Vengono chiamate sostanze che partecipano alle reazioni e ne aumentano la velocità, rimanendo invariate alla fine della reazione catalizzatori.

Viene chiamato il fenomeno di un cambiamento nella velocità di reazione sotto l'influenza di tali sostanze catalisi. Vengono chiamate le reazioni che avvengono sotto l'influenza di catalizzatori catalitico.

Nella maggior parte dei casi l'effetto di un catalizzatore si spiega con il fatto che riduce l'energia di attivazione di una reazione. In presenza di un catalizzatore, la reazione procede attraverso diversi stadi intermedi che senza di esso, e questi stadi sono energeticamente più accessibili. In altre parole, in presenza di un catalizzatore, sorgono altri complessi attivati ​​e la loro formazione richiede meno energia rispetto alla formazione di complessi attivati ​​che si formano senza catalizzatore. Pertanto, l'energia di attivazione diminuisce drasticamente: alcune molecole, la cui energia non era sufficiente per le collisioni attive, risultano ora attive.

Per numerose reazioni sono stati studiati gli intermedi; di norma si tratta di prodotti instabili molto attivi.

Il meccanismo d'azione dei catalizzatori è associato ad una diminuzione dell'energia di attivazione della reazione dovuta alla formazione di composti intermedi. La catalisi può essere rappresentata come segue:

A + K = A...K

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

dove A...K è un composto attivato intermedio.

Figura 13.5 - Immagine del percorso di reazione di una reazione non catalitica A + B → AB (curva 1) e di una reazione catalitica omogenea (curva 2).

Nell'industria chimica, i catalizzatori sono ampiamente utilizzati. Sotto l'influenza dei catalizzatori, le reazioni possono accelerare milioni di volte o più. In alcuni casi, sotto l'influenza dei catalizzatori, possono essere eccitate reazioni che praticamente non si verificano in determinate condizioni senza di essi.

Distinguere Catalisi omogenea ed eterogenea.

Nel caso catalisi omogenea il catalizzatore e i reagenti formano una fase (gas o soluzione). Nel caso catalisi eterogenea il catalizzatore è nel sistema come fase indipendente.

Esempi di catalisi omogenea:

1) ossidazione di SO 2 + 1/2O 2 = SO 3 in presenza di NO; L'NO si ossida facilmente a NO 2 e l'NO 2 ossida già SO 2;

2) decomposizione del perossido di idrogeno in una soluzione acquosa in acqua e ossigeno: gli ioni Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, catalizzando la decomposizione del perossido di idrogeno, formano con esso composti intermedi, che si decompongono ulteriormente con il rilascio di ossigeno.

La catalisi omogenea viene effettuata attraverso reazioni intermedie con un catalizzatore e, di conseguenza, una reazione con un'elevata energia di attivazione viene sostituita da diverse con energie di attivazione inferiori e una velocità più elevata:

CO + 1/2O 2 = CO 2 (catalizzatore - vapore acqueo).

La catalisi eterogenea è ampiamente utilizzata nell'industria chimica. La maggior parte dei prodotti attualmente realizzati da questa industria sono ottenuti utilizzando la catalisi eterogenea. Nella catalisi eterogenea, la reazione avviene sulla superficie del catalizzatore. Ne consegue che l'attività del catalizzatore dipende dalle dimensioni e dalle proprietà della sua superficie. Per avere una superficie ampia (“sviluppata”), il catalizzatore deve avere una struttura porosa o trovarsi in uno stato altamente frantumato (altamente disperso). Nelle applicazioni pratiche, il catalizzatore viene solitamente applicato su un supporto avente struttura porosa (pomice, amianto, ecc.).

Come nel caso della catalisi omogenea, nella catalisi eterogenea la reazione procede attraverso intermedi attivi. Ma in questo caso questi composti sono composti superficiali del catalizzatore con le sostanze reagenti. Passando attraverso una serie di fasi che coinvolgono questi intermedi, la reazione termina con la formazione dei prodotti finali e di conseguenza il catalizzatore non viene consumato.

Tutte le reazioni catalitiche eterogenee includono gli stadi di adsorbimento e desorbimento.

L'effetto catalitico della superficie si riduce a due fattori: un aumento della concentrazione all'interfaccia e l'attivazione delle molecole adsorbite.

Esempi di catalisi eterogenea:

2H 2 O = 2H 2 O + O 2 (catalizzatore - MnO 2,) ;

H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (catalizzatore - platino).

La catalisi gioca un ruolo molto importante nei sistemi biologici. La maggior parte delle reazioni chimiche che si verificano nel sistema digestivo, nel sangue e nelle cellule degli animali e dell'uomo sono reazioni catalitiche. I catalizzatori, chiamati in questo caso enzimi, sono proteine ​​semplici o complesse. Pertanto, la saliva contiene l'enzima ptialina, che catalizza la conversione dell'amido in zucchero. Un enzima presente nello stomaco, la pepsina, catalizza la scomposizione delle proteine. Nel corpo umano ci sono circa 30.000 enzimi diversi: ognuno di essi funge da efficace catalizzatore per la reazione corrispondente.

Nei gradi IX-X della scuola secondaria continuano a formulare concetti sulla velocità delle reazioni chimiche, sull'influenza di vari fattori sulla velocità delle trasformazioni chimiche, ampliano e approfondiscono le conoscenze sulla catalisi e sui catalizzatori e danno alcune idee sul meccanismo della catalisi. fenomeni.

