Tvari koje učestvuju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostajući nepromijenjene na kraju reakcije, nazivaju se katalizatori.

Fenomen promjene brzine reakcije pod utjecajem takvih tvari naziva se kataliza. Reakcije koje nastaju pod uticajem katalizatora nazivaju se katalitički.

U većini slučajeva, učinak katalizatora se objašnjava činjenicom da smanjuje aktivacijsku energiju reakcije. U prisustvu katalizatora, reakcija se odvija kroz različite međufaze nego bez njega, a ovi su stupnjevi energetski pristupačniji. Drugim riječima, u prisustvu katalizatora nastaju drugi aktivirani kompleksi, a njihovo formiranje zahtijeva manje energije nego formiranje aktiviranih kompleksa koji nastaju bez katalizatora. Tako se energija aktivacije naglo smanjuje: neki molekuli, čija energija nije bila dovoljna za aktivne sudare, sada se pokazuju aktivnima.

Za brojne reakcije, intermedijeri su proučavani; u pravilu su vrlo aktivni nestabilni proizvodi.

Mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem energije aktivacije reakcije zbog stvaranja međuspojeva. Kataliza se može predstaviti na sljedeći način:

A + K = A...K

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

gdje je A...K srednje aktivirano jedinjenje.

Slika 13.5 - Slika putanje reakcije nekatalitičke A + B → AB reakcije (kriva 1) i homogene katalitičke reakcije (kriva 2).

U hemijskoj industriji katalizatori se koriste veoma široko. Pod uticajem katalizatora, reakcije se mogu ubrzati milione puta ili više. U nekim slučajevima, pod uticajem katalizatora, mogu biti pobuđene reakcije koje se bez njih u datim uslovima praktično ne dešavaju.

Razlikovati homogena i heterogena kataliza.

U slučaju homogena kataliza katalizator i reaktanti čine jednu fazu (gas ili rastvor). U slučaju heterogena kataliza katalizator je u sistemu kao nezavisna faza.

Primjeri homogene katalize:

1) oksidacija SO 2 + 1/2O 2 = SO 3 u prisustvu NO; NO se lako oksidira u NO 2, a NO 2 već oksidira SO 2;

2) razlaganje vodonik peroksida u vodenom rastvoru na vodu i kiseonik: joni Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, katalizujući razgradnju vodonik peroksida, sa njim formiraju međuspojna jedinjenja koja se dalje razlažu sa oslobađanje kiseonika.

Homogena kataliza se provodi kroz međureakcije s katalizatorom, i kao rezultat, jedna reakcija s visokom energijom aktivacije zamjenjuje se s nekoliko s nižom energijom aktivacije i većom brzinom:

CO + 1/2O 2 = CO 2 (katalizator - vodena para).

Heterogena kataliza se široko koristi u hemijskoj industriji. Većina proizvoda koji se trenutno proizvode u ovoj industriji dobivaju se heterogenom katalizom. Kod heterogene katalize, reakcija se odvija na površini katalizatora. Iz toga slijedi da aktivnost katalizatora ovisi o veličini i svojstvima njegove površine. Da bi imao veliku (“razvijenu”) površinu, katalizator mora imati poroznu strukturu ili biti u visoko zdrobljenom (visoko dispergovanom) stanju. U praktičnim primenama, katalizator se obično nanosi na nosač koji ima poroznu strukturu (plovac, azbest, itd.).

Kao iu slučaju homogene katalize, iu heterogenoj katalizi reakcija se odvija kroz aktivne intermedijere. Ali ovdje su ti spojevi površinski spojevi katalizatora sa supstancama koje reaguju. Prolazeći kroz niz faza koje uključuju ove intermedijere, reakcija se završava formiranjem konačnih proizvoda, a katalizator se kao rezultat toga ne troši.

Sve katalitičke heterogene reakcije uključuju faze adsorpcije i desorpcije.

Katalitički učinak površine svodi se na dva faktora: povećanje koncentracije na granici i aktivaciju adsorbiranih molekula.

Primjeri heterogene katalize:

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

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

Kataliza igra veoma važnu ulogu u biološkim sistemima. Većina hemijskih reakcija koje se dešavaju u probavnom sistemu, krvi i ćelijama životinja i ljudi su katalitičke reakcije. Katalizatori, koji se u ovom slučaju nazivaju enzimi, su jednostavni ili složeni proteini. Dakle, pljuvačka sadrži enzim ptialin, koji katalizuje pretvaranje škroba u šećer. Enzim koji se nalazi u želucu, pepsin, katalizira razgradnju proteina. U ljudskom tijelu postoji oko 30.000 različitih enzima: svaki od njih služi kao efikasan katalizator za odgovarajuću reakciju.

U IX-X razredima srednje škole nastavljaju da formulišu pojmove o brzini hemijskih reakcija, uticaju različitih faktora na brzinu hemijskih transformacija, proširuju i produbljuju znanja o katalizi i katalizatorima i daju neke ideje o mehanizmu katalitičkih reakcija. fenomeni.

U temi „Alkalni metali“, demonstrirajući eksperimente kao što su interakcija natrijuma sa vodom i hlorovodoničnom kiselinom, interakcija kalijuma i natrijuma sa vodom, nastavnik naglašava da se neke od ovih reakcija odvijaju brže od drugih pod istim uslovima. Na primjer, natrijum reaguje snažnije sa hlorovodoničnom kiselinom nego sa vodom; Kalijum reaguje snažnije sa vodom nego natrijum. Nakon eksperimenata sagorevanja natrijuma, bakra, antimona, vodika i organskih supstanci u hloru, mogu se postaviti pitanja: „Zašto je uzet antimon za sagorevanje u hloru, a ne komadići zašto snop tanke bakrene žice gori u hloru? , ali debela žica ne?” U tim slučajevima, razlika u interakciji supstanci se objašnjava ili prirodom samih supstanci i strukturom atoma, ili različitom kontaktnom površinom.

U istoj temi, prilikom upoznavanja učenika sa svojstvima hlorovodonične kiseline, korisno je saznati zašto se reakcije između ove kiseline i metala (cink, magnezijum) vremenom ubrzavaju. Ubrzanje ovisi, posebno, o činjenici da se tijekom ovih reakcija oslobađa velika količina topline, a kako se tvari zagrijavaju, brzina interakcije se povećava.

