η θέρμανση, η σύνθλιψη του φωσφόρου και η χρήση οξυγόνου στην πραγματικότητα επιταχύνουν την οξείδωση του φωσφόρου, προκαλώντας την ανάφλεξή του.
Οι μαθητές χρησιμοποιούν γνώσεις σχετικά με τρόπους επιτάχυνσης των χημικών διεργασιών για να προβλέψουν τις συνθήκες σχηματισμού υπερφωσφορικών. Λένε ότι η αντίδραση μεταξύ τριτοταγούς φωσφορικού ασβεστίου και θειικού οξέος μπορεί να επιταχυνθεί με θέρμανση, άλεση του φωσφορικού ασβεστίου, ανάδευση και αύξηση της συγκέντρωσης του θειικού οξέος. Ο δάσκαλος, συνοψίζοντας όσα έχουν ειπωθεί, προσθέτει ότι στο
Σε αυτή την παραγωγή, χρησιμοποιείται πράγματι θέρμανση, αλλά για αυτό χρησιμοποιούν τη θερμότητα που απελευθερώνεται κατά την ίδια την αντίδραση, όταν το θρυμματισμένο τριτοταγές φωσφορικό ασβέστιο αναμειγνύεται επιμελώς με θειικό οξύ.
Καθώς οι μαθητές μελετούν οργανικές ουσίες, οι μαθητές αντιμετωπίζουν πολλές διαδικασίες που περιλαμβάνουν τη συμμετοχή καταλυτών, για παράδειγμα, την παραγωγή αεροπορικής βενζίνης, καουτσούκ και αρωματικών υδρογονανθράκων.
Μπορούμε να εξετάσουμε το ρόλο του θειικού οξέος στην ενυδάτωση του αιθυλενίου. Παρουσία θειικού οξέος, αντί της αργής αντίδρασης της προσθήκης νερού στο αιθυλένιο (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH), οι ακόλουθες διεργασίες συμβαίνουν γρήγορα η μία μετά την άλλη: 1) Το θειικό οξύ προστίθεται στο αιθυλένιο , σχηματίζοντας θειικό αιθυλαιθέρα:
2) Ο αιθυλαιθέρας του θείου υφίσταται σαπωνοποίηση για να σχηματίσει αιθυλική αλκοόλη και θειικό οξύ.
Μετά την απόσταξη της αλκοόλης, το θειικό οξύ εμφανίζεται στην ίδια ποσότητα, αλλά συμμετείχε στον σχηματισμό του ενδιάμεσου προϊόντος. Οι μαθητές εξετάζουν ανεξάρτητα άλλα παραδείγματα της καταλυτικής δράσης του θειικού οξέος (σχηματισμός αιθυλενίου και αιθυλαιθέρα από αιθυλική αλκοόλη) όταν κάνουν την εργασία τους.
Οι ίδιες ουσίες με τον ίδιο καταλύτη, αλλά σε διαφορετικές θερμοκρασίες, αντιδρούν σχηματίζοντας διαφορετικά προϊόντα. Αυτό πρέπει να τονιστεί όταν εξοικειωθείτε με τις ιδιότητες των αλκοολών.
Η αλληλεπίδραση του μονοξειδίου του άνθρακα με το υδρογόνο δείχνει ότι χρησιμοποιώντας διαφορετικούς καταλύτες, μπορούν να ληφθούν διαφορετικά οργανικά προϊόντα από τις ίδιες ουσίες. Αυτή η αλληλεπίδραση μπορεί να οδηγήσει στον σχηματισμό μεθυλικής αλκοόλης, υδρογονανθράκων ή ανώτερων αλκοολών. Η επιθυμητή κατεύθυνση αλληλεπίδρασης των ουσιών επιτυγχάνεται με τη χρήση ενός καταλύτη που επιταχύνει την αντίστοιχη αντίδραση, αλλά δεν έχει σημαντική επίδραση σε άλλες. Για να επιταχυνθεί η αντίδραση σχηματισμού μεθυλικής αλκοόλης, ένα μείγμα οξειδίων χρωμίου και οξειδίου ψευδαργύρου χρησιμοποιείται ως καταλύτης.