Nell'argomento "Metalli alcalini", dimostrando esperimenti come l'interazione del sodio con acqua e acido cloridrico, l'interazione del potassio e del sodio con l'acqua, l'insegnante sottolinea che alcune di queste reazioni procedono più velocemente di altre nelle stesse condizioni. Ad esempio, il sodio reagisce più vigorosamente con l'acido cloridrico che con l'acqua; Il potassio reagisce più vigorosamente con l'acqua rispetto al sodio. Dopo gli esperimenti sulla combustione di sodio, rame, antimonio, idrogeno e sostanze organiche nel cloro, ci si può chiedere: “Perché per la combustione nel cloro è stata presa polvere di antimonio e non pezzi. Perché un fascio di filo di rame sottile brucia nel cloro? , ma un filo spesso no? In questi casi, la differenza nell'interazione delle sostanze è spiegata sia dalla natura delle sostanze stesse e dalla struttura degli atomi, sia da una diversa superficie di contatto.

Nello stesso argomento, quando si introducono gli studenti alle proprietà dell'acido cloridrico, è utile scoprire perché le reazioni tra questo acido e i metalli (zinco, magnesio) accelerano nel tempo. L'accelerazione dipende, in particolare, dal fatto che durante queste reazioni viene rilasciata una grande quantità di calore e, man mano che le sostanze si riscaldano, la velocità di interazione aumenta.

Utilizzando l'esempio della reazione tra alluminio e iodio, vale la pena ricordare cos'è un catalizzatore e dimostrare che l'acqua può essere un catalizzatore. Una miscela di polveri di iodio e alluminio viene versata su una rete di amianto ammucchiata e vengono aggiunte alcune gocce d'acqua. L'interazione delle sostanze sotto l'influenza dell'acqua accelera e scoppia una fiamma. L'insegnante richiama l'attenzione sul fatto che nella miscela che non è stata versata dalla tazza di porcellana sulla rete, non si è verificato un flash, ma può verificarsi dopo un po 'di tempo e senza acqua.

Va notato che l'acqua non solo accelera l'interazione dell'alluminio con lo iodio, ma svolge anche un ruolo catalitico in molti processi chimici. Molto importante è l'effetto catalitico dell'acqua durante la combustione di vari gas utilizzati nella tecnologia.

Quando si considerano le proprietà del perossido di idrogeno, è indicato che il perossido di idrogeno è una sostanza molto fragile. Se conservato in contenitori di vetro si decompone lentamente rilasciando calore:

2H2O2 = 2H2O4 + O2 + 46 kcal

L'insegnante chiede agli studenti di elencare le condizioni che accelerano la decomposizione del perossido di idrogeno. Possono

indicare in questo caso: 1) riscaldamento, 2) azione dei catalizzatori, 3) aumento della concentrazione della soluzione. Si può aggiungere che anche la decomposizione del perossido di idrogeno avviene più velocemente alla luce; ciò può essere confermato dall'esperienza nelle attività extrascolastiche. Versare l'acqua ossigenata in due palloni fissati su supporti e chiuderli con tappi con tubi di uscita del gas. Posizionare le provette sotto cilindri capovolti o provette riempite d'acqua e abbassate in un ampio recipiente con acqua. Avvolgi una delle fiaschette in carta nera. Posizionare i dispositivi in ​​una finestra soleggiata o illuminarli con una lampada elettrica a 75-100 V. L'esperimento mostrerà la rapida decomposizione del perossido di idrogeno sotto l'influenza della luce.

Quindi, durante la lezione, gli studenti studiano autonomamente la variazione della velocità di decomposizione del perossido di idrogeno sotto l'influenza di catalizzatori. Per lavoro, ti viene data una soluzione al 3-5% di perossido di idrogeno, biossido di manganese, acido cloridrico concentrato, una scheggia, un imbuto, carta da filtro e diverse provette.

Missioni: 1) Controllare se il perossido di idrogeno si sta decomponendo nella soluzione che è stata data? 2) Utilizzando il biossido di manganese, accelerare la reazione di decomposizione del perossido di idrogeno. 3) Dimostrare che il biossido di manganese non è cambiato chimicamente a seguito della reazione * 4) Dimostrare che il biossido di manganese, già utilizzato come catalizzatore, può nuovamente accelerare la decomposizione del perossido di idrogeno.

* (Prova con acido cloridrico quando riscaldato.)

Dopo aver terminato il lavoro indipendente, l'insegnante mostra che è possibile utilizzare vari catalizzatori per accelerare la stessa reazione chimica e che la decomposizione di una sostanza inorganica (perossido di idrogeno) viene accelerata da catalizzatori organici: enzimi. Una soluzione al 3% di perossido di idrogeno viene versata in un piccolo bicchiere, quindi vi viene posto un pezzettino di carne cruda. L'ossigeno viene rilasciato intensamente dalla soluzione, poiché il sangue e i tessuti degli animali contengono l'enzima catalasi. Da sottolineare che gli enzimi sono ottimi acceleratori naturali delle reazioni. Uno dei compiti importanti della chimica futura è la produzione artificiale e l'uso industriale di catalizzatori che assomiglieranno agli enzimi nella loro composizione e proprietà catalitiche.

Per spiegare perché la decomposizione del perossido di idrogeno è più rapida se conservato in contenitori di vetro, viene effettuato un esperimento. Una soluzione di perossido di idrogeno viene versata in tre provette, a una di esse viene aggiunta una soluzione di acido solforico, all'altra viene aggiunta idrossido di sodio e la terza viene lasciata per il confronto (soluzione di controllo). Tutte e tre le soluzioni vengono riscaldate (non fino all'ebollizione). L'ossigeno verrà rilasciato fortemente da una provetta con soluzioni di perossido di idrogeno e idrossido di sodio, meno fortemente - da una provetta con una soluzione di controllo. In presenza di acido solforico (ioni idrogeno), il perossido di idrogeno non si decompone. Gli ioni OH catalizzano il processo di decomposizione del perossido di idrogeno, pertanto, in un contenitore di vetro, le cui pareti rilasciano ioni idrossile nella soluzione, il perossido di idrogeno si decompone facilmente.

Continua il consolidamento e lo sviluppo delle conoscenze sulla velocità delle reazioni chimiche. Facendo passare una miscela di anidride solforosa e ossigeno attraverso un tubo di vetro riscaldato senza catalizzatore, l'insegnante mostra che la formazione di anidride solforica in queste condizioni non è evidente e chiede agli studenti come si può accelerare l'interazione dei gas. Durante la conversazione, si scopre che metodi per accelerare le reazioni come aumentare la concentrazione dei reagenti, aumentare la temperatura, senza l'uso di un catalizzatore, non danno i risultati necessari. La reazione di ossidazione del biossido di zolfo in biossido di zolfo è reversibile:

2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + Q,

e un aumento della temperatura accelera la decomposizione dell'anidride solforica in misura maggiore della sua formazione.

Controllano se l'ossido di ferro fungerà da catalizzatore per la reazione di ossidazione dell'anidride solforosa. Quando si dimostra l'ossidazione per contatto dell'anidride solforosa in anidride solforica in presenza di ossido di ferro, si osserva la formazione di anidride solforica, fumante nell'aria. Si accerta quindi che l'ossido di ferro non ha subito modifiche chimiche a seguito della reazione. Per fare ciò, ripetere l'esperimento di ossidazione per contatto dell'anidride solforosa in anidride solforica con la stessa porzione di ossido di ferro. Si nota inoltre che vari catalizzatori possono essere utilizzati per accelerare l'ossidazione dell'anidride solforosa. Oltre all'ossido di ferro, nell'industria chimica veniva utilizzato il platino e ora viene utilizzato il pentossido di vanadio V 2 O 5 *.

* (Il catalizzatore di vanadio attualmente utilizzato ha una composizione complessa (vedi: D. A. Epshtein. Insegnante di chimica sulla tecnologia chimica, M., Casa editrice dell'Accademia delle scienze della RSFSR, 1961).)

È inoltre importante sottolineare la proprietà del catalizzatore, quella di accelerare la reazione, senza pregiudicarne la reversibilità: la reazione di ossidazione dell'anidride solforosa in anidride solforosa rimane reversibile anche se si utilizza un catalizzatore.

Quando si studia il metodo di contatto per la produzione di acido solforico, è necessario considerare l'uso di un catalizzatore nell'industria. Senza un catalizzatore, la produzione rapida di grandi quantità di anidride solforica sarebbe impossibile, ma il suo utilizzo impone alcuni requisiti aggiuntivi sulle condizioni di processo. Il fatto è che le impurità nei reagenti influenzano negativamente il catalizzatore. Il triossido di arsenico ha un effetto negativo sul catalizzatore di vanadio, come si suol dire, lo “avvelena”. Pertanto è necessaria un'attenta purificazione dei gas reagenti dalle impurità.

Se gli studenti hanno una domanda sul perché il catalizzatore è avvelenato, l'insegnante spiega prima la sua azione utilizzando la teoria della formazione di composti intermedi, quindi considera l'effetto velenoso delle impurità.

L'accelerazione delle reazioni con l'aiuto di un catalizzatore avviene a causa del fatto che forma composti deboli con le sostanze di partenza e quindi viene rilasciato nuovamente in forma libera. Queste reazioni procedono molto più velocemente della reazione tra anidride solforosa e ossigeno. Se la miscela di gas contiene impurità che entrano in reazioni irreversibili con il catalizzatore, si verifica un avvelenamento. Nonostante l'accurata purificazione dei gas, l'attività dei catalizzatori utilizzati nella produzione dell'acido solforico diminuisce nel tempo. Il suo “invecchiamento” è causato non solo dall'avvelenamento graduale, ma anche dal riscaldamento prolungato e dalla distruzione meccanica, che modificano lo stato della superficie del catalizzatore. Non l'intera superficie del catalizzatore partecipa alla reazione catalizzata, ma solo le sue sezioni tagliate - centri attivi, e il numero di questi centri diminuisce con l'invecchiamento.