Koristeći primjer reakcije između aluminija i joda, vrijedi se prisjetiti što je katalizator i pokazati da voda može biti katalizator. Mješavina joda i aluminijuma u prahu se sipa na azbestnu mrežu u hrpi i dodaje se nekoliko kapi vode. Interakcija tvari pod utjecajem vode ubrzava se i izbija plamen. Nastavnik skreće pažnju da u smjesi koja nije izlivena iz porculanske čaše na mrežicu nije došlo do bljeska, ali može doći nakon nekog vremena i bez vode.

Treba napomenuti da voda ne samo da ubrzava interakciju aluminijuma sa jodom, već ima i katalitičku ulogu u mnogim hemijskim procesima. Katalitički efekat vode pri sagorevanju različitih gasova koji se koriste u tehnici je veoma važan.

Kada se razmatraju svojstva vodikovog peroksida, ukazuje se da je vodikov peroksid vrlo krhka tvar. Kada se čuva u staklenim posudama, polako se raspada, oslobađajući toplotu:

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

Nastavnik traži od učenika da navedu uslove koji ubrzavaju razgradnju vodonik peroksida. Oni mogu

označavaju u ovom slučaju: 1) zagrijavanje, 2) djelovanje katalizatora, 3) povećanje koncentracije otopine. Može se dodati i da se raspadanje vodikovog peroksida brže odvija na svjetlu, što se može potvrditi iskustvom u vannastavnim aktivnostima. Sipati vodonik peroksid u dvije tikvice pričvršćene u postolje i zatvoriti ih čepovima sa cijevima za odvod plina. Postavite epruvete ispod prevrnutih cilindara ili epruveta napunjenih vodom i spuštenih u široku posudu s vodom. Umotajte jednu od tikvica u crni papir. Uređaje postavite na osunčan prozor ili ih osvijetlite električnom lampom na 75-100 V. Eksperiment će pokazati brzu razgradnju vodikovog peroksida pod utjecajem svjetlosti.

Zatim, tokom časa učenici samostalno proučavaju promjenu brzine razgradnje vodonik peroksida pod utjecajem katalizatora. Za rad vam se daje 3-5% otopina vodikovog peroksida, mangan dioksida, koncentrirane hlorovodonične kiseline, iver, lijevak, filter papir i nekoliko epruveta.

Zadaci: 1) Provjerite da li se vodikov peroksid raspada u izdatom rastvoru? 2) Koristeći mangan dioksid, ubrzajte reakciju razgradnje vodikovog peroksida. 3) Dokažite da se mangan dioksid nije kemijski promijenio kao rezultat reakcije * 4) Dokažite da mangan dioksid, koji se već koristi kao katalizator, može ponovo ubrzati razgradnju vodikovog peroksida.

* (Testirati sa hlorovodoničnom kiselinom kada se zagreje.)

Nakon završenog samostalnog rada nastavnik pokazuje da se za ubrzavanje iste hemijske reakcije mogu koristiti različiti katalizatori, a da se razgradnju neorganske supstance (vodikov peroksid) ubrzavaju organski katalizatori - enzimi. 3% otopina vodikovog peroksida se sipa u malu čašu, a zatim se u nju stavlja mali komad sirovog mesa. Kiseonik se intenzivno oslobađa iz otopine, jer krv i tkiva životinja sadrže enzim katalazu. Treba naglasiti da su enzimi odlični prirodni akceleratori reakcija. Jedan od važnih zadataka buduće hemije je vještačka proizvodnja i industrijska upotreba katalizatora koji će po svom sastavu i katalitičkim svojstvima nalikovati enzimima.

Kako bi se objasnilo zašto je razgradnja vodikovog peroksida brža kada se čuva u staklenim posudama, proveden je eksperiment. U tri epruvete ulije se otopina vodikovog peroksida, u jednu se doda otopina sumporne kiseline, u drugu doda kaustična soda, a treća se ostavi za poređenje (kontrolna otopina). Sva tri rastvora se zagrevaju (ne do ključanja). Kisik će se snažno oslobađati iz epruvete s otopinama vodikovog peroksida i natrijevog hidroksida, manje snažno - iz epruvete s kontrolnom otopinom. U prisustvu sumporne kiseline (joni vodonika), vodikov peroksid se ne raspada. OH ioni kataliziraju proces razgradnje vodikovog peroksida, stoga se u staklenoj posudi, čije stijenke oslobađaju hidroksilne ione u otopinu, vodonik peroksid se lako razgrađuje.

Konsolidacija i razvoj znanja o brzini hemijskih reakcija se nastavlja. Propuštanjem mješavine sumpor-dioksida i kisika kroz zagrijanu staklenu cijev bez katalizatora, nastavnik pokazuje da se stvaranje sumpornog anhidrida u ovim uvjetima ne primjećuje, te pita učenike kako se može ubrzati interakcija plinova. Tokom razgovora ispostavilo se da takve metode ubrzanja reakcija kao što su povećanje koncentracije reagensa, povećanje temperature, bez upotrebe katalizatora, ne daju potrebne rezultate. Reakcija oksidacije sumpor-dioksida u sumpor-dioksid je reverzibilna:

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,

a povećanje temperature ubrzava razgradnju sumpornog anhidrida u većoj mjeri nego njegovo stvaranje.

Oni provjeravaju da li će željezni oksid biti katalizator za reakciju oksidacije sumpor-dioksida. Prilikom demonstracije kontaktne oksidacije sumpor-dioksida u sumporni anhidrid u prisustvu željeznog oksida, uočava se stvaranje sumpornog anhidrida koji dimi na zraku. Tada se utvrđuje da se oksid željeza nije kemijski promijenio kao rezultat reakcije. Da biste to učinili, ponovite eksperiment kontaktne oksidacije sumpor-dioksida u sumporni anhidrid s istim udjelom željeznog oksida. Nadalje se napominje da se za ubrzavanje oksidacije sumpor-dioksida mogu koristiti različiti katalizatori. Osim željeznog oksida, platina se koristila u hemijskoj industriji, a sada se koristi vanadijev pentoksid V 2 O 5 *.

* (Vanadijumski katalizator koji se trenutno koristi ima složen sastav (videti: D. A. Epshtein. Nastavnik hemije o hemijskoj tehnologiji, M., Izdavačka kuća Akademije nauka RSFSR, 1961).)

Također je važno naglasiti svojstvo katalizatora, ubrzavanje reakcije, bez utjecaja na njenu reverzibilnost: reakcija oksidacije sumpor-dioksida u sumpor-dioksid ostaje reverzibilna čak i ako se koristi katalizator.

Prilikom proučavanja kontaktne metode za proizvodnju sumporne kiseline potrebno je razmotriti upotrebu katalizatora u industriji. Bez katalizatora, brza proizvodnja velikih količina sumpornog anhidrida bila bi nemoguća, ali njegova upotreba nameće neke dodatne zahtjeve za uslove procesa. Činjenica je da nečistoće u reaktantima negativno utječu na katalizator. Arsenov trioksid ima negativan učinak na vanadijev katalizator, kako kažu, "truje". Zbog toga je neophodno pažljivo pročišćavanje reagujućih gasova od nečistoća.

Ako učenici imaju pitanje zašto je katalizator otrovan, nastavnik prvo objašnjava njegovo djelovanje koristeći teoriju nastanka međuspojeva, a zatim razmatra otrovni učinak nečistoća.

Ubrzanje reakcija uz pomoć katalizatora nastaje zbog činjenice da stvara slabe spojeve s polaznim tvarima, a zatim se ponovo oslobađa u slobodnom obliku. Ove reakcije se odvijaju mnogo brže od reakcije između sumpor-dioksida i kisika. Ako mješavina plinova sadrži nečistoće koje ulaze u nepovratne reakcije s katalizatorom, tada dolazi do njegovog trovanja. Uprkos pažljivom prečišćavanju gasova, aktivnost katalizatora koji se koriste u proizvodnji sumporne kiseline vremenom se smanjuje. Njegovo "starenje" uzrokovano je ne samo postupnim trovanjem, već i dugotrajnim zagrijavanjem i mehaničkim uništavanjem, koji mijenjaju stanje površine katalizatora. U kataliziranoj reakciji ne sudjeluje cijela površina katalizatora, već samo njegovi odrezani dijelovi - aktivni centri, a broj ovih centara opada sa „starenjem“.

Prethodni dio je ispitivao kako, u svjetlu teorije atomske strukture, studentima treba objasniti utjecaj energije na iniciranje kemijske reakcije. To će omogućiti rješavanje pitanja zašto se kemijske reakcije ubrzavaju kada se zagrijavaju. Učenici znaju da se povećanjem temperature u supstancama povećava broj aktivnih molekula, povećava se brzina kretanja molekula i broj njihovih susreta u jedinici vremena. U atomima aktivnih molekula, elektroni se pomjeraju na više energetske razine;

Teorija elektrolitičke disocijacije pomaže objasniti zašto se reakcije između otopina kiselina, soli i baza odvijaju gotovo trenutno. Otopine ovih supstanci već sadrže aktivne čestice - suprotno nabijene ione. Stoga se reakcije između vodenih otopina kiselina, soli i baza odvijaju vrlo brzo i značajno se razlikuju od reakcija između istih supstanci, ali uzetih u suhom obliku.

Započinjući čas na temu „Brzina hemijske reakcije“, nastavnik podseća da se hemijske reakcije mogu odvijati različitim brzinama proučavanje uslova koji na nju utiču je od velike praktične važnosti.

Kako možete izmjeriti brzinu hemijske reakcije?

Učenici već znaju da se brzina hemijske transformacije može suditi po količini supstance koja je reagovala ili nastala u određenom vremenu, da se brzina mehaničkog kretanja meri putanjom koju telo pređe u jedinici vremena; Da biste izračunali ovu brzinu, koristite formulu

gdje je v brzina, S je put, a t vrijeme.

Uzimajući to u obzir, učenici analogno pišu formulu za izračunavanje brzine hemijske reakcije

gdje je m količina tvari koja je ušla u reakciju ili je dobivena kao rezultat nje za vrijeme t.

Razmotrite koji je nedostatak ove formule. Ispostavilo se da će kada se koristi, izračunata brzina reakcije biti različita čak i za dvije porcije iste tvari uzete pod istim uvjetima.

Pretpostavimo da se u posudi svake sekunde razgradi 15 g supstance. Ispada da kada se u ovu posudu unese pregrada, koja će tvar u njoj podijeliti na dva dijela u omjeru 1:2, u prvom (manjem) dijelu reakcija će se odvijati brzinom od 5 g/sec. , au drugom - 10 g/sec.

Da bi izračunata brzina okarakterizirala samu reakciju, a ne koliko je polazne tvari uzeto, potrebno je uzeti u obzir promjenu mase reaktanta po volumenu, odnosno promjenu koncentracije reaktant. Stoga se brzina kemijske reakcije može izračunati pomoću formule:

v=c 0 -c t /t

gdje je c 0 početna koncentracija bilo koje od reagujućih supstanci, c t je koncentracija iste supstance nakon t sekundi. Prilikom izračunavanja brzine, koncentracija se obično izražava u molovima po litri i vremenu u sekundama.

Ova lekcija se fokusira na najvažnije načine za ubrzavanje hemijskih reakcija. U tu svrhu se provodi laboratorijski eksperiment koji pokazuje da brzina kemijske reakcije ovisi o koncentraciji supstanci koje reaguju.

Za eksperiment se koristi sljedeća oprema postavljena na stolove učenika: 1) stalak sa tri epruvete od kojih jedna sadrži kristal natrijum jodida ili kalijum jodida (veličine 2-3 glave igle), druga sadrži otopinu željeznog klorida, a treći - prazan; 2) tikvica ili čaša vode; 3) dve identične staklene cevi; 4) stakleni štap.

Nastavnik poziva učenike da se pripreme za eksperiment: 1) dodaju vodu natrijum jodidu da se dobije 1/2 epruvete rastvora i tečnost pomešaju štapom, 2) 1/3 dobijenog rastvora sipaju u drugu epruvetu, 3 ) dodati rastvoru koji je uliven u drugu epruvetu sa rastvorom vode tako da zapremine rastvora natrijum jodida (ili kalijum jodida) u epruvetama budu iste.

Nastavnik postavlja pitanja kako bi provjerio razumijevanje uputstava od strane učenika:

1) Koliko puta je rastvor natrijum jodida razblažen u drugoj epruveti?

2) Koliko je puta koncentracija soli u prvoj epruveti veća nego u drugoj?

Primjećuje se da je koncentracija jedne od otopina dvostruko veća od koncentracije druge. Nakon toga, u dvije pripremljene otopine, željezni hlorid reaguje sa natrijum jodidom, pri čemu se oslobađa slobodni jod:

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

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

Učenici odlučuju u kojoj epruveti je brzina interakcije soli veća i po kojim kriterijima se to može ocijeniti. Pretpostavka se testira eksperimentalno.

Najprije se u obje epruvete sipaju jednake količine škrobne paste (1-2 ml) sa rastvorima natrijum jodida (ili kalijum jodida), a zatim, nakon mešanja, nekoliko kapi 5-10% rastvora gvožđe-hlorida. Preporučljivo je da se otopina željeznog hlorida ulije u obje epruvete istovremeno. Plava boja se verovatnije pojavljuje u epruveti sa rastvorom veće koncentracije. U epruveti u kojoj je koncentracija otopine veća, jodni ioni se češće susreću sa ionima željeza i stoga češće stupaju u interakciju s njima - reakcija se odvija brže.

Nastavnik pokazuje sagorevanje sumpora u vazduhu i pita učenike kako se ova reakcija može ubrzati. Učenici predlažu da se gorući sumpor stavi u kisik i izvedu ovaj eksperiment. Na osnovu analize eksperimenata izvlači se opći zaključak: brzina kemijske reakcije ovisi o koncentraciji tvari koje reagiraju (broj iona ili molekula po jedinici volumena).

Prelazimo na pitanje uticaja površine reagujućih supstanci na brzinu hemijske reakcije. Učenici se prisjećaju reakcija koje uključuju miješanje i mljevenje reagujućih supstanci: mljevenje mješavine amonijaka s gašenim vapnom, interakciju sitnih komadića mramora ili cinka sa hlorovodoničnom kiselinom, sagorijevanje praškastog goriva u mlaznicama, korištenje drobljenih ruda u topljenju metali i sumporni pirit u proizvodnji sumporne kiseline. Detaljnije su razmotreni uslovi za pečenje pirita u proizvodnji sumporne kiseline. Za proizvodnju sumpor-dioksida koristi se drobljeni pirit, jer gori brže od pirita uzetih u velikim komadima. Izgaranje zaprašenog pirita nastaje posebno brzo ako se izbacuje strujom zraka iz mlaznice, kao i kada se spaljuje u fluidiziranom sloju, kada cijela površina komada pirita dođe u dodir sa zrakom.

Mora se uzeti u obzir da hemijske reakcije sa jako zdrobljenim zapaljivim materijama mogu biti praćene eksplozijom. Bilo je, na primjer, eksplozija šećerne prašine u fabrikama za proizvodnju šećera.

Oni zaključuju da što je čvrsta materija više zdrobljena, to je brža hemijska reakcija u kojoj učestvuje.

Zatim se analizira uticaj temperature na brzinu hemijske reakcije. Ista količina rastvora sumporne kiseline se sipa u epruvetu sa 1/4 rastvora hiposulfita; Paralelno s ovim eksperimentom, odvode se zagrijane otopine hiposulfita i sumporne kiseline:

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

Zabeleženo je vreme dok rastvori ne postanu mutni. Nastavnik kaže da kada se temperatura poveća za 10°C, brzina većine reakcija se povećava 2-3 puta.

Na osnovu stečenog znanja učenicima se daje mogućnost da objasne ubrzanje hemijskih reakcija pri zagrevanju materija.

U ovoj lekciji nema potrebe za demonstriranjem iskustva u katalitičkom djelovanju supstanci, budući da su se učenici upoznali s tim na primjerima reakcije razgradnje vodikovog peroksida i oksidacije sumpordioksida. Oni navode katalitičke reakcije koje su im poznate i daju definicije katalize i katalizatora.

Za konsolidaciju znanja u ovoj lekciji postavljaju se sljedeća pitanja:

1. Šta određuje brzinu hemijske reakcije? Navedite primjere.
2. Pod kojim uslovima se povećava brzina hemijske reakcije?
3. Kako se, u svjetlu teorije elektrolitičke disocijacije, može objasniti da se evolucija vodika kada cink reagira s octenom kiselinom odvija mnogo sporije nego kada cink reagira sa hlorovodoničnom kiselinom?
4. Na koje načine možete ubrzati reakciju između cinka i hlorovodonične kiseline?
5. Zašto se iver koji tinja u vazduhu rasplamsava u kiseoniku?
6. Dobili ste dvije epruvete u kojima kalcijum karbonat sporo reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom. Pokušajte da ubrzate hemijsku reakciju u svakoj epruveti koristeći različite tehnike.
7. Zašto se brzina hemijske reakcije povećava sa povećanjem temperature?
8. Koje metode ubrzanja hemijskih reakcija se koriste u proizvodnji sumporne kiseline?
9. Navedite za koje kemijske reakcije znate da se ubrzavaju katalizatorima.

Prilikom proučavanja reakcije sinteze amonijaka, studenti se ponovo susreću sa upotrebom katalizatora, a uz konsolidaciju prethodno stečenih informacija o katalizi i katalizatorima, ovo znanje se može donekle razviti.

Nastavnik skreće pažnju na činjenicu da se obje reakcije – sinteza amonijaka i njegova razgradnja na dušik i vodik – odvijaju u prisustvu istog katalizatora – redukovanog željeza, što u istoj mjeri ubrzava i prednju i obrnutu reakciju. Dakle, katalizator ne pomera hemijsku ravnotežu, već samo doprinosi bržem postizanju ovog stanja. Kako bi provjerio njihovo razumijevanje ove odredbe, nastavnik im postavlja pitanja:

1. Da li je moguće proizvesti amonijak u proizvodnji iz mješavine dušika i vodika pod visokim pritiskom i zagrijavanjem, ali bez katalizatora? Zašto?
2. Reakcija sinteze amonijaka se ubrzava toplinom i katalizatorom. Koja je razlika u uticaju ovih uslova na hemijsku ravnotežu?

Upoznavanje učenika sa sintezom amonijaka u proizvodnji, nastavnik ističe da katalizator brzo gubi svoju aktivnost ako se plinovi (vodonik i dušik) prethodno ne oslobode nečistoća. U tom procesu kisik, vodena para, ugljični monoksid, sumporovodik i druga jedinjenja sumpora imaju otrovno dejstvo.

Kao iu slučaju katalitičke oksidacije sumpor-dioksida u trioksid, pri sintezi amonijaka katalizator ispoljava svoj ubrzavajući učinak samo u određenim temperaturnim granicama. Na temperaturama iznad 600°C redukovano željezo smanjuje njegovu katalitičku aktivnost.

Na primjeru sinteze amonijaka možemo razmotriti mehanizam djelovanja katalizatora. Primjećuje se da se željezni nitrid formira na površini željeznog katalizatora:

Vodik reaguje sa nitridom i nastaje amonijak:

FeN 2 + 3H 2 → Fe + 2NH 3.

Zatim se proces ponavlja.

Reakcije stvaranja željeznog nitrida i njegove interakcije s vodonikom odvijaju se vrlo brzo.

Prilikom proučavanja reakcija oksidacije amonijaka, nakon demonstriranja eksperimenata sagorevanja amonijaka u kiseoniku i katalitičke oksidacije amonijaka, studentima se skreće pažnja da su polazne supstance u ova dva slučaja uzete iste, ali u zavisnosti od uslovima (upotreba katalizatora), dobijaju se različiti proizvodi.

Oksidacija amonijaka može nastati stvaranjem različitih tvari prema jednadžbama:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O;

4NH 3 + 4O 2 = 2N 2 O + 6H 2 O;

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O.

Katalizator, platina, ubrzava samo posljednju od ovih reakcija. Stoga je pomoću katalizatora moguće usmjeriti interakciju amonijaka i kisika u željenom smjeru. Ovo nalazi primenu u hemijskoj proizvodnji u proizvodnji azotne kiseline.

Formiranje koncepta hemijske proizvodnje u IX razredu pruža velike mogućnosti za uvođenje učenika u praktičnu kontrolu brzine hemijskih reakcija u hemijskim postrojenjima.

Na osnovu generalizacije znanja o prethodno proučavanoj proizvodnji (hlorovodonična, sumporna, azotna kiselina, amonijak), nastavnik kod učenika formira koncept najboljih uslova za provođenje hemijskih reakcija u proizvodnji: korišćenje optimalnih temperatura, povećanje koncentracije reagujućih reakcija. supstance, povećanje kontaktne površine reagujućih supstanci i upotreba katalizatora. Nakon toga, kako bi se identifikovale okolnosti koje ograničavaju upotrebu svakog od uslova, studentima se postavlja pitanje: „Da li je moguće neograničeno povećavati temperaturu da bi se ubrzale hemijske reakcije u proizvodnji?“ Otkrivaju da snažno zagrijavanje može pomaknuti kemijsku ravnotežu u neželjenom smjeru, au slučaju upotrebe katalizatora, smanjiti njegovu aktivnost. Uzimajući to u obzir, u proizvodnji se koriste ne maksimalne, već optimalne temperature.

Na isti način se analiziraju i drugi uslovi za provođenje hemijskih reakcija u proizvodnji.

Proučavanje novog činjeničnog materijala iz hemije u IX-X razredima koristi se za dalju konsolidaciju znanja o brzini hemijskih reakcija.

Proučavajući svojstva bijelog fosfora, nastavnik kaže da sjaj bijelog fosfora u mraku ukazuje na njegovu sporu oksidaciju u zraku. Zatim ćemo razmotriti pod kojim uvjetima se može ubrzati oksidacija bijelog fosfora. Zagrijavanje, drobljenje fosfora i korištenje kisika zapravo ubrzavaju oksidaciju fosfora, uzrokujući njegovo rasplamsavanje.

Studenti koriste znanja o načinima ubrzavanja hemijskih procesa da bi predvideli uslove za nastanak superfosfata. Kažu da se reakcija između tercijalnog kalcijum fosfata i sumporne kiseline može ubrzati zagrijavanjem, mljevenjem kalcijevog fosfata, miješanjem i povećanjem koncentracije sumporne kiseline. Nastavnik, sumirajući rečeno, dodaje da u

U ovoj proizvodnji se zaista koristi grijanje, ali za to koriste toplinu koja se oslobađa tijekom same reakcije, kada se drobljeni tercijarni kalcijev fosfat temeljito pomiješa sa sumpornom kiselinom.

Dok studenti proučavaju organske supstance, susreću se sa mnogim procesima koji uključuju katalizatore, na primer, proizvodnju avionskog benzina, gume i aromatičnih ugljovodonika.

Možemo razmotriti ulogu sumporne kiseline u hidrataciji etilena. U prisustvu sumporne kiseline, umesto spore reakcije dodavanja vode u etilen (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH), sledeći procesi se brzo odvijaju jedan za drugim: 1) sumporna kiselina se dodaje etilenu , formirajući sumporni etil etar:

2) etil sumpor etar se podvrgava saponifikaciji da nastane etil alkohol i sumporna kiselina.

Nakon destilacije alkohola pojavljuje se sumporna kiselina u istoj količini, ali je sudjelovala u formiranju međuproizvoda. Učenici samostalno ispituju druge primjere katalitičkog djelovanja sumporne kiseline (nastanak etilena i etil etera iz etil alkohola) dok rade domaći zadatak.

Iste supstance sa istim katalizatorom, ali na različitim temperaturama, reaguju da bi formirale različite proizvode. Ovo treba naglasiti kada se upoznate sa svojstvima alkohola.

Interakcija ugljičnog monoksida s vodikom pokazuje da se korištenjem različitih katalizatora iz istih tvari mogu dobiti različiti organski proizvodi. Ova interakcija može dovesti do stvaranja metil alkohola, ugljovodonika ili viših alkohola. Željeni pravac interakcije supstanci postiže se upotrebom katalizatora koji ubrzava odgovarajuću reakciju, ali nema značajan uticaj na druge. Da bi se ubrzala reakcija stvaranja metil alkohola, kao katalizator koristi se mješavina krom oksida i cinkovog oksida.

Nakon proučavanja ugljovodonika i organskih jedinjenja koja sadrže kiseonik radi uopštavanja znanja, učenicima se nudi zadatak za samostalan rad na času ili kod kuće: izabrati iz tog i takvog odeljka udžbenika sve slučajeve katalitičkih reakcija, a svaki učenik dobija samo takve dio udžbeničkog materijala koji može pogledati u predviđenom vremenu .

Prilikom analize industrijskih metoda za proizvodnju organskih tvari, korisno je skrenuti pažnju učenika na činjenicu da se za kontrolu brzine kemijskih reakcija koriste iste tehnike koje se koriste u proizvodnji neorganskih tvari.

13. Periodični zakon D.I. Mendeljejev. Periodičnost u promjenama različitih svojstava elemenata (jonizacijski potencijal, afiniteti elektrona, atomski radijusi itd.)

14. Sličnosti i razlike u hemijskim svojstvima elemenata glavne i sekundarne podgrupe u vezi sa elektronskom strukturom atoma.

15. Hemijska veza. Vrste hemijskih veza. Energetske i geometrijske karakteristike veze

16. Priroda hemijskih veza. Energetski efekti u procesu stvaranja hemijskih veza

17. Osnovni principi Sunčeve metode. Razmjenski i donor-akceptorski mehanizmi stvaranja kovalentne veze

18. Valentne mogućnosti atoma elemenata u osnovnom i pobuđenom stanju

20. Zasićenje kovalentne veze. Koncept valencije.

21. Polaritet kovalentne veze. Teorija hibridizacije. Vrste hibridizacije. Primjeri.

22. Polaritet kovalentne veze. Dipolni moment.

23. Prednosti i nedostaci sve metode.

24. Metoda molekularnih orbitala. Osnovni koncepti.

26. Jonska veza kao granični slučaj kovalentne polarne veze. Svojstva ionskih veza. Glavne vrste kristalnih rešetki za spojeve s ionskim vezama.

27. Metalni priključak. Posebnosti. Elementi teorije traka koji objašnjavaju karakteristike metalne veze.

28. Intermolekularna interakcija. Efekti orijentacije, indukcije i disperzije.

29. Vodikova veza.

30. Osnovni tipovi kristalnih rešetki. Karakteristike svake vrste.

31. Zakoni termohemije. Posljedice iz Hessovih zakona.

32. Pojam unutrašnje energije sistema, entalpije i entropije

33. Gibbsova energija, njen odnos sa entalpijom i entropijom. Promjena Gibbsove energije u spontanim procesima.

34. Brzina hemijskih reakcija. Zakon djelovanja mase za homogene i heterogene reakcije. Suština konstante stope. Red i molekularnost reakcije.

35. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije

36. Uticaj temperature na brzinu hemijskih reakcija. Van't Hoffovo pravilo. Energija aktivacije. Arrheniusova jednadžba.

37. Osobine toka heterogenih reakcija. Utjecaj difuzije i stepen diskretnosti materije.

38. Utjecaj katalizatora na brzinu kemijskih reakcija. Razlozi uticaja katalizatora.

39. Reverzibilni procesi. Hemijska ravnoteža. Konstanta ravnoteže.

41. Određivanje rješenja. Fizičko-hemijski procesi tokom formiranja rastvora. Promjena entalpije i entropije tokom rastvaranja.

42. Metode izražavanja koncentracije rastvora.

43. Raoultov zakon

44. Osmoza. Osmotski pritisak. Van't Hoffov zakon.

45. Rastvori elektrolita. Jaki i slabi elektroliti. Stepen elektrolitičke disocijacije. Izotonični koeficijent.

47. Reakcije u otopinama elektrolita, njihov smjer. Pomak ionske ravnoteže.

48. Jonski proizvod vode. Vodikov indeks kao hemijska karakteristika rastvora.

49. Heterogene ravnoteže u otopinama elektrolita. Proizvod rastvorljivosti

50. Hidroliza soli, njena zavisnost od temperature, razblaženja i prirode soli (tri tipična slučaja). Konstanta hidrolize. Praktični značaj u procesima korozije metala.

51. Hemijska ravnoteža na granici metal-rastvor. Električni dvostruki sloj. Potencijalni skok. Vodikova referentna elektroda. Raspon standardnih elektrodnih potencijala.

52. Ovisnost potencijala elektrode o prirodi tvari, temperaturi i koncentraciji otopine. Nernstova formula.

53. Galvanske ćelije. Procesi na elektrodama. Emf galvanske ćelije.

56. Elektroliza rastvora i talina. Redoslijed elektrodnih procesa. Prenapon i polarizacija.

57. Interakcija metala sa kiselinama i alkalijama.

58. Korozija metala u rastvorima soli.

59. Primjena elektrolize u industriji.

61. Metode suzbijanja korozije.

38. Utjecaj katalizatora na brzinu kemijskih reakcija. Razlozi uticaja katalizatora.

Supstance koje se ne troše kao rezultat reakcije, ali utiču na njenu brzinu, nazivaju se katalizatori. Katalizatori koji smanjuju brzinu reakcije nazivaju se inhibitori. Učinak koji katalizatori imaju na kemijske reakcije naziva se kataliza .

39. Reverzibilni procesi. Hemijska ravnoteža. Konstanta ravnoteže.

Suština katalize je u tome da se u prisustvu katalizatora menja put kojim se odvija celokupna reakcija, formiraju se druga prelazna stanja sa različitim energijama aktivacije, a samim tim se menja i brzina hemijske reakcije. Postoje homogena i heterogena kataliza. Kod heterogene katalize, reakcija se odvija na površini katalizatora. Iz toga slijedi da aktivnost katalizatora ovisi o veličini i svojstvima njegove površine. Da bi imao veliku površinu, katalizator mora imati poroznu strukturu ili biti u visoko fragmentiranom stanju. Katalizatori se razlikuju po selektivnosti: selektivno djeluju na procese, usmjeravajući ih u određenom smjeru. Negativna kataliza se koristi za usporavanje korozije. Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunim pretvaranjem početnih reaktanata u konačne tvari nazivaju se . nepovratan.

Reverzibilne reakcije se ne završavaju: nijedan od reaktanata se ne troši u potpunosti. Reverzibilni procesi: u početku, kada se miješaju polazni materijali, brzina prednje reakcije je visoka, a brzina reverzne reakcije je nula. Kako se reakcija odvija, početne tvari se troše i njihove koncentracije opadaju, što rezultira smanjenjem brzine reakcije.<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).

Istovremeno se pojavljuju produkti reakcije čija se koncentracija povećava, a shodno tome i brzina obrnute reakcije. Kada se brzine direktne i reverzne reakcije izjednače, dolazi do hemijske ravnoteže. Zove se dinamička ravnoteža, jer se javljaju reakcije naprijed i nazad, ali zbog istih brzina promjene u sistemu nisu primjetne..

Kvantitativna karakteristika hemijske ravnoteže je vrednost koja se zove konstanta hemijske ravnoteže. U ravnoteži su brzine direktne i reverzne reakcije jednake, dok se u sistemu uspostavljaju konstantne koncentracije polaznih supstanci i produkta reakcije, koje se nazivaju ravnotežne koncentracije. Za 2CO + O 2 = 2CO 2 konstanta ravnoteže može se izračunati pomoću jednačine: Numerička vrijednost konstante ravnoteže, u prvoj aproksimaciji, karakterizira prinos date reakcije. Prinos reakcije je omjer dobivene količine tvari i količine koja bi se dobila da se reakcija završi. K>>1 prinos reakcije je visok, K

40. Uticaj različitih faktora na pomeranje ravnoteže. Le Chatelierov princip Ako je sistem u ravnoteži, on će ostati u njemu sve dok vanjski uvjeti ostaju konstantni.

Proces promjene bilo kojeg uvjeta koji utiče na ravnotežu naziva se pomak u ravnoteži. Le's princip

: Ako je na sist. nađi. u ravnoteži da izvrši spoljni uticaj, zatim sistem promene.

na način da se nadoknadi ovaj uticaj.

Katalizatori su tvari koje mogu ubrzati kemijsku reakciju, a da se sami katalizatori ne troše u kemijskoj reakciji. Utvrđeno je da katalizatori mijenjaju mehanizam kemijske reakcije. U ovom slučaju nastaju druga, nova prelazna stanja, karakterizirana nižom visinom energetske barijere. Tako se pod uticajem katalizatora smanjuje

energija aktivacije procesa (slika 3). Ulazeći u različite vrste interakcija sa međučesticama, katalizatori ostaju u nepromijenjenim količinama na kraju reakcije. Katalizatori djeluju samo na termodinamički dopuštene reakcije. Katalizator ne može izazvati reakciju jer ne utiče na njegove pokretačke snage. Katalizator ne utiče na konstantu hemijske ravnoteže, jer podjednako smanjuje aktivacionu energiju i prednjih i reverznih reakcija.

Slika 3 Energetski dijagram reakcije A + B = AB a) bez katalizatora i b) u prisustvu katalizatora. Ea je energija aktivacije nekatalitičke reakcije; Ea 1 i Ea 2 - energija aktivacije katalitičke reakcije; AA je međureaktivno jedinjenje katalizatora sa jednim od reagensa; A...K, AK...B – aktivirani kompleksi katalitičke reakcije; A…B - aktivirani kompleks nekatalitičke reakcije; ∆E kat. – smanjenje energije aktivacije pod uticajem katalizatora.

Postoje homogena i heterogena kataliza. U prvom slučaju katalizator je u istoj fazi sa reagensima, a u drugom je katalizator čvrsta supstanca na čijoj površini se odvija hemijska reakcija između reagenasa.

Hemijska ravnoteža

Hemijske reakcije se obično dijele na reverzibilne i ireverzibilne. Nepovratne hemijske reakcije se odvijaju sve dok se barem jedna od polaznih supstanci potpuno ne potroši, tj. Produkti reakcije ili uopće ne stupaju u interakciju jedni s drugima, ili formiraju tvari različite od originalnih. Vrlo je malo takvih reakcija. na primjer:

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

U otopinama elektrolita, reakcije koje se javljaju sa stvaranjem precipitacije, plinova i slabih elektrolita (voda, kompleksna jedinjenja) smatraju se praktički nepovratnim.

Većina hemijskih reakcija je reverzibilna, tj. idu i naprijed i nazad. To postaje moguće kada se energije aktivacije direktnog i obrnutog procesa malo razlikuju jedna od druge, a produkti reakcije mogu se transformirati u početne tvari. Na primjer, reakcija sinteze HI je tipično reverzibilna reakcija:

H 2(g) +I 2(g) ⇄ 2HI (g)

Zakon djelovanja mase (izraz brzine reakcije) za direktne i reverzne procese imat će oblik: = ∙ ; = 2

U nekom trenutku u vremenu dolazi do stanja kada stope reakcije naprijed i nazad postanu jednake = (Sl. 4).

Slika 4 Promjena brzina naprijed ( i reverzne ( reakcije) tokom vremena t

Ovo stanje se naziva hemijska ravnoteža. Dinamične je (pokretne) prirode i može se pomicati u jednom ili drugom smjeru ovisno o promjenama vanjskih uslova. Počevši od trenutka ravnoteže, pod stalnim vanjskim uvjetima, koncentracije polaznih tvari i produkta reakcije se ne mijenjaju tokom vremena. Koncentracije reagensa koje odgovaraju ravnotežnom stanju nazivaju se ravnoteža. Da bi se odredila ravnotežna koncentracija reagensa, potrebno je od njegove početne koncentracije oduzeti količinu tvari koja je reagirala do trenutka kada je nastupilo ravnotežno stanje: WITH jednaka = C ref. - SA pro-reaktor. Broj reaktanata koji su ušli u reakciju i nastali od njih u vrijeme ravnoteže proizvoda proporcionalan je stehiometrijskim koeficijentima u jednadžbi reakcije.

Stanje ravnoteže pod stalnim spoljnim uslovima može postojati beskonačno. U stanju ravnoteže

∙ = [ 2 , odakle je / [= 2 / ∙ .

Pri konstantnoj temperaturi, konstante brzine procesa naprijed i nazad su konstantne vrijednosti.

Odnos dvije konstante je također vrijednost konstante K= / i naziva se konstanta hemijske ravnoteže. Može se izraziti

bilo kroz koncentracije reaktanata = , ili kroz njihove parcijalne pritiske , ako se reakcija odvija uz učešće gasova.

U opštem slučaju, za reakciju aA+bB+ …⇄cC+dD+ …konstanta hemijske ravnoteže jednaka je omjeru proizvoda koncentracija produkta reakcije i produkta koncentracija polaznih supstanci u snagama jednakim njihovi stehiometrijski koeficijenti.

Konstanta hemijske ravnoteže ne zavisi od putanje procesa i određuje dubinu njegovog javljanja do trenutka kada se postigne ravnotežno stanje. Što je ova vrijednost veća, to je veći stupanj konverzije reaktanata u produkte.

Konstanta kemijske ravnoteže, kao i konstante brzine reakcije, funkcije su samo temperature i prirode tvari koje reagiraju i ne ovise o njihovoj koncentraciji.

Za heterogene procese koncentracija čvrstih materija nije uključena u izraz brzine reakcije i konstante hemijske ravnoteže, jer reakcija se odvija na površini čvrste faze, čija koncentracija ostaje konstantna tokom vremena. Na primjer, za reakciju:

FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO 2 (g)

izraz za konstantu ravnoteže će biti:

K p i K c su povezani relacijom K str = K c (RT) ∆ n, gdje je n=n nast. -u sirovinama – promjena broja molova gasoviti supstance tokom reakcije. Za ovu reakciju, K p = K c, pošto je n gasovitih materija nula.

Zašto katalizatori povećavaju brzinu hemijske reakcije? Ispostavilo se da se ponašaju u potpunosti u skladu sa narodnom mudrošću: "Pametan se neće popeti na planinu, pametan će hodati oko planine." Da bi supstance počele da stupaju u interakciju, njihovim česticama (molekulama, atomima, jonima) treba dati određenu energiju, koja se zove energija aktivacije (slika 13, a). Katalizatori snižavaju ovu energiju tako što se kombinuju sa jednom od reagujućih supstanci i pomeraju je duž "energetske planine" da bi se susreli sa drugom supstancom sa manje energije. Stoga, u prisustvu katalizatora, kemijske reakcije ne samo da se odvijaju brže, već i na nižoj temperaturi, što smanjuje troškove proizvodnih procesa.

Rice. 13.
Energetski dijagrami katalitičkih reakcija koristeći konvencionalni (a) i selektivni (b) katalizator

I ne samo. Upotreba katalizatora može dovesti do toga da iste supstance reaguju različito, odnosno da nastanu različiti produkti (slika 13, b). Na primjer, amonijak se oksidira kisikom u dušik i vodu, a u prisustvu katalizatora u dušikov oksid (II) i vodu (zapišite jednadžbe reakcije i razmotrite procese oksidacije i redukcije).

Proces promjene brzine kemijske reakcije ili putanje na kojoj se odvija naziva se kataliza. Kao i reakcije, postoje homogene i heterogene vrste katalize. Kada se koriste enzimi, kataliza se naziva enzimska. Ova vrsta katalize poznata je čovjeku od davnina. Zahvaljujući enzimskom razgradnji organskih materija, čovek je naučio da peče hleb, kuva pivo, pravi vino i sir (Sl. 14).

Rice. 14.
Čovek je od davnina koristio katalizu, koja se javlja prilikom pečenja hleba, kuvanja piva, vina, sira.

Najpoznatiji enzimi u svakodnevnom životu su oni koji se nalaze u prašcima za pranje rublja. Omogućavaju vam da uklonite mrlje i neugodne mirise iz vašeg rublja.

Pogledajmo bliže katalizatore koristeći hemijski eksperiment.

Vodikov peroksid (u svakodnevnom životu se često naziva vodonik peroksid) je neophodan lijek u svakoj kućnoj apoteci (Sl. 15).

Rice. 15.
Otopina vodikovog peroksida

Rok trajanja mora biti naveden na pakovanju ovog lijeka, jer se tokom skladištenja raspada:

Međutim, u normalnim uslovima ovaj proces teče toliko sporo da ne primećujemo oslobađanje kiseonika, a tek otvaranjem boce u kojoj je dugo bio pohranjen vodonik peroksid možemo primetiti kako se iz njega oslobađa malo gasa. Kako ubrzati ovaj proces? Izvršimo laboratorijski eksperiment.

Laboratorijski eksperiment br. 9 Razgradnja vodikovog peroksida korištenjem mangan (IV) oksida

Laboratorijski eksperiment br. 10
Detekcija katalaze u prehrambenim proizvodima

Katalizatori ne samo da čine proizvodne procese ekonomičnijim, već i daju značajan doprinos zaštiti životne sredine. Dakle, moderni putnički automobili opremljeni su katalitičkim uređajem, unutar kojeg se nalaze keramički ćelijski nosači katalizatora (platina i rodij). Prolazeći kroz njih, štetne tvari (ugljični oksidi, dušikovi oksidi, neizgorjeli benzin) pretvaraju se u ugljični dioksid, dušik i vodu (Sl. 16).

Rice. 16.
Katalizator automobila koji pretvara dušikove okside iz izduvnih plinova u bezopasni dušik.

Međutim, za kemijske reakcije nisu važni samo katalizatori koji ubrzavaju reakciju, već i tvari koje ih mogu usporiti. Takve supstance se nazivaju inhibitori. Najpoznatiji su inhibitori korozije metala.

Laboratorijski eksperiment br. 11
Inhibicija interakcije kiselina sa metalima metenaminom

U rječniku običnog čovjeka često postoje riječi koje su posuđene iz hemije. Na primjer, antioksidansi ili antioksidansi. Koje se supstance nazivaju antioksidansi? Vjerovatno ste primijetili da puter, ako dugo čuvate, mijenja boju, okus i poprima neprijatan miris – oksidira na zraku. Da se prehrambeni proizvodi ne pokvare, dodaju im se antioksidansi. Oni takođe igraju važnu ulogu u očuvanju zdravlja čoveka, jer se u njegovom organizmu dešavaju i neželjeni oksidacioni procesi usled kojih se osoba razbolijeva, umara i brže stari. Ljudsko tijelo dobiva antioksidanse jedući hranu koja sadrži, na primjer, karoten (vitamin A) i vitamin E (slika 17).

Rice. 17.
Antioksidansi: a - β-karoten; b - vitamin E

Dakle, brzina hemijske reakcije može se kontrolisati uz pomoć katalizatora i inhibitora, promena temperature, koncentracije reagujućih supstanci, pritiska (za homogene gasne reakcije) i površine kontakta reagujućih supstanci (za heterogene procese) . I naravno, brzina hemijskih reakcija zavisi od prirode reaktanata.

Nove riječi i koncepti

1. Katalizatori.
2. Enzimi.
3. Kataliza (homogena, heterogena, enzimska).
4. Inhibitori.
5. Antioksidansi.

Zadaci za samostalan rad

1. Šta su katalizatori? Kakvu ulogu imaju u hemijskim reakcijama? Zašto katalizatori ubrzavaju hemijske reakcije?
2. Kakvu je ulogu imala enzimska kataliza u istoriji ljudske civilizacije?
3. Pripremiti izvještaj o ulozi katalizatora u savremenoj proizvodnji.
4. Pripremiti izvještaj o ulozi inhibitora u savremenoj proizvodnji.
5. Pripremiti izvještaj o ulozi antioksidansa u medicini i prehrambenoj industriji.