Αφού μελετήσουν τους υδρογονάνθρακες και τις οργανικές ενώσεις που περιέχουν οξυγόνο για τη γενίκευση της γνώσης, προσφέρεται στους μαθητές μια εργασία για ανεξάρτητη εργασία στην τάξη ή στο σπίτι: επιλέξτε από μια τέτοια ενότητα του σχολικού βιβλίου όλες τις περιπτώσεις καταλυτικών αντιδράσεων και σε κάθε μαθητή δίνονται μόνο τέτοιες μέρος της ύλης του σχολικού βιβλίου που μπορεί να δει στον προβλεπόμενο χρόνο .
Κατά την ανάλυση βιομηχανικών μεθόδων για την παραγωγή οργανικών ουσιών, είναι χρήσιμο να επιστήσουμε την προσοχή των μαθητών στο γεγονός ότι για τον έλεγχο των ρυθμών των χημικών αντιδράσεων χρησιμοποιούνται οι ίδιες τεχνικές που χρησιμοποιούνται στην παραγωγή ανόργανων ουσιών.
Οι καταλύτες είναι ουσίες που μπορούν να επιταχύνουν μια χημική αντίδραση, αλλά οι ίδιοι οι καταλύτες δεν καταναλώνονται στη χημική αντίδραση. Έχει διαπιστωθεί ότι οι καταλύτες αλλάζουν τον μηχανισμό μιας χημικής αντίδρασης. Σε αυτή την περίπτωση, προκύπτουν άλλες, νέες μεταβατικές καταστάσεις, που χαρακτηρίζονται από χαμηλότερο ύψος ενεργειακού φραγμού. Έτσι, υπό την επίδραση του καταλύτη, μειώνεται
ενέργεια ενεργοποίησης της διαδικασίας (Εικ. 3). Εισερχόμενοι σε διάφορους τύπους αλληλεπιδράσεων με ενδιάμεσα σωματίδια, οι καταλύτες παραμένουν σε αμετάβλητες ποσότητες στο τέλος της αντίδρασης. Οι καταλύτες δρουν μόνο σε θερμοδυναμικά επιτρεπόμενες αντιδράσεις. Ο καταλύτης δεν μπορεί να προκαλέσει αντίδραση γιατί δεν επηρεάζει τις κινητήριες δυνάμεις του. Ο καταλύτης δεν επηρεάζει τη σταθερά της χημικής ισορροπίας, γιατί μειώνει εξίσου την ενέργεια ενεργοποίησης τόσο των μπροστινών όσο και των αντίστροφων αντιδράσεων.
Εικ.3 Ενεργειακό διάγραμμα της αντίδρασης Α + Β = ΑΒ α) χωρίς καταλύτη και β) παρουσία καταλύτη. Ea είναι η ενέργεια ενεργοποίησης μιας μη καταλυτικής αντίδρασης. Ea 1 και Ea 2 - ενέργεια ενεργοποίησης της καταλυτικής αντίδρασης. Το ΑΑ είναι μια ενδιάμεση δραστική ένωση του καταλύτη με ένα από τα αντιδραστήρια. A...K, AK...B – ενεργοποιημένα σύμπλοκα της καταλυτικής αντίδρασης. A…B - ενεργοποιημένο σύμπλοκο μιας μη καταλυτικής αντίδρασης. ∆E κατ. – μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης υπό την επίδραση του καταλύτη.
Υπάρχουν ομοιογενείς και ετερογενείς κατάλυση. Στην πρώτη περίπτωση, ο καταλύτης βρίσκεται στην ίδια φάση με τα αντιδραστήρια και στη δεύτερη, ο καταλύτης είναι μια στερεή ουσία στην επιφάνεια της οποίας λαμβάνει χώρα μια χημική αντίδραση μεταξύ των αντιδραστηρίων.
Χημική ισορροπία
Οι χημικές αντιδράσεις συνήθως χωρίζονται σε αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες. Οι μη αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις συνεχίζονται έως ότου καταναλωθεί πλήρως τουλάχιστον μία από τις πρώτες ουσίες, δηλ. Τα προϊόντα της αντίδρασης είτε δεν αλληλεπιδρούν καθόλου μεταξύ τους είτε σχηματίζουν ουσίες διαφορετικές από τις αρχικές. Τέτοιες αντιδράσεις είναι πολύ λίγες. Για παράδειγμα:
2KClO 3 (tv) = 2KCl (tv) + 3O 2 (g)
Στα διαλύματα ηλεκτρολυτών, οι αντιδράσεις που συμβαίνουν με το σχηματισμό καθίζησης, αερίων και ασθενών ηλεκτρολυτών (νερό, σύνθετες ενώσεις) θεωρούνται πρακτικά μη αναστρέψιμες.
Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες, δηλ. πάνε και μπροστά και πίσω. Αυτό καθίσταται δυνατό όταν οι ενέργειες ενεργοποίησης της άμεσης και της αντίστροφης διαδικασίας διαφέρουν ελαφρώς μεταξύ τους και τα προϊόντα της αντίδρασης είναι σε θέση να μετασχηματιστούν στις πρώτες ουσίες. Για παράδειγμα, η αντίδραση σύνθεσης HI είναι μια τυπικά αναστρέψιμη αντίδραση:
H 2(g) +I 2(g) ⇄ 2HI (g)
Ο νόμος της δράσης μάζας (έκφραση του ρυθμού αντίδρασης) για άμεσες και αντίστροφες διεργασίες, αντίστοιχα, θα έχει τη μορφή: = ∙ ; 
= 2
Σε κάποιο χρονικό σημείο, εμφανίζεται μια κατάσταση όταν οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων γίνονται ίσοι = (Εικ. 4).
Εικ. 4 Αλλαγή στους ρυθμούς προς τα εμπρός (και αντίστροφα (αντιδράσεις) με την πάροδο του χρόνου t
Αυτή η κατάσταση ονομάζεται χημική ισορροπία. Έχει δυναμική (κινούμενη) φύση και μπορεί να μετατοπιστεί προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση ανάλογα με τις αλλαγές στις εξωτερικές συνθήκες. Ξεκινώντας από τη στιγμή της ισορροπίας, υπό σταθερές εξωτερικές συνθήκες, οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης δεν αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου. Οι συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων που αντιστοιχούν στην κατάσταση ισορροπίας ονομάζονται ισορροπία. Για να προσδιοριστεί η συγκέντρωση ισορροπίας ενός αντιδραστηρίου, είναι απαραίτητο να αφαιρέσουμε από την αρχική του συγκέντρωση την ποσότητα της ουσίας που έχει αντιδράσει μέχρι τη στιγμή που εμφανίζεται η κατάσταση ισορροπίας: ΜΕ ίσος = Γ αναφ. - ΜΕ υπέρ-αντιδραστής. Ο αριθμός των αντιδραστηρίων που εισήλθαν στην αντίδραση και σχηματίστηκαν από αυτά τη στιγμή της ισορροπίας των προϊόντων είναι ανάλογος με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές στην εξίσωση αντίδρασης.
Μια κατάσταση ισορροπίας κάτω από σταθερές εξωτερικές συνθήκες μπορεί να υπάρχει επ' αόριστον. Σε κατάσταση ισορροπίας
∙ = [ 2 , από όπου / [= 2 / ∙ .
Σε σταθερή θερμοκρασία, οι σταθερές ρυθμού της μπροστινής και της αντίστροφης διαδικασίας είναι σταθερές τιμές.
Ο λόγος δύο σταθερών είναι και η τιμή της σταθεράς K= / και καλείται σταθερά χημικής ισορροπίας. Μπορεί να εκφραστεί
είτε μέσω των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων = , είτε μέσω των μερικών πιέσεών τους 
, εάν η αντίδραση συμβεί με τη συμμετοχή αερίων.
Στη γενική περίπτωση, για την αντίδραση aA+bB+ …⇄cC+dD+ …η σταθερά χημικής ισορροπίας είναι ίση με την αναλογία του προϊόντος των συγκεντρώσεων των προϊόντων αντίδρασης προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αρχικών ουσιών σε ισχύ ίση με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους.
Η σταθερά χημικής ισορροπίας δεν εξαρτάται από την πορεία της διεργασίας και καθορίζει το βάθος εμφάνισής της μέχρι τη στιγμή που θα επιτευχθεί η κατάσταση ισορροπίας. Όσο μεγαλύτερη είναι αυτή η τιμή, τόσο μεγαλύτερος είναι ο βαθμός μετατροπής των αντιδρώντων σε προϊόντα.
Η σταθερά της χημικής ισορροπίας, καθώς και οι σταθερές του ρυθμού αντίδρασης, είναι συναρτήσεις μόνο της θερμοκρασίας και της φύσης των αντιδρώντων ουσιών και δεν εξαρτώνται από τη συγκέντρωσή τους.
Για ετερογενείς διεργασίες, η συγκέντρωση των στερεών δεν περιλαμβάνεται στην έκφραση του ρυθμού αντίδρασης και της σταθεράς χημικής ισορροπίας, επειδή η αντίδραση συμβαίνει στην επιφάνεια της στερεάς φάσης, η συγκέντρωση της οποίας παραμένει σταθερή με την πάροδο του χρόνου. Για παράδειγμα, για μια αντίδραση:
FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO 2 (g)
η έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας θα είναι:
Τα K p και K c σχετίζονται με τη σχέση Κ σελ = Κ ντο (RT) ∆ n, όπουn=n συν. -n πρώτες ύλες – αλλαγή στον αριθμό των σπίλων αεριώδηςουσίες κατά την αντίδραση. Για αυτή την αντίδραση K p = K c, αφού το n των αέριων ουσιών είναι μηδέν.
Γιατί οι καταλύτες αυξάνουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης; Αποδεικνύεται ότι ενεργούν σύμφωνα με τη λαϊκή σοφία: «Ένας έξυπνος άνθρωπος δεν θα σκαρφαλώσει σε ένα βουνό, ένας έξυπνος άνθρωπος θα περπατήσει γύρω από ένα βουνό». Για να αρχίσουν να αλληλεπιδρούν οι ουσίες, στα σωματίδια τους (μόρια, άτομα, ιόντα) χρειάζεται να δοθεί μια ορισμένη ενέργεια, που ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης (Εικ. 13, α). Οι καταλύτες μειώνουν αυτή την ενέργεια συνδυάζοντας με μια από τις αντιδρώντες ουσίες και μετακινώντας την κατά μήκος ενός «ενεργειακού βουνού» για να συναντήσουν μια άλλη ουσία με λιγότερη ενέργεια. Επομένως, παρουσία καταλύτη, οι χημικές αντιδράσεις προχωρούν όχι μόνο ταχύτερα, αλλά και σε χαμηλότερη θερμοκρασία, γεγονός που μειώνει το κόστος των διαδικασιών παραγωγής.
Ρύζι. 13.
Ενεργειακά διαγράμματα καταλυτικών αντιδράσεων με χρήση συμβατικού (α) και επιλεκτικού (β) καταλύτη
Και όχι μόνο. Η χρήση καταλυτών μπορεί να οδηγήσει σε διαφορετική αντίδραση των ίδιων ουσιών, δηλ. με το σχηματισμό διαφορετικών προϊόντων (Εικ. 13, β). Για παράδειγμα, η αμμωνία οξειδώνεται με οξυγόνο σε άζωτο και νερό, και παρουσία καταλύτη, σε οξείδιο του αζώτου (II) και νερό (γράψτε τις εξισώσεις αντίδρασης και εξετάστε τις διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής).
Η διαδικασία αλλαγής του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης ή της διαδρομής κατά την οποία συμβαίνει ονομάζεται κατάλυση. Όπως οι αντιδράσεις, υπάρχουν ομοιογενείς και ετερογενείς τύποι κατάλυσης. Όταν χρησιμοποιούνται ένζυμα, η κατάλυση ονομάζεται ενζυματική. Αυτός ο τύπος κατάλυσης είναι γνωστός στον άνθρωπο από την αρχαιότητα. Χάρη στην ενζυματική διάσπαση των οργανικών ουσιών, ο άνθρωπος έμαθε να ψήνει ψωμί, να παρασκευάζει μπύρα και να φτιάχνει κρασί και τυρί (Εικ. 14).
Ρύζι. 14.
Από την αρχαιότητα, ο άνθρωπος χρησιμοποιούσε την κατάλυση, η οποία συμβαίνει κατά το ψήσιμο ψωμιού, την παρασκευή μπύρας, την παραγωγή κρασιού, την παραγωγή τυριού
Τα πιο γνωστά ένζυμα στην καθημερινή ζωή είναι αυτά που βρίσκονται στις σκόνες πλυσίματος. Σας επιτρέπουν να απαλλάξετε τα ρούχα σας από λεκέδες και δυσάρεστες οσμές κατά το πλύσιμο.
Ας ρίξουμε μια πιο προσεκτική ματιά στους καταλύτες χρησιμοποιώντας ένα χημικό πείραμα.
Το υπεροξείδιο του υδρογόνου (στην καθημερινή ζωή αποκαλείται συχνά υπεροξείδιο του υδρογόνου) είναι απαραίτητο φάρμακο σε κάθε ντουλάπι οικιακής ιατρικής (Εικ. 15).
Ρύζι. 15.
Διάλυμα υπεροξειδίου του υδρογόνου
Η ημερομηνία λήξης πρέπει να αναγράφεται στη συσκευασία αυτού του φαρμάκου, καθώς αποσυντίθεται κατά την αποθήκευση:
Ωστόσο, υπό κανονικές συνθήκες, αυτή η διαδικασία προχωρά τόσο αργά που δεν παρατηρούμε την απελευθέρωση οξυγόνου και μόνο ανοίγοντας ένα μπουκάλι στο οποίο έχει αποθηκευτεί υπεροξείδιο του υδρογόνου για μεγάλο χρονικό διάστημα μπορούμε να παρατηρήσουμε πώς απελευθερώνεται λίγο αέριο από αυτό. Πώς να επιταχύνετε αυτή τη διαδικασία; Ας κάνουμε ένα εργαστηριακό πείραμα.
Εργαστηριακό πείραμα Νο. 9 Αποσύνθεση υπεροξειδίου του υδρογόνου με χρήση οξειδίου του μαγγανίου (IV).
Εργαστηριακό πείραμα Νο 10
Ανίχνευση καταλάσης σε προϊόντα διατροφής
Οι καταλύτες όχι μόνο κάνουν τις διαδικασίες παραγωγής πιο οικονομικές, αλλά συμβάλλουν επίσης σημαντικά στην προστασία του περιβάλλοντος. Έτσι, τα σύγχρονα επιβατικά αυτοκίνητα είναι εξοπλισμένα με μια καταλυτική συσκευή, στο εσωτερικό της οποίας υπάρχουν κεραμικοί κυψελοειδείς φορείς καταλύτη (πλατίνα και ρόδιο). Περνώντας από αυτά, επιβλαβείς ουσίες (οξείδια του άνθρακα, οξείδια του αζώτου, άκαυτη βενζίνη) μετατρέπονται σε διοξείδιο του άνθρακα, άζωτο και νερό (Εικ. 16).
Ρύζι. 16.
Ο καταλυτικός μετατροπέας ενός αυτοκινήτου που μετατρέπει τα οξείδια του αζώτου από τα καυσαέρια του σε αβλαβές άζωτο.
Ωστόσο, για τις χημικές αντιδράσεις, δεν είναι σημαντικοί μόνο οι καταλύτες που επιταχύνουν την αντίδραση, αλλά και οι ουσίες που μπορούν να τις επιβραδύνουν. Τέτοιες ουσίες ονομάζονται αναστολείς. Οι πιο γνωστοί είναι οι αναστολείς διάβρωσης μετάλλων.
Εργαστηριακό πείραμα Νο 11
Αναστολή της αλληλεπίδρασης οξέων με μέταλλα με μεθεναμίνη
Στο λεξιλόγιο ενός απλού ανθρώπου υπάρχουν συχνά λέξεις που είναι δανεισμένες από τη χημεία. Για παράδειγμα, αντιοξειδωτικά ή αντιοξειδωτικά. Ποιες ουσίες ονομάζονται αντιοξειδωτικά; Πιθανότατα έχετε παρατηρήσει ότι εάν αποθηκεύετε βούτυρο για μεγάλο χρονικό διάστημα, αλλάζει χρώμα, γεύση και αποκτά μια δυσάρεστη οσμή - οξειδώνεται στον αέρα. Για να μην αλλοιωθούν τα τρόφιμα, προστίθενται αντιοξειδωτικά σε αυτά. Παίζουν επίσης σημαντικό ρόλο στη διατήρηση της ανθρώπινης υγείας, γιατί στον οργανισμό συμβαίνουν και ανεπιθύμητες διεργασίες οξείδωσης, με αποτέλεσμα ο άνθρωπος να αρρωσταίνει, να κουράζεται και να γερνά πιο γρήγορα. Το ανθρώπινο σώμα λαμβάνει αντιοξειδωτικά τρώγοντας τροφές που περιέχουν, για παράδειγμα, καροτίνη (βιταμίνη Α) και βιταμίνη Ε (Εικ. 17).
Ρύζι. 17.
Αντιοξειδωτικά: α - β-καροτίνη; β - βιταμίνη Ε
Έτσι, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης μπορεί να ελεγχθεί χρησιμοποιώντας καταλύτες και αναστολείς, αλλαγές στη θερμοκρασία, τη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών, την πίεση (για ομοιογενείς αντιδράσεις αερίων) και την περιοχή επαφής των αντιδρώντων ουσιών (για ετερογενείς διεργασίες). Και φυσικά, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων.
Νέες λέξεις και έννοιες
- Καταλύτες.
- Ένζυμα.
- Κατάλυση (ομογενής, ετερογενής, ενζυματική).
- Αναστολείς.
- Αντιοξειδωτικά.
Εργασίες για ανεξάρτητη εργασία
- Τι είναι οι καταλύτες; Τι ρόλο παίζουν στις χημικές αντιδράσεις; Γιατί οι καταλύτες επιταχύνουν τις χημικές αντιδράσεις;
- Τι ρόλο έπαιξε η ενζυμική κατάλυση στην ιστορία του ανθρώπινου πολιτισμού;
- Ετοιμάστε μια αναφορά για το ρόλο των καταλυτών στη σύγχρονη παραγωγή.
- Ετοιμάστε μια αναφορά για το ρόλο των αναστολέων στη σύγχρονη παραγωγή.
- Ετοιμάστε μια αναφορά για το ρόλο των αντιοξειδωτικών στην ιατρική και τη βιομηχανία τροφίμων.