Nella sezione precedente abbiamo esaminato come, alla luce della teoria della struttura atomica, dovrebbe essere spiegato agli studenti l'effetto dell'energia sull'innesco di una reazione chimica. Ciò consentirà di risolvere la questione del perché le reazioni chimiche accelerano quando riscaldate. Gli studenti sanno che all'aumentare della temperatura delle sostanze, aumenta il numero di molecole attive, aumenta la velocità di movimento delle molecole e il numero dei loro incontri nell'unità di tempo. Negli atomi delle molecole attive, gli elettroni vengono spostati a livelli energetici più elevati, tali molecole sono instabili e possono reagire più facilmente con molecole di altre sostanze;

La teoria della dissociazione elettrolitica spiega perché le reazioni tra soluzioni di acidi, sali e basi avvengono quasi istantaneamente. Le soluzioni di queste sostanze contengono già particelle attive - ioni con carica opposta. Pertanto, le reazioni tra soluzioni acquose di acidi, sali e basi procedono molto rapidamente e differiscono significativamente dalle reazioni tra le stesse sostanze, ma prese in forma secca.

Iniziando una lezione sull'argomento "Velocità di una reazione chimica", l'insegnante ricorda che le reazioni chimiche possono avvenire a velocità diverse, studiare le condizioni che la influenzano è di grande importanza pratica;

Come si può misurare la velocità di una reazione chimica?

Gli studenti sanno già che la velocità di una trasformazione chimica si può giudicare dalla quantità di una sostanza che ha reagito o si è prodotta in un certo tempo, che la velocità di un movimento meccanico si misura dal percorso che un corpo compie nell'unità di tempo; Per calcolare questa velocità, utilizzare la formula

dove v è la velocità, S è il percorso e t è il tempo.

Tenendo conto di ciò, gli studenti scrivono per analogia una formula per calcolare la velocità di una reazione chimica

dove m è la quantità di sostanza entrata nella reazione o ottenuta come risultato della stessa durante il tempo t.

Considera qual è lo svantaggio di questa formula. Si scopre che quando lo si utilizza, la velocità di reazione calcolata sarà diversa anche per due porzioni della stessa sostanza prelevate nelle stesse condizioni.

Supponiamo che 15 g di una sostanza si decompongano in un recipiente ogni secondo. Risulta che quando in questo recipiente viene introdotto un divisorio, che dividerà la sostanza in esso contenuta in due parti in un rapporto di 1:2, nella prima parte (più piccola) la reazione procederà ad una velocità di 5 g/sec , e nel secondo - 10 g/sec.

Affinché la velocità calcolata possa caratterizzare la reazione stessa, e non la quantità di sostanza iniziale prelevata, è necessario tenere conto della variazione della massa del reagente per volume, cioè della variazione della concentrazione del reagente. Pertanto, la velocità di una reazione chimica può essere calcolata utilizzando la formula:

v=c 0 -c t /t

dove c 0 è la concentrazione iniziale di una qualsiasi delle sostanze reagenti, c t è la concentrazione della stessa sostanza dopo t secondi. Quando si calcola la velocità, la concentrazione è solitamente espressa in moli per litro e il tempo in secondi.

Questa lezione si concentra sui modi più importanti per accelerare le reazioni chimiche. A questo scopo viene effettuato un esperimento di laboratorio che dimostra che la velocità di una reazione chimica dipende dalla concentrazione delle sostanze reagenti.

Per l'esperimento viene utilizzata la seguente attrezzatura, posizionata sui tavoli degli studenti: 1) un supporto con tre provette, una delle quali contiene un cristallo di ioduro di sodio o ioduro di potassio (della dimensione di 2 - 3 teste di spillo), l'altra contiene una soluzione di cloruro ferrico e la terza è vuota; 2) una borraccia o un bicchiere d'acqua; 3) due tubi di vetro identici; 4) bacchetta di vetro.

L'insegnante invita gli studenti a prepararsi per l'esperimento: 1) aggiungere acqua allo ioduro di sodio per formare 1/2 provetta di soluzione e mescolare il liquido con un bastoncino, 2) versare 1/3 della soluzione risultante in un'altra provetta, 3 ) aggiungere alla soluzione versata in un'altra provetta una provetta con una soluzione di acqua in modo che i volumi delle soluzioni di ioduro di sodio (o ioduro di potassio) nelle provette siano gli stessi.

L'insegnante pone domande per verificare la comprensione delle indicazioni da parte degli studenti:

1) Quante volte si diluisce la soluzione di ioduro di sodio nella seconda provetta?

2) Quante volte la concentrazione di sale nella prima provetta è maggiore rispetto alla seconda?

Si noti che la concentrazione di una delle soluzioni è doppia rispetto alla concentrazione dell'altra. Successivamente, in due soluzioni preparate, il cloruro ferrico viene fatto reagire con lo ioduro di sodio, che rilascia iodio libero:

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

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

Gli studenti decidono in quale provetta è maggiore il tasso di interazione dei sali e in base a quali criteri può essere giudicato. L'ipotesi viene verificata sperimentalmente.

Innanzitutto, in entrambe le provette vengono versate uguali quantità di pasta di amido (1-2 ml) con soluzioni di ioduro di sodio (o ioduro di potassio), quindi, dopo la miscelazione, alcune gocce di una soluzione di cloruro ferrico al 5-10%. Si consiglia di versare contemporaneamente la soluzione di cloruro ferrico in entrambe le provette. Il colore blu appare più probabile in una provetta con una soluzione a concentrazione più elevata. Nella provetta, dove la concentrazione della soluzione è maggiore, gli ioni di iodio hanno maggiori probabilità di incontrare ioni ferrici e quindi interagiscono con essi più spesso: la reazione procede più velocemente.

L'insegnante mostra la combustione dello zolfo nell'aria e chiede agli studenti come si può accelerare questa reazione. Gli studenti suggeriscono di mettere lo zolfo in fiamme nell'ossigeno e di eseguire questo esperimento. Sulla base dell'analisi degli esperimenti si trae una conclusione generale: la velocità di una reazione chimica dipende dalla concentrazione delle sostanze reagenti (il numero di ioni o molecole per unità di volume).

Passiamo alla questione dell'influenza della superficie delle sostanze reagenti sulla velocità della reazione chimica. Gli studenti ricordano le reazioni che comportano la miscelazione e la macinazione di sostanze reagenti: macinazione di una miscela di ammoniaca con calce spenta, l'interazione di piccoli pezzi di marmo o zinco con acido cloridrico, la combustione di combustibile polverizzato negli ugelli, l'uso di minerali frantumati nella fusione di metalli e piriti di zolfo nella produzione di acido solforico. Le condizioni per la cottura della pirite nella produzione di acido solforico vengono discusse in maggiore dettaglio. Per produrre anidride solforosa viene utilizzata la pirite frantumata, poiché brucia più velocemente della pirite presa in pezzi di grandi dimensioni. La combustione della pirite in polvere avviene particolarmente rapidamente se viene espulsa con un flusso d'aria da un ugello, così come quando viene bruciata in un letto fluido, quando l'intera superficie dei pezzi di pirite viene a contatto con l'aria.

Va tenuto presente che le reazioni chimiche con sostanze infiammabili altamente frantumate possono essere accompagnate da un'esplosione. Si sono verificate, ad esempio, esplosioni di polvere di zucchero nelle fabbriche di zucchero.

Concludono che quanto più un solido è frantumato, tanto più veloce è la velocità della reazione chimica a cui partecipa.

Quindi viene analizzato l'effetto della temperatura sulla velocità di una reazione chimica. La stessa quantità di soluzione di acido solforico viene versata in una provetta con 1/4 della soluzione di iposolfito; Parallelamente a questo esperimento, vengono drenate soluzioni riscaldate di iposolfito e acido solforico:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2 + S↓

Si annota il tempo necessario affinché le soluzioni diventino torbide. L'insegnante dice che quando la temperatura aumenta di 10° C, la velocità della maggior parte delle reazioni aumenta di 2-3 volte.

Sulla base delle conoscenze acquisite, agli studenti viene data l'opportunità di spiegare l'accelerazione delle reazioni chimiche quando le sostanze vengono riscaldate.

In questa lezione non è necessario dimostrare l'esperienza negli effetti catalitici delle sostanze, poiché gli studenti ne hanno acquisito familiarità utilizzando esempi della reazione di decomposizione del perossido di idrogeno e dell'ossidazione del biossido di zolfo. Elenca le reazioni catalitiche a loro note e fornisce le definizioni di catalisi e catalizzatore.

Per consolidare le conoscenze in questa lezione, vengono poste le seguenti domande:

1. Cosa determina la velocità di una reazione chimica? Fornisci esempi.
2. In quali condizioni aumenta la velocità di una reazione chimica?
3. Come si può spiegare, alla luce della teoria della dissociazione elettrolitica, che lo sviluppo di idrogeno quando lo zinco reagisce con l'acido acetico avviene molto più lentamente rispetto a quando lo zinco reagisce con l'acido cloridrico?
4. In che modo è possibile accelerare la reazione tra zinco e acido cloridrico?
5. Perché una scheggia che brucia nell'aria si infiamma nell'ossigeno?
6. Ti sono state fornite due provette in cui il carbonato di calcio reagisce lentamente con l'acido cloridrico. Prova ad accelerare la reazione chimica in ciascuna provetta utilizzando tecniche diverse.
7. Perché la velocità di una reazione chimica aumenta con l'aumentare della temperatura?
8. Quali metodi per accelerare le reazioni chimiche vengono utilizzati nella produzione di acido solforico?
9. Elenca quali reazioni chimiche a te note vengono accelerate dai catalizzatori.

Quando studiano la reazione di sintesi dell'ammoniaca, gli studenti incontrano nuovamente l'uso di un catalizzatore e, insieme al consolidamento delle informazioni precedentemente acquisite sulla catalisi e sui catalizzatori, questa conoscenza può essere in qualche modo sviluppata.

L'insegnante presta attenzione al fatto che entrambe le reazioni - la sintesi dell'ammoniaca e la sua decomposizione in azoto e idrogeno - avvengono in presenza dello stesso catalizzatore - ferro ridotto, che accelera nella stessa misura sia la reazione diretta che quella inversa. Pertanto, il catalizzatore non sposta l'equilibrio chimico, ma contribuisce solo a raggiungere più rapidamente questo stato. Per verificare la loro comprensione di questa disposizione, l’insegnante pone loro delle domande:

1. È possibile produrre ammoniaca in produzione da una miscela di azoto e idrogeno ad alta pressione e riscaldamento, ma senza catalizzatore? Perché?
2. La reazione di sintesi dell'ammoniaca è accelerata dal calore e da un catalizzatore. Qual è la differenza nell’influenza di queste condizioni sull’equilibrio chimico?

Introducendo gli studenti alla sintesi dell'ammoniaca in produzione, il docente sottolinea che il catalizzatore perde rapidamente la sua attività se i gas (idrogeno e azoto) non vengono prima liberati dalle impurità. In questo processo, l'ossigeno, il vapore acqueo, il monossido di carbonio, l'idrogeno solforato e altri composti dello zolfo hanno un effetto velenoso.

Come nel caso dell'ossidazione catalitica dell'anidride solforosa in triossido, durante la sintesi dell'ammoniaca il catalizzatore esercita il suo effetto accelerante solo entro certi limiti di temperatura. A temperature superiori a 600° C, il ferro ridotto riduce la sua attività catalitica.

Usando l'esempio della sintesi dell'ammoniaca, possiamo considerare il meccanismo d'azione del catalizzatore. Si nota che sulla superficie del catalizzatore di ferro si forma nitruro di ferro:

L'idrogeno reagisce con il nitruro per produrre ammoniaca:

FeN2+3H2 → Fe+2NH3.

Quindi il processo viene ripetuto.

Le reazioni di formazione del nitruro di ferro e la sua interazione con l'idrogeno procedono molto rapidamente.

Quando si studiano le reazioni dell'ossidazione dell'ammoniaca, dopo aver dimostrato gli esperimenti sulla combustione dell'ammoniaca nell'ossigeno e sull'ossidazione catalitica dell'ammoniaca, l'attenzione degli studenti viene attirata sul fatto che le sostanze di partenza in questi due casi sono state prese le stesse, ma a seconda del condizioni (uso di un catalizzatore), si ottengono prodotti diversi.

L'ossidazione dell'ammoniaca può avvenire con formazione di diverse sostanze secondo le equazioni:

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

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

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

Il catalizzatore, il platino, accelera solo l'ultima di queste reazioni. Pertanto, utilizzando un catalizzatore, è possibile dirigere l'interazione di ammoniaca e ossigeno nella direzione desiderata. Questo trova applicazione nella produzione chimica nella produzione di acido nitrico.

Formare il concetto di produzione chimica nel grado IX offre grandi opportunità per introdurre gli studenti al controllo pratico della velocità delle reazioni chimiche negli impianti chimici.

Sulla base della generalizzazione delle conoscenze sulla produzione precedentemente studiata (acido cloridrico, solforico, nitrico, ammoniaca), l'insegnante forma negli studenti il ​​concetto delle migliori condizioni per effettuare reazioni chimiche nella produzione: l'uso di temperature ottimali, aumentando la concentrazione di sostanze reagenti, aumento della superficie di contatto delle sostanze reagenti e uso di catalizzatori. Successivamente, per identificare le circostanze che limitano l’uso di ciascuna condizione, agli studenti viene posta la domanda: “È possibile aumentare la temperatura indefinitamente per accelerare le reazioni chimiche nella produzione?” Scoprono che un forte riscaldamento può spostare l'equilibrio chimico in una direzione indesiderata e, nel caso dell'utilizzo di un catalizzatore, ridurne l'attività. Tenendo conto di ciò, nella produzione non vengono utilizzate temperature massime, ma ottimali.

Altre condizioni per lo svolgimento di reazioni chimiche nella produzione vengono analizzate allo stesso modo.

Lo studio di nuovi materiali concreti in chimica nei gradi IX-X viene utilizzato per consolidare ulteriormente la conoscenza sulla velocità delle reazioni chimiche.

Studiando le proprietà del fosforo bianco, l'insegnante afferma che il bagliore del fosforo bianco nell'oscurità indica la sua lenta ossidazione nell'aria. Successivamente, consideriamo in quali condizioni è possibile accelerare l'ossidazione del fosforo bianco. Il riscaldamento, la frantumazione del fosforo e l'uso dell'ossigeno accelerano effettivamente l'ossidazione del fosforo, provocandone la combustione.

Gli studenti utilizzano la conoscenza sui modi per accelerare i processi chimici per prevedere le condizioni per la formazione del superfosfato. Dicono che la reazione tra fosfato di calcio terziario e acido solforico può essere accelerata riscaldando, macinando il fosfato di calcio, mescolando e aumentando la concentrazione di acido solforico. L'insegnante, riassumendo quanto detto, aggiunge che

In questa produzione viene effettivamente utilizzato il riscaldamento, ma per questo viene utilizzato il calore rilasciato durante la reazione stessa, quando il fosfato di calcio terziario frantumato viene accuratamente miscelato con acido solforico.

Mentre gli studenti studiano le sostanze organiche, incontrano molti processi che coinvolgono la partecipazione di catalizzatori, ad esempio la produzione di benzina per aviazione, gomma e idrocarburi aromatici.

Possiamo considerare il ruolo dell'acido solforico nell'idratazione dell'etilene. In presenza di acido solforico, invece della lenta reazione di aggiunta di acqua all'etilene (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH), i seguenti processi si verificano rapidamente uno dopo l'altro: 1) l'acido solforico si aggiunge all'etilene , formando etere etilico solforico:

2) l'etere etilico di zolfo subisce saponificazione per formare alcol etilico e acido solforico.

Dopo aver distillato l'alcol, l'acido solforico si presenta nella stessa quantità, ma ha preso parte alla formazione del prodotto intermedio. Gli studenti esaminano altri esempi dell'azione catalitica dell'acido solforico (formazione di etilene ed etere etilico dall'alcol etilico) indipendentemente mentre svolgono i compiti.

Le stesse sostanze con lo stesso catalizzatore, ma a temperature diverse, reagiscono per formare prodotti diversi. Questo dovrebbe essere sottolineato quando si familiarizza con le proprietà degli alcoli.

L'interazione del monossido di carbonio con l'idrogeno mostra che utilizzando catalizzatori diversi si possono ottenere prodotti organici diversi dalle stesse sostanze. Questa interazione può portare alla formazione di alcol metilico, idrocarburi o alcoli superiori. La direzione desiderata dell'interazione delle sostanze si ottiene attraverso l'uso di un catalizzatore che accelera la reazione corrispondente, ma non ha un effetto significativo sugli altri. Per accelerare la reazione di formazione dell'alcol metilico, come catalizzatore viene utilizzata una miscela di ossidi di cromo e ossido di zinco.

Dopo aver studiato gli idrocarburi e i composti organici contenenti ossigeno per generalizzare la conoscenza, agli studenti viene offerto un compito per un lavoro indipendente in classe o a casa: selezionare da questa o quella sezione del libro di testo tutti i casi di reazioni catalitiche e a ogni studente vengono fornite solo tali parte del materiale del libro di testo che può visionare nel tempo assegnato.

Quando si analizzano i metodi industriali per la produzione di sostanze organiche, è utile attirare l'attenzione degli studenti sul fatto che per controllare la velocità delle reazioni chimiche vengono utilizzate le stesse tecniche utilizzate nella produzione di sostanze inorganiche.

13. Legge periodica D.I. Mendeleev. Periodicità nei cambiamenti nelle varie proprietà degli elementi (potenziale di ionizzazione, affinità elettroniche, raggi atomici, ecc.)

14. Somiglianze e differenze nelle proprietà chimiche degli elementi dei sottogruppi principali e secondari in relazione alla struttura elettronica dell'atomo.

15. Legame chimico. Tipi di legami chimici. Caratteristiche energetiche e geometriche della connessione

16. La natura dei legami chimici. Effetti energetici nel processo di formazione dei legami chimici

17. Disposizioni fondamentali del metodo sole. Meccanismi di scambio e donatore-accettore per la formazione del legame covalente

18. Possibilità di valenza degli atomi degli elementi negli stati fondamentali ed eccitati

20. Saturazione di un legame covalente. Il concetto di valenza.

21. Polarità di un legame covalente. La teoria dell'ibridazione. Tipi di ibridazione. Esempi.

22. Polarità di un legame covalente. Momento dipolare.

23. Vantaggi e svantaggi di tutto il metodo.

24. Metodo degli orbitali molecolari. Concetti di base.

26. Legame ionico come caso limite di legame polare covalente. Proprietà dei legami ionici. Principali tipologie di reticoli cristallini per composti con legami ionici.

27. Connessione metallica. Peculiarità. Elementi di teoria delle bande per spiegare le caratteristiche del legame metallico.

28. Interazione intermolecolare. Effetti di orientamento, induzione e dispersione.

29. Legame idrogeno.

30. Tipi fondamentali di reticoli cristallini. Caratteristiche di ogni tipo.

31. Leggi della termochimica. Corollari dalle leggi di Hess.

32. Il concetto di energia interna di un sistema, entalpia ed entropia

33. Energia di Gibbs, sua relazione con entalpia ed entropia. Variazione dell'energia di Gibbs nei processi spontanei.

34. Velocità delle reazioni chimiche. Legge di azione di massa per reazioni omogenee ed eterogenee. L'essenza della costante di velocità. Ordine e molecolarità della reazione.

35. Fattori che influenzano la velocità di una reazione chimica

36. L'influenza della temperatura sulla velocità delle reazioni chimiche. Non la regola di Van Hoff. Energia di attivazione. Equazione di Arrhenius.

37. Caratteristiche del corso di reazioni eterogenee. L'influenza della diffusione e il grado di discrezione della materia.

38. L'influenza di un catalizzatore sulla velocità delle reazioni chimiche. Ragioni dell'influenza del catalizzatore.

39. Processi reversibili. Equilibrio chimico. Costante di equilibrio.

41. Determinazione della soluzione. Processi fisico-chimici durante la formazione delle soluzioni. Variazioni di entalpia ed entropia durante la dissoluzione.

42. Metodi per esprimere la concentrazione delle soluzioni.

43. Legge di Raoult

44. Osmosi. Pressione osmotica. Non la legge di Van Hoff.

45. Soluzioni elettrolitiche. Elettroliti forti e deboli. Grado di dissociazione elettrolitica. Coefficiente isotonico.

47. Reazione nelle soluzioni elettrolitiche, loro direzione. Spostamento degli equilibri ionici.

48. Prodotto ionico dell'acqua. Indice di idrogeno come caratteristica chimica di una soluzione.

49. Equilibri eterogenei nelle soluzioni elettrolitiche. Prodotto di solubilità

50. Idrolisi dei sali, sua dipendenza dalla temperatura, diluizione e natura dei sali (tre casi tipici). Costante di idrolisi. Significato pratico nei processi di corrosione dei metalli.

51. Equilibrio chimico all'interfaccia metallo-soluzione. Doppio strato elettrico. Salto potenziale. Elettrodo di riferimento dell'idrogeno. Una gamma di potenziali di elettrodi standard.

52. Dipendenza del potenziale dell'elettrodo dalla natura delle sostanze, dalla temperatura e dalla concentrazione della soluzione. La formula di Nernst.

53. Celle galvaniche. Processi sugli elettrodi. Fem di una cella galvanica.

56. Elettrolisi di soluzioni e fusioni. Sequenza dei processi degli elettrodi. Sovratensione e polarizzazione.

57. Interazione dei metalli con acidi e alcali.

58. Corrosione dei metalli nelle soluzioni saline.

59. Applicazione dell'elettrolisi nell'industria.

61. Metodi di lotta alla corrosione.

38. L'influenza di un catalizzatore sulla velocità delle reazioni chimiche. Ragioni dell'influenza del catalizzatore.

Le sostanze che non vengono consumate come risultato di una reazione, ma ne influenzano la velocità, sono chiamate catalizzatori. I catalizzatori che riducono la velocità di una reazione sono chiamati inibitori. Si chiama l'effetto che i catalizzatori hanno sulle reazioni chimiche catalisi .

39. Processi reversibili. Equilibrio chimico. Costante di equilibrio.

L'essenza della catalisi è che in presenza di un catalizzatore, il percorso lungo il quale procede la reazione complessiva cambia, si formano altri stati di transizione con diverse energie di attivazione e quindi cambia anche la velocità della reazione chimica. Esistono catalisi omogenea ed eterogenea. Nella catalisi eterogenea, la reazione avviene sulla superficie del catalizzatore. Ne consegue che l'attività del catalizzatore dipende dalle dimensioni e dalle proprietà della sua superficie. Per avere un'ampia area superficiale, il catalizzatore deve avere una struttura porosa o trovarsi in uno stato altamente frammentato. I catalizzatori si distinguono per la selettività: agiscono selettivamente sui processi, indirizzandoli in una determinata direzione. La catalisi negativa viene utilizzata per rallentare la corrosione. Vengono chiamate reazioni che procedono in una sola direzione e terminano con la completa trasformazione dei reagenti iniziali nelle sostanze finali . irreversibile.

Le reazioni reversibili non procedono fino al completamento: nessuno dei reagenti viene completamente consumato. Processi reversibili: inizialmente, quando si mescolano i materiali di partenza, la velocità della reazione diretta è elevata e la velocità della reazione inversa è zero. Man mano che la reazione procede, i materiali di partenza vengono consumati e la loro concentrazione diminuisce, determinando una diminuzione della velocità di reazione.<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).

Allo stesso tempo compaiono i prodotti di reazione, la cui concentrazione aumenta e, di conseguenza, aumenta la velocità della reazione inversa. Quando le velocità delle reazioni dirette e inverse diventano uguali, si verifica l’equilibrio chimico. Si chiama equilibrio dinamico, poiché si verificano reazioni dirette e inverse, ma a causa delle stesse velocità, i cambiamenti nel sistema non sono evidenti..

Una caratteristica quantitativa dell'equilibrio chimico è un valore chiamato costante di equilibrio chimico. All'equilibrio, le velocità delle reazioni dirette e inverse sono uguali, mentre nel sistema vengono stabilite concentrazioni costanti delle sostanze di partenza e dei prodotti della reazione, chiamate concentrazioni di equilibrio. Per 2CO + O 2 = 2CO 2 la costante di equilibrio può essere calcolata utilizzando l'equazione: Il valore numerico della costante di equilibrio, in prima approssimazione, caratterizza la resa di una data reazione. La resa di una reazione è il rapporto tra la quantità di sostanza ottenuta e la quantità che si otterrebbe se la reazione procedesse fino al completamento. La resa della reazione K>>1 è alta, K

40. L'influenza di vari fattori sullo spostamento dell'equilibrio. Principio di Le Chatelier Se il sistema è in equilibrio, vi rimarrà finché le condizioni esterne rimangono costanti.

Il processo di modifica delle condizioni che influenzano l’equilibrio è chiamato spostamento dell’equilibrio. Il principio

: Se su sist. Trovare. in equilibrio per esercitare un'influenza esterna, quindi il sistema di cambiamento.

in modo tale da compensare tale impatto.

I catalizzatori sono sostanze che possono accelerare una reazione chimica, ma i catalizzatori stessi non vengono consumati nella reazione chimica. È stato stabilito che i catalizzatori modificano il meccanismo di una reazione chimica. In questo caso si creano altri nuovi stati di transizione, caratterizzati da una minore altezza della barriera energetica. Pertanto, sotto l'influenza del catalizzatore, diminuisce

energia di attivazione del processo (Fig. 3). Entrando in vari tipi di interazioni con le particelle intermedie, i catalizzatori rimangono in quantità invariate alla fine della reazione. I catalizzatori agiscono solo su reazioni termodinamicamente consentite. Il catalizzatore non può causare una reazione perché non influisce sulle sue forze motrici. Il catalizzatore non influenza la costante di equilibrio chimico, perché riduce ugualmente l'energia di attivazione sia delle reazioni dirette che di quelle inverse.

Fig.3 Diagramma energetico della reazione A + B = AB a) senza catalizzatore eb) in presenza di catalizzatore. Ea è l'energia di attivazione di una reazione non catalitica; Ea 1 ed Ea 2 - energia di attivazione della reazione catalitica; AA è un composto reattivo intermedio del catalizzatore con uno dei reagenti; A...K, AK...B – complessi attivati ​​della reazione catalitica; A…B - complesso attivato di una reazione non catalitica; ∆E cat. – diminuzione dell’energia di attivazione sotto l’influenza del catalizzatore.

Esistono catalisi omogenea ed eