Při použití katalyzátorů se změní reakční trasa. Účinek katalyzátorů pro rychlost chemických reakcí
38. Vliv katalyzátoru pro rychlost chemických reakcí. Příčiny vlivu katalyzátoru.
Látky, které nejsou konzistentní v důsledku reakčního toku, ale postihují jeho rychlost, se nazývají katalyzátory. Katalyzátory, které snižují rychlost reakce, se nazývají inhibitory. Vliv katalyzátorů pro chemické reakce se nazývá katalýza . Podstatou katalýzy je, že v přítomnosti katalyzátoru se mění dráhy, skrze kterou jsou celkové reakční průkazy, jiné přechodové stavy jsou tvořeny jinými aktivačními energiemi, a proto se změní rychlosti chemická reakce. Rozlišovat homogenní a heterogenní katalýzu. S heterogenní katalýzou reakce probíhá na povrchu katalyzátoru. Z toho vyplývá, že aktivita katalyzátoru závisí na hodnotách a vlastnostech jeho povrchu. Aby bylo možné mít velký povrch, musí mít katalyzátor porézní strukturu nebo být ve vysoce fragmentovaném stavu. Katalyzátory jsou charakterizovány selektivitou: působí na procesy selektivně, řídí jej určitým směrem. Negativní katalýza se používá k zpomalení korozi.
39. Reverzibilní procesy. Chemická rovnováha. Konstantní rovnováha.
Reakce, které postupují pouze v jednom směru a jsou doplněny celkovou transformací počátečních reaktantů v konečných látkách nevratný. 2KClO 3 \u003d 2kCl + 3o 2 . Reverzibilní se nazývají takové reakce, které současně postupují ve dvou vzájemně opačné směry. 3H 2 + N2 ⇆ 2NH 3
Reverzibilní reakce pokračují až do konce: Žádný z reakčních látek není plně vynaloženo. Reverzibilní procesy: Zpočátku, při míchání výchozích materiálů je rychlost přímé reakce velká a rychlost opačného otvoru je nulová. Vzhledem k tomu, že se reakce dojde, počáteční látky se spotřebují a jejich koncentrace klesají, v důsledku toho se sníží reakční rychlost. Současně se reakční produkty objevují, jejichž koncentrace roste, a proto roste rychlost reverzní reakce. Když se sazby přímé a reverzní reakce stávají stejnými, dochází k chemické rovnováhy. Nazývá se dynamická rovnováha, protože přímá a reverzní reakce probíhá, ale vzhledem ke stejným rychlostům, změny v systému nejsou patrné. Kvantitativní charakteristika chemická rovnováha Slouží hodnotu zvanou chemickou rovnovážnou konstantou. V rovnováze se rychlost přímé a reverzní reakce rovná, zatímco systém stanoví konstantní koncentrace výchozích látek a reakčních produktů, nazývané rovnovážné koncentrace. Pro 2CO + O 2 \u003d 2CO 2, rovnováha konstanta může být vypočtena rovnicí: numerická hodnota rovnovážné konstanty v první aproximaci charakterizuje výtěžek této reakce. Výtěžek reakce se nazývá poměr množství výsledné látky do tohoto množství, které by mělo za následek reakci na konec. K \u003e\u003e 1 Reakční výtěžek je skvělý, 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. Vliv různých faktorů na posunutí rovnováhy. Princip Lederer.
Pokud je systém v rovnováze, zůstane v něm, dokud nejsou vnější podmínky konstantní. Proces změny jakýchkoliv podmínek ovlivňujících rovnováhu se nazývá rovnovážné posunutí.
Princip le.: Pokud je na systému. . V rovnováze mít vnější dopad, pak systém zrady. Tak, kompenzovat tento dopad.
Důsledek: 1) S rostoucími teplotami. Rovnovážné posunutí. Ve prospěch endotermní reakce.
2) se zvýšením tlaku, rovnováha posunutí. směrem k menšímu objemu (nebo méně molů)
3) Se zvýšením koncentrace jednoho z počátečních látek se rovnováha posune směrem ke zvýšení koncentrace reakčních produktů a naopak.
Látky, které se účastní reakcí a zvýší jeho rychlost, zůstávají do konce reakce beze změny, se nazývají katalyzátory.
Fenomén změn v reakční rychlosti pod působením těchto látek se nazývá katalýza. Reakce teče v působení katalyzátorů se nazývají katalytický.
Ve většině případů je katalyzátorová akce vysvětlena tím, že snižuje aktivační energii reakce. V přítomnosti katalyzátoru, reakce prochází jinými mezilehlými stupni než bez ní, a tyto fáze jsou energeticky přístupnější. Jinými slovy, v přítomnosti katalyzátoru, další aktivované komplexy vznikají a méně energie je nutná k vytvoření jejich tvorby než za vzniku aktivovaných komplexů vznikajících bez katalyzátoru. A aktivační energie tak prudce klesá: Některé molekuly, jejichž energie byla nedostatečná pro aktivní střety, nyní se ukáže jako aktivní.
Pro řadu reakcí jsou studovány mezilehlé sloučeniny; Zpravidla představují jejich velmi aktivní nestabilní produkty.
Mechanismus účinku katalyzátorů je spojen s poklesem aktivační energie reakce v důsledku tvorby mezilehlých spojů. Katalýza může být reprezentována následovně:
A + k \u003d a ... to
... k + b \u003d av + k,
kde a ... na mezilehlé aktivované spojení.
Obrázek 13.5 - Obraz reakční dráhy noncatalitické reakce A + B → AB (křivka 1) a homogenní katalytická reakce (křivka 2).
V chemickém průmyslu se katalyzátory používají velmi široce. Pod vlivem reakčního katalyzátoru mohou urychlit v milionechkrát nebo více. V některých případech, v rámci působení katalyzátorů, takové reakce mohou být vzrušeny, což bez nich v těchto podmínkách prakticky nepokračují.
Rozlišovat homogenní a heterogenní katalýza.
Když homogenní katalýza Katalyzátory a reaktanční látky tvoří jednu fázi (plyn nebo roztok). Když heterogenní katalýza Katalyzátor je v systému ve formě nezávislé fáze.
Příklady homogenní katalýzy:
1) oxidace SO 2 + 1 / 2O 2 \u003d SO 3 v přítomnosti ne; No se snadno oxiduje na č. 2 a ne 2 je již oxidován pomocí S02;
2) rozkladem peroxidu vodíku ve vodném roztoku na vodě a kyslíku: ionty SG 2O 2 \u003d 7, W0 2-4, MO2-4, katalyzující rozklad peroxidu vodíku, tvoří meziproduktové sloučeniny s ním, což se dále rozpadlo s uvolňováním kyslíku.
Homogenní katalýza se provádí prostřednictvím mezilehlých reakcí s katalyzátorem, a v důsledku toho se jedna reakce s vysokou aktivační energetickou reakcí nahrazuje několika, ve které je aktivační energie nižší, jejich rychlost výše:
CO + 1 / 2O 2 \u003d CO 2 (katalyzátor - páry vody).
Široké použití v chemickém průmyslu je heterogenní katalýza. Většina produktů vytvořených tímto průmyslem je získána heterogenní katalýzou. S heterogenní katalýzou reakce probíhá na povrchu katalyzátoru. Z toho vyplývá, že aktivita katalyzátoru závisí na hodnotách a vlastnostech jeho povrchu. Aby bylo možné mít velký ("vyvinutý") povrch, musí mít katalyzátor porézní strukturu nebo ve vysoce fragmentovaném (vysoce dispergovaném) stavu. Při praktickém použití se katalyzátor obvykle aplikuje na nosič mající porézní strukturu (pemza, azbest atd.).
Stejně jako v případě homogenní katalýzy, s heterogenní katalýzou, reakce proudí aktivním meziproduktem. Zde jsou zde tyto sloučeniny povrchové sloučeniny katalyzátoru s reakčními látkami. Prochází řadou stupňů, ve kterých jsou tyto mezilehlé sloučeniny zapojeny, reakce končí tvorbou konečných produktů, a katalyzátor není v důsledku toho spotřebován.
Mezi všechny katalytické heterogenní reakce patří fáze adsorpce a desorpce.
Katalytický účinek povrchu se sníží na dva faktory: zvýšení koncentrace na rozhraní a aktivaci adsorbovaných molekul.
Příklady heterogenní katalýzy:
2H20 \u003d 2H20 + O 2 (katalyzátor - MnO 2,);
H 2 + 1/20 2 \u003d H20 (katalyzátor - platina).
Katalýza v biologických systémech hraje velmi velkou roli. Většina chemických reakcí dochází v trávicím systému v krvi a ve zvířatech a lidské buňky jsou katalytické. Reakce. Katalyzátory, vyzvané v tomto případě enzymy, představují obyčejné nebo komplexní proteiny. Saliva proto obsahuje ptačí enzym, který katalyzuje transformaci škrobu v cukru. Enzym existující v žaludku - pepsin - katalyzuje štěpení proteinů. V lidském těle je asi 30 000 různých enzymů: každý z nich slouží jako účinný katalyzátor pro příslušnou reakci.
Katalyzátory se nazývají látky schopné urychlit chemickou reakci, zatímco katalyzátory samotné v chemické reakci nejsou vynakládány. Bylo zjištěno, že katalyzátory mění mechanismus chemické reakce. Zároveň se objevují další nové přechodové státy charakterizované menší výškou energetické bariéry. Tak, pod akcí katalyzátoru se snižuje
aktivační energie procesu (obr. 3). Při vstupu do různých typů interakcí s mezilehlými částicmi, katalyzátory na konci reakce zůstávají v konstantním množství. Katalyzátory jsou platné pouze pro termodynamicky povolené reakce. Katalyzátor nemůže způsobit reakci, protože Nemá vliv na své hnací síly. Katalyzátor nemá vliv na chemickou rovnovážnou konstantu, protože Stejně tak snižuje energii aktivací a přímých a zpětných reakcí.
Obr .3 Energetický diagram reakce A + B \u003d AU) bez katalyzátoru a b) v přítomnosti katalyzátoru. EA - aktivační energie noncatalitické reakce; EA 1 a EA 2 - energie aktivace katalytické reakce; AK - meziproduktový reaktivní katalyzátorový spoj s jedním z činidel; ... K, AK ... B - aktivované katalytické reakční komplexy; A ... b - aktivovaný komplex necatalitické reakce; ΔE kočka. - Snížení aktivační energie pod vlivem katalyzátoru.
Rozlišovat homogenní a heterogenní katalýzu. V prvním případě je katalyzátor v jedné fázi reagencií a ve druhém - katalyzátoru je pevná látka, na povrchu, z nichž probíhá chemická reakce mezi reagency.
Chemická rovnováha
Chemické reakce jsou obvyklé k subdividu na reverzibilní a nevratné. Nevratné chemické reakce tok, dokud není jeden z počátečních látek plné, tj. Reakční produkty nebo v kontaktu se navzájem neberou vůbec nebo vytvářet jiné než zdroje. Existuje jen velmi málo takových reakcí. Například:
2ksLO 3 (TV) \u003d 2kcl (TV) + 3O 2 (g)
V roztokech elektrolytů, reakce přicházející na tvorbu srážek, plynů a slabých elektrolytů (voda, komplexních sloučenin) jsou prakticky nevratné.
Většina chemických reakcí jsou reverzibilní, tj. Jdou jak v přímém, tak v opačném směru. To je možné, když aktivační energie přímých a reverzních procesů se liší bezvýznamně a reakční produkty jsou schopny transformovat do počátečních látek. Například syntézní reakce je typicky reverzibilní:
H 2 (g) + I 2 (g) ⇄ 2HI (g)
Zákon o účinných hmotách (vyjádření reakční rychlosti) pro přímé a zpětné procesy bude zobrazen: \u003d ∙; 
= 2
V určitém okamžiku se stát dochází, když se míry přímých a reverzních reakcí stávají stejné = (Obr.4).
Obr. 4 změna rychlosti roviny (a reverzní (reakce s časem t
Tato podmínka se nazývá Chemická rovnováha. Je to dynamický (pohyblivý) charakter a může se pohybovat do jednoho směru nebo druhého v závislosti na změně vnějších podmínek. Počínaje momentem rovnováhy, s konstantními vnějšími podmínkami, koncentrace výchozích látek a reakční produkty se v průběhu času nezmění. Koncentrace reaktivencí, které odpovídají stavu rovnováhy, se nazývá rovnováha. Pro stanovení rovnovážné koncentrace činidla je nutná od jeho počáteční koncentrace odečíst množství látky reagované v době rovnovážného stavu: Z rovnat se. \u003d S. výměna - Z projagir. . Počet reaktivencí, které vstoupily do reakce a vytvořené z nich v době rovnováhy produktů, je úměrný stechiometrickým koeficientům v reakční rovnici.
Stav rovnováhy se nezměněnými vnějšími podmínkami může existovat libovolně po dlouhou dobu. Ve stavu rovnováhy
∙ \u003d [2, z / [\u003d 2 / ∙.
Při konstantní teplotě jsou rychlosti stálý přímý a zpětný proces trvalé hodnoty.
Poměr dvou konstant je také hodnota konstantního k \u003d / a nosí jméno chemická rovnováha konstanta. Může být vyjádřen
buď koncentrací činidel \u003d nebo přes jejich dílčí tlaky 
Pokud reakce probíhá plyny.
Obecně pro AA + BB + ... ⇄cc + DD + ... ... ... ⇄cc + DD + ..., chemická ekvilibrium konstanta se rovná poměru koncentrace reakčních produktů na Produkt koncentrací zdrojových látek ve stupních rovném svým stechiometrickým koeficientům.
Chemická rovnováha konstanta nezávisí na cestě procesního toku a určuje hloubku jeho průtoku v době dosažení rovnovážného stavu. Čím více je tato hodnota, tím větší je míra konverze reagencií na výrobky.
Chemická rovnováha konstanta, stejně jako konstanta reakční rychlosti, jsou funkce pouze teploty a povahy reakčních látek a nezávisí na jejich koncentraci.
Pro heterogenní procesy se koncentrace pevných látek v expresi reakční rychlosti a konstanta chemické rovnováhy nezapne, protože Reakce probíhá na povrchu pevné fáze, jehož koncentrace zůstává konstantní. Například pro reakci:
FeO (TV) + CO (g) ⇄ Fe (TV) + CO 2 (g)
výraz rovnovážné konstanta se bude podívat na:
Až r a k s přidruženým poměrem K. p. \u003d K. c. (RT) ∆ n. , kden \u003d n prod. -N-executiveness - změna počtu molů plynnýběhem reakce. Pro tuto reakci na p \u003d až C, protože látky ve tvaru ngazo jsou nulové.
Proč katalyzátory zvyšují rychlost chemické reakce? Ukazuje se, že působí v plném souladu s moudrou lidí: "Smart Hora nebude jít, Smart Mountain bude mzda." Aby byly látky k interakci, musí být jejich částice (molekuly, atomy, ionty) informovány o určité energii zvané aktivační energie (obr. 13, a). Katalyzátory snižují tuto energii, spojují se s jedním z reaktantů a vedou ji podél "Energy Mountain" na setkání s jinou látkou s méně nákladem na energii. Proto v přítomnosti katalyzátoru probíhají chemické reakce nejen rychleji, ale při nižší teplotě, což snižuje náklady na výrobní procesy.
Obr. 13.
Energetické diagramy katalytických reakcí za použití konvenční (A) a selektivního (B) katalyzátoru
A nejen. Použití katalyzátorů může vést k tomu, že stejné látky budou reagovat odlišně, tj. S tvorbou různých produktů (obr. 13, b). Například amoniak se oxiduje kyslíkem na dusík a vodu a v přítomnosti katalyzátoru - oxidu dusíku (II) a vody (zapište reakční rovnice a zvažte procesy oxidace a regenerace).
Proces změny rychlosti chemické reakce nebo cesty, ke kterému pokračuje, se nazývá katalýza. Stejně jako reakce se rozlišují homogenní a heterogenní typy katalýzy. V případě použití enzymů katalýzy se nazývají enzymatický. Tento typ katalýzy je známý pro muže s hlubokou starověku. Díky enzymatickému rozdělení organických látek se člověk naučila pečení chleba, vařit pivo, vyrobit víno a sýr (obr. 14).
Obr. čtrnáct.
Muž se starověku používá katalýza, která se vyskytuje při pečení chleba, vaření pivo, výroba vína, výroba sýrů
Nejznámější v každodenních životních enzymech, které jsou součástí pracích prášků, jsou nejslavnější. Je to oni, kdo vám umožní zachránit spodní prádlo při mytí ze skvrn a nepříjemného zápachu.
Seznámíme se blíže katalyzátorům pomocí chemického experimentu.
Peroxid vodíku (při použití se často nazývá peroxid vodíku) - lék potřebný v jakékoli sadě pro pomoc při domácích pomůckách (obr. 15).
Obr. patnáct.
Roztok peroxidu vodíku
Na obalu s tímto lékem je doba použitelnosti nutně označena, protože se rozkládá při skladování:
Za normálních podmínek však tento proces probíhá tak pomalu, že si nevšimním uvolňování kyslíku, a pouze otevírání baňky, ve které byl peroxid vodíku skladován po dlouhou dobu, je vidět, jak se od něj rozlišuje malý plyn. Jak urychlit tento proces? Pojďme nakreslit laboratorní zážitek.
Laboratorní zážitek číslo 9 Rozklad peroxidu vodíku za použití oxidu manganu (IV)
Laboratorní zkušenosti číslo 10
Detekce katalázy v potravinářských výrobcích
Katalyzátory nejen efektivnější výrobní procesy, ale také významně přispívají k ochraně životního prostředí. Moderní auta jsou tedy vybavena katalytickým zařízením, uvnitř které jsou keramické mobilní katalytické nosiče (platina a rhodium). Průchody, škodlivé látky (oxidy uhlíku, dusík, nezákonný benzin) se převedou na oxid uhličitý, dusík a vodu (obr. 16).
Obr. šestnáct.
Katalytický konvertor automobilů, konverzní oxidy dusíku jeho výfukových plynů v neškodném dusíku
Nicméně, nejen katalyzátory jsou důležité pro chemické reakce, které urychlují průchod reakce, ale také látky, které je mohou zpomalit. Takové látky se nazývají inhibitory. Inhibitory koroze kovů jsou nejslavnější.
Laboratorní zkušenosti číslo 11
Inhibice kyselé interakce s urotropinovými kovy
V lexikonu obyčejného člověka jsou slova často zjištěna, že si půjčují z chemie. Například antioxidanty nebo antioxidanty. Jaké jsou látky zvané antioxidanty? Pravděpodobně jste si všimli, že pokud udržujete krémový olej na dlouhou dobu, změní barvu, chuť, získává nepříjemný zápach - oxidovaný ve vzduchu. Takže potraviny nejsou zkaženy, jsou k nim přidány antioxidanty. Oni také hrají důležitou roli při zachování lidského zdraví, protože ve svém těle jsou také nežádoucí oxidační procesy, v důsledku kterého je osoba nemocná, rychle unavená a stárnutí. Lidské tělo přijímá antioxidanty při jídle produkty obsahující například karoten (vitamin A) a vitamin E (obr. 17).
Obr. 17.
Antioxidanty: A - p-karoten; B - vitamin e
Takže rychlost chemické reakce může být řízena za použití katalyzátorů a inhibitorů, změnou teploty, koncentrace reaktantních látek, tlaku (pro homogenní reakce plynu), plocha kontaktu reakčních látek (pro heterogenní procesy). A samozřejmě míra chemických reakcí závisí na povaze reaktantních látek.
Nová slova a pojmy
- Katalyzátory.
- Enzymy.
- Katalýza (homogenní, heterogenní, enzymatický).
- Inhibitory.
- Antioxidanty.
Úkoly pro nezávislou práci
- Co je katalyzátory? Jakou roli hrají chemické reakce? Proč katalyzátory urychlují tok chemických reakcí?
- Jakou roli v historii lidské civilizace hrála enzymatická katalýza?
- Připravte si vzkaz o roli katalyzátorů v moderní výrobě.
- Připravte si vzkaz o roli inhibitorů v moderní výrobě.
- Připravte si vzkaz o roli antioxidantů v medicíně a potravinářském průmyslu.
Ve školních třídách IX-X se koncepty chemické reakční rychlosti i nadále vytvářejí vliv na rychlost chemických transformací různých faktorů, expandovat a prohloubit znalost katalýzy a katalyzátorů, uveďte některé myšlenky o mechanismu katalytických jevů.
U subjektu "Alkalické kovy", demonstrující takové experimenty jako interakce sodné s vodou a kyselinou chlorovodíkovou, interakcí draslíku a sodíku s vodou, učitel zdůrazňuje, že jeden z těchto reakcí jde za stejných podmínek rychlejší než ostatní. Například sodík je energeticky reaguje s kyselinou chlorovodíkovou než vodou; Draslík reaguje energeticky vodou než sodík. Po zkušenostech spalování v chlororu sodíku, mědi, antimonu, vodíku, organických látek, můžete nabídnout otázky: "Proč je antimonový prášek pro hoření chloru, a ne kousky? Proč je spousta tenkého hoření měděného drátu v chlóru, a tlustý drát nepálí? " V těchto případech je rozdíl v interakci látek vysvětlen buď povahou samotných látek a struktury atomů nebo odlišného povrchu kontaktu.
Ve stejném tématu, když seznámení studentů s vlastnostmi kyseliny chlorovodíkové, je užitečné zjistit, proč reakce mezi tímto kyselinou a kovy (zinek, hořčík) jsou v průběhu času zrychleny. Zrychlení závisí zejména z toho, že pod těmito reakcemi se rozlišuje velké množství tepla a s ohřívacími látkami se zvyšuje rychlost interakce.
Na příkladu reakce interakce hliníku s jodem je třeba připomenout, jaký katalyzátor je a ukázat, že voda může být katalyzátor. Směs jod a hliníkových prášků nalijte do azbestové sítě a jíst několik kapek vody. Interakce látek pod vlivem vody je zrychlena, bliká plameny. Učitel věnuje pozornost tomu, že ve směsi, která není pokryta z porcelánového šálku na mřížce, blesk nenastal, ale může se vyskytnout po chvíli a bez vody.
Je třeba poznamenat, že voda zrychluje nejen interakci hliníku jodem, ale hraje katalytickou roli v mnoha chemických procesech. Je velmi důležité pro katalytický účinek vody během spalování různých plynů používaných v technice.
Při zvažování vlastností peroxidu vodíku ukazují, že peroxid vodíku je velmi křehká látka. Při skladování ve skleněných nádobách se pomalu rozkládá s uvolňováním tepla:
2N 2O 2 \u003d 2N 2O 4 + O 2 + 46 KCAL
Učitel nabízí studentům, aby uvedly podmínky zrychlující rozklad peroxidu vodíku. Oni mohou
v tomto případě v tomto případě: 1) topení, 2) katalyzátory, 3) zvýšení koncentrace roztoku. Lze přidat, že rozkladem peroxidu vodíku je také rychlejší ve světle, potvrzuje tato zkušenost na mimoškolní činnosti. Ve dvou sloupcích vyplňují triplátory valijí peroxid vodíku, zavřete je dopravní zácpy s plynovými trubkami. Trubky testované pod převrácenými válci nebo zkumavkami naplněné vodou a sníženy do široké nádoby s vodou. Jeden z baňky zabalte černý papír. Zařízení dávají okno osvětlené sluncem nebo osvětluje elektrickou lampu v 75-100 V. Zkušenosti budou zobrazovat rychlý rozklad peroxidu vodíku pod působením světla.
Studenti v lekci pak studují změnu v míře rozkladu peroxidu vodíku pod působením katalyzátorů. Pro práci, 3-5% roztok peroxidu vodíku, oxidu manganičitého, koncentrovaného kyseliny chlorovodíkové, nosníku, nálevky, filtračního papíru, několik trubek.
Úkoly: 1) Zkontrolujte, zda je dekompozice peroxidu vodíku v tomto řešení, které je vydáno? 2) Použití oxidu manganičitého, urychluje reakci rozkladu peroxidu vodíku. 3) Prokázat, že v důsledku reakce se oxid manganičitý ještě nezměnil * 4), aby dokázal, že oxid manganičitý, který již používá jako katalyzátor, může opět urychlit rozkladu peroxidu vodíku.
* (Při teplotě se zahřívá kyselina chlorovodíková kyselina chlorovodíková.)
Po skončení samostatné práce učitel ukazuje, že různé katalyzátory mohou být použity pro urychlení stejné chemické reakce, že rozklad anorganické látky (peroxidu vodíku) je zrychlen organickými katalyzátory. 3% roztok peroxidu vodíku se vlije do malého chemického skla, pak je v něm umístěn malý kus syrového masa. Kyslík je intenzivně izolován z roztoku, protože zvířecí a zvířecí tkáně obsahují enzym katalázu. Je třeba zdůraznit, že enzymy jsou vynikající přirozené akcelerátory reakce. Jedním z důležitých úkolů chemie budoucnosti je uměle získávat a aplikovat katalyzátory v průmyslu, které se podobají enzymům v jejich složení a katalytických vlastnostech.
Vysvětlit, proč je rozklad peroxidu vodíku rychlejší při skladování ve skle, provádějí zkušenosti. Ve třech zkumavkách se nalije roztok peroxidu vodíku, do jednoho z nich se přidá roztok kyseliny sírové, k jinému - žíravé sody, třetí je ponechána pro srovnání (regulační roztok). Všechna tři roztoky jsou zahřívána (ne až varivo). Kyslík z trubice s roztoky peroxidu vodíku a loukovité sody bude velmi zvýrazněn, méně silně - od zkumavky s řídicím roztokem. V přítomnosti kyseliny sírové (ionty vodíku) není peroxid vodíku rozložen. Ionty katalyzuje proces rozkladu peroxidu vodíku, proto ve skleněných nádobách se stěny, které se izolují do roztoku hydroxylových iontů, se snadno rozloží peroxid vodíku.
Konsolidace a vývoj znalostí o rychlosti chemické reakce pokračuje dále. Tekoucí směs oxidu sírového a kyslíku přes ohřátého skla bez katalyzátoru trubice, učitel ukazuje, že tvorba anhydridu kyseliny sírové za těchto podmínek není patrné a žádá studenty, jak urychlit interakci plynů. V rozhovoru se ukáže, že takové techniky zrychlení reakcí, jako je zvýšení koncentrací činidel, zvýšení teploty, bez použití katalyzátoru, nedávají nezbytné výsledky. Oxidační reakce anhydridu kyseliny sírové v reverzní síru:
2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,
a zvýšení teploty urychluje více rozkladu anhydridu síry než její vzdělání.
Zkontrolujte, zda bude oxid železitý katalyzátor pro oxidační reakci plynného sírového plynu. Při demonstraci kontaktní oxidace síry plynu do anhydridu kyseliny sírové v přítomnosti oxidu železitého se dodržuje získání sfoukového anhydridu kouření ve vzduchu. Poté se zjistí, že v důsledku reakce se chemicky nezmění oxid železitý. Za tímto účelem opakují zkušenosti s oxidací kontaktu sírového plynu do anhydridu sírového s obsahem oxidu železa. Je třeba poznamenat, že různé katalyzátory mohou být použity pro urychlení oxidace síry plynu. Kromě oxidu železa, platina byla použita v chemickém průmyslu, a nyní se používá vanadium v \u200b\u200b2O 5 *.
* (Vanadium katalyzátor, který je v současné době aplikován komplexní složení (viz: D. A. Epstein. Učitel chemie o kimic technologii, M., nakladatelství APN RSFSR, 1961).)
Je také důležité zdůraznit vlastnosti katalyzátoru, zrychlení reakce, neovlivňuje jeho invertibilitu: oxidační reakce anhydridu kyseliny sírové v síru a v případě použití katalyzátoru zůstává reverzibilní.
Při studiu kontaktní metody pro výrobu kyseliny sírové je nutné zvážit používání válečků v průmyslu. Bez katalyzátoru by bylo možné rychlé přijetí velkého množství anhydridu síry nemožné, ale jeho aplikace způsobuje některé další požadavky na podmínky procesu. Faktem je, že nečistoty na reaktančních látkách nepříznivě ovlivňují katalyzátor. Katalyzátor vanadu působí negativně, jak říkají, "otrava", arsenový oxid. Proto je nutné pečlivé čištění reakčních plynů z nečistot.
Pokud mají studenti otázku, proč dochází k otravě katalyzátoru, učitel nejprve vysvětluje svůj účinek pomocí teorie vzdělávání o mezilehlých sloučeninách, a pak považuje otravný účinek nečistot.
Zrychlení reakcí pomocí katalyzátoru se vyskytuje v důsledku skutečnosti, že tvoří křehké sloučeniny se zdrojovými látkami, a pak uvolněna ve volné formě. Tyto reakce jsou mnohem rychlejší než reakce interakce sírového plynu s kyslíkem. Pokud jsou v plynové směsi nečistoty, vstupující do katalyzátoru do nevratných reakcí, pak se objeví jeho otrava. Navzdory pečlivému purifikaci plynů se aktivita katalyzátorů používaných při výrobě kyseliny sírové v čase snižuje. "Stárnutí" je způsobeno nejen postupnou otravou, ale také dlouhým ohřevem a mechanickým destrukcí, které mění stav povrchu katalyzátoru. V katalzzované reakci není zapojen celý povrch katalyzátoru, ale aktivními centrem jsou pouze oddělené sekce a počet těchto center s "stárnutím" klesá.
V předchozí části je demontována jako s ohledem na teorii struktury atomů, je nutné vysvětlit studie účinku energie na excitaci chemické reakce. To umožní vyřešit otázku, proč jsou chemické reakce urychleny při zahřátí. Studenti vědí, že se zvyšující se teplotou v látkách se počet aktivních molekul zvyšuje, rychlost pohybu molekul a počet jejich setkání na jednotku času se zvyšuje. V atomech aktivních molekul se elektrony přesunuty na vyšší energetické hladiny, takové molekuly jsou nestabilní a jednodušší může reagovat s molekulami jiných látek.
Teorie elektrolytické disociace umožňuje vysvětlit, proč se reakce mezi roztoky kyselin, solí a bází vyskytují téměř okamžitě. V rampách těchto látek jsou již aktivní částice - opačně nabité ionty. Proto reakce mezi vodnými roztoky kyselin, soli a bází probíhají velmi rychle a významně se liší od reakcí mezi stejnými látkami, ale v suchu.
Spuštění lekce na "Rychlost chemické reakce", učitel připomíná, že chemické reakce mohou jít různými rychlostmi, studium podmínek, které ovlivňují, má velký praktický význam.
Jak mohu měřit rychlost chemické reakce?
Studenti již vědí, že míra chemické transformace může být posuzována množstvím látky, která vstoupila do reakce nebo přijaté po určitou dobu, že rychlost mechanického pohybu se měří tělem, které těleso projde na jednotku času; Pro výpočet této rychlosti použijte vzorec
kde v je rychlost, s - cesta a t - čas.
Vzhledem k tomu studenti jsou zaznamenáváni analogií vzorce pro výpočet rychlosti chemické reakce.
kde m je množství látky, která vstoupila do reakce nebo vede během T.
Zvažte, jaký nedostatek tohoto vzorce. Ukazuje se, že když se použije, vypočtená reakční rychlost se liší i ve dvou částech stejné látky ve stejných podmínkách.
Předpokládejme, že 15 g látky se rozkládá v plavidle v každé sekundě. Ukazuje se, že když se do této nádoby zavede oddíl, který rozděluje látku v něm do dvou částí, pokud jde o 1: 2, v první (menší) části reakce půjde rychlostí 5 g / s, a ve druhém - 10 g / s.
Aby byla vypočtená rychlost charakterizovaná samotnou reakcí, a ne, jak je množství výchozího materiálu odebráno, je nutné vzít v úvahu změnu hmotnosti reakční látky, přiřazené objemu, tj. Změna koncentrace, reakce látky. Proto může být rychlost chemické reakce vypočítána ve vzorci:
v \u003d c 0 -c t / t
kde c 0 je počáteční koncentrace některých reakčních látek, c t je koncentrace stejné látky po t sekundy. Při výpočtu rychlosti je koncentrace obvykle exprimována v molech na litr a čas v sekundách.
V této lekci věnujte pozornost nejdůležitějším způsobům, jak urychlit chemické reakce. Za tímto účelem se provádí laboratorní zkušenosti, ukazují, že rychlost chemické reakce závisí na koncentraci reakčních látek.
Pro zkušenosti se použije následující zařízení, následující zařízení: 1) Aplikační stativ se třemi zkumavkami, z nichž jeden je krystalický jodidu sodného nebo jodidu jodidu draselného (hodnota 2 - 3 hlavových hlav), v druhé - a roztok chloru železa a třetí - prázdný; 2) baňka nebo sklo s vodou; 3) dvě identické skleněné trubice; 4) skleněná hůlka.
Učitel nabízí studentům připravit se na zkušenosti: 1) nalijte jodidovou vodou sodík, takže se vytvořil 1/2 testovacích trubek roztoku a promíchejte kapalnou kost s hůlkou, 2), aby se odlévala 1/3 výsledného roztoku Další trubka, 3) přidejte do jiné do jiné zkumavky roztoku voda tak, aby byly objemy roztoků jodidu sodného (nebo jodidu draselného) ve zkumavkách stejné.
Učitel požádá otázky, aby zkontroloval, jak studenti pochopí pokyny:
1) Kolikrát se roztok jodidu sodíku zředí ve druhé zkumavce?
2) Kolikrát je koncentrace soli v první pro-tag více než ve druhém?
Je třeba poznamenat, že koncentrace jedné z roztoků dvojnásobek koncentrace druhé. Poté, ve dvou připravených roztokech, chlorový železo se nechá reagovat s jodidem sodným, který je dodáván s zvýrazněným volným jodem:
2AI + 2FECL 3 \u003d 2NACL + 2FECL 2 + I 2,
2I - + 2FE 3+ \u003d 2FE 2+ + I 2.
Studenti rozhodnou, která zkumavka je rychlost interakce solí větší a tím, co lze označení posuzovat. Předpoklad je ověřen zkušeností.
V obou zkumavkách s roztoky jodidu sodného (nebo jodidu draselného) se nejprve nalita stejný počet pneumatik škrobu (1-2 ml), a pak po míchání, několik kapek 5-10 procent roztoku chloru. Roztok železa chloru je žádoucí nalít oba zkumavky současně. Modrá barva se zobrazí spíše v trubce s roztokem větší koncentrace. V této zkumavce, kde je koncentrace roztoku větší, iona jod je častější s ionty trojmocného železa, a proto častěji vstoupí do interakce - reakce probíhá rychleji.
Učitel ukazuje spalování síry ve vzduchu a žádá otázku, jak tuto reakci urychlit. Studenti navrhují spalování síry do kyslíku a plnit tuto zkušenost. Na základě analýzy experimentů se provádí obecný závěr: rychlost chemické reakce závisí na koncentraci reakčních látek (na počtu iontů nebo molekul na objem jednotky).
Stěhování do otázky účinku na míru chemické reakce povrchu reaktančních látek. Studenti si vzpomínají na reakci za míchání a broušení reaktantových látek: Třením směsi amoniaku s vlasy vápna, interakce malých kousků mramoru nebo zinku s kyselinou chlorovodíkovou, spalováním prašného paliva v tryskách, použití Rozdrcené rudy v tavení kovů a síry síry při získávání kyseliny sírové. Podmínky kalcinace při výrobě kyseliny sírové jsou podrobněji považovány za podrobnější. Pro výrobu siřičného plynu se používá drcený Cchedan, protože hoří rychleji než Cchedan, odebraný ve velkých kusech. Zvláště rychlé je spalování prachového Cchedanu, pokud je vyhozen proudem vzduchu z trysky, stejně jako když ho spaluje ve vroucí vrstvě, když nastane celý povrch plátků Cchedanu kontakt se vzduchem.
Je třeba mít na paměti, že chemické reakce s silně rozdrcenými hořlavými látkami mohou být doprovázeny výbuchem. Byly například exploze cukrového prachu na rostliny vyrábějící cukr.
Došlo k závěru, že silnější pevná látka je rozdrcena, tím větší je rychlost chemické reakce, ve které se účastní.
Poté rozebírejte účinek teploty na rychlost chemické reakce. Ve zkumavce s 1/4 roztoku hyposulfitu je stejné množství roztoku kyseliny sírové; Souběžně s tímto experimentem jsou vyhřívané hypokulfitové a sírové roztoky kyseliny:
Na 2 S2O 3 + H2S04 \u003d Na 2 SO 4 + H20 + SO 2 + S ↓
Je třeba poznamenat čas zakalení řešení. Učitel říká, že se zvýšením teploty o 10 ° C se rychlost většiny reakcí zvyšuje o 2-3 krát.
Na základě získaných znalostí studenti poskytují příležitost vysvětlit zrychlení chemických reakcí při teplotě látek.
V této lekci není třeba prokázat zkušenosti s katalytickými účinky látek, jak se studenti seznámili s ním na příkladech reakce rozkladu peroxidu vodíku a oxidace siřičitého plynu. Uvádí katalytické reakce, které jsou jim známy, poskytnou definice katalýzy a katalyzátoru.
Pro zajištění znalostí v této lekci, nabídka otázek:
- Na čem závisí míra chemické reakce? Dát příklad.
- Za jakých podmínek se zvyšuje rychlost chemické reakce?
- Stejně jako ve světle teorie elektrolytické disociace, lze je vysvětlit, že uvolňování vodíku v interakci zinku s kyselinou octovou se vyskytuje podstatně pomaleji, než když zinek interaguje s kyselinou chlorovodíkovou?
- Jaké metody mohou být urychleny reakcí reakce zinku s kyselinou chlorovodíkovou?
- Proč je zářivý vlající fluttering v kyslíku?
- Jsou vydávány dvě zkumavky, ve kterých se pomalu interakce oxidu uhličitého s kyselinou chlorovodíkovou. Snažte se urychlit chemickou reakci v každém z trubek pomocí různých technik.
- Proč je rychlost chemické reakce se zvyšuje se zvyšující se teplotou?
- Jaké metody urychlení chemických reakcí se používají při výrobě kyseliny sírové?
- Seznam, které chemické reakce známé vám jsou zrychleny katalyzátory.
Při studiu reakce syntézy amoniaku se studenti opět setkávají s použitím katalyzátoru, a spolu s konsolidací dříve přijatých informací o katalýze a katalyzátoru mohou být tyto znalosti poněkud vyvinuté.
Učitel upozorňuje na skutečnost, že obě reakce jsou syntézou amoniaku a jeho rozkladu na dusík a vodík-jdou v přítomnosti stejného katalyzátoru - sníženého železa, zrychluje ve stejném rozsahu přímou i reverzní reakci. Katalyzátor proto nepřesahuje chemickou rovnováhu, ale přispívá pouze k rychlému dosažení tohoto stavu. Chcete-li zkontrolovat pochopení této situace, učitel zeptá se na otázky:
- Je možné vyrábět amoniak ze směsi dusíku a vodíku pod vysokým tlakem a při zahřátí, ale bez katalyzátoru? Proč?
- Reakce syntézy amoniaku urychluje vytápění a katalyzátor. Jaký je rozdíl v vlivu těchto podmínek pro chemickou rovnováhu?
Jsem obeznámen se studenty s syntézou amoniaku ve výrobě, učitel naznačuje, že katalyzátor rychle ztratí svou činnost, pokud plyny (vodík a dusík) nebudou předem osvobozeny od nečistot. V tomto procesu je otravovací účinek vykreslen kyslíkem, vodní páry, oxidem uhelnatým, sulfidem vodíku a další sloučeniny síry.
Stejně jako v případě katalytické oxidace oxidu siřičitého do tří-poys, během syntézy amoniaku má katalyzátor svůj urychlený účinek pouze v některých teplotních limitech. Při teplotách nad 600 ° C snižuje snížení železa svou katalytickou aktivitu.
Na příkladu syntézy amoniaku lze zvážit mechanismus provozu katalyzátoru. Je třeba poznamenat, že nitrid železitý je vytvořen na povrchu železného katalyzátoru:
Vodík reaguje s nitridem, to znamená amoniak:
Fen 2 + 3H 2 → Fe + 2NH 3.
Pak se proces opakuje.
Reakce vzniku nitridu železa a její interakce s vodíkem jdou velmi rychle.
Ve studii oxidačních reakcí amoniaku po prokázání experimentů spalování amoniaku v kyslíku a katalytické oxidaci amoniaku se pozornost studentů zdá, že výchozí materiály ve dvou těchto případech byly odebrány samostatně, ale v závislosti na podmínkách (použití katalyzátoru) získané různé výrobky .
Oxidace amoniaku může jít do tvorby různých látek podle rovnic:
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O;
4NH 3 + 4O 2 \u003d 2N 2O + 6H20;
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O.
Katalyzátor - Platinum urychluje pouze poslední z těchto reakcí. Proto pomocí katalyzátoru můžete řídit interakci amoniaku a kyslíku v požadované straně. To se používá v chemické výrobě při výrobě kyseliny dusičné.
Tvorba ve třídě IX Class Chemical Production má velké příležitosti seznámit studenty s praktickou kontrolou chemických reakcí v chemických závodech.
Na základě všeobecnosti znalostí o dříve studované produkci (soli, sírové, kyseliny dusičné, amoniaku) tvoří učitel koncept nejlepších podmínek pro provádění chemických reakcí ve výrobě: použití optimálních teplot, zvyšování koncentrace reakčních látek , zvýšení povrchu kontaktu reakčních látek, použití katalyzátorů. Poté s cílem určit okolnosti, které omezují použití každé podmínky, je otázka nastavena na otázku: "Je možné urychlit chemické reakce na výrobu teploty ke zvýšení teploty?" Je zjištěno, že silné topení může posunout chemickou rovnováhu v nežádoucí straně a v případě použití katalyzátoru, snížit jeho aktivitu. S ohledem na toto, ne maximální, ale optimální teploty se používají ve výrobě.
Na stejném místě jsou také demontovány další podmínky pro provádění chemických reakcí ve výrobě.
Studium nového skutečného materiálu v chemii v třídách IX-X se používá k dalšímu konsolidaci znalostí o rychlosti chemické reakce.
Při studiu vlastností bílého fosforu, učitel říká, že bílý fosforový záře ve tmě označuje pomalou oxidaci ve vzduchu. Dále jsou považovány za za jakých podmínek může být zrychlena oxidace bílého fosforu. Vytápění, fragmentace fosforu, použití kyslíku je opravdu urychlující oxidaci fosforu, což způsobuje jeho záblesk.
Znalost metod urychlujících se studentů chemických procesů se používají k předpovědi podmínek pro tvorbu superfosforečnanu. Říká se, že reakce mezi terciárním fosforečnanem vápenatým a kyselinou sírovou může při zahřívání urychlit, broušení fosforečnanu vápenatého, míchání, zvýšení koncentrace kyseliny sírové. Učitel, sumarizující řekl, to dodává
tato výroba je vlastně používána, ale pro toto použití tepla uvolněného v samotném reakci, když je sekaný terciární fosforečnan vápenatý důkladně míchán s kyselinou sírovou.
Jako organické látky studie, studenti se vyskytují s mnoha procesy, které jsou poskytovány za účasti katalyzátorů, jako je příprava benzínu leteckého benzínu, gumy, aromatických uhlovodíků.
Je možné zvážit roli kyseliny sírové během hydratace ethylenu. V přítomnosti kyseliny sírové, namísto pomalu běžící reakce vody do ethylenu (C2H4 + H20 → C 2H5), jeden po dalších procesech: 1) kyselina sírová spojuje se ethylen, tvořící sírovou etheru:
2) Ether síra je odmítnut na tvorbu ethylalkoholu a kyseliny sírové.
Po destilaci z alkoholu se kyselina sírová ukáže se ve stejném množství, ale zúčastnila se tvorby mezilehlého produktu. Další příklady katalytického působení kyseliny sírové (ethylen a ethylethylalkohol ethyl ethylethyl ethyl esteru) jsou studovány nezávisle při provádění domácích úkolů.
Stejné látky ve stejném katalyzátoru ve stejném katalyzátoru, ale při různých teplotách reagují na tvorbu různých výrobků. To by mělo být zdůrazněno při seznámení s vlastnostmi alkoholů.
Interakce oxidu uhelnatého s vodíkem ukazuje, že použití různých katalyzátorů, ze stejných látek, můžete získat různé organické produkty. Tato interakce může jít s tvorbou methylalkoholu, uhlovodíků nebo vyšších alkoholů. Požadovaný směr interakce látek se dosahuje v důsledku použití takového katalyzátoru, který urychluje vhodnou reakci, ale významně neovlivňuje ostatní. Pro urychlení reakce tvorby methylalkoholu se jako katalyzátor použije směs oxidů chromu se zinečovým oxidem.
Po studiu uhlovodíků a organických sloučenin obsahujících kyslík s cílem shrnout znalosti studentů, oni nabízejí úkol pro nezávislou práci ve třídě nebo doma: Chcete-li si vybrat z takové učebnice všechny případy katalytických reakcí a každý student dostane pouze takovou část Učebnice, který si může zobrazit v přiděleném čase.
Rozšíření průmyslových metod pro výrobu organických látek, je užitečné věnovat pozornost studentů na skutečnost, že stejné techniky, které se používají při výrobě anorganických reakcí, se používají k řízení chemických reakcí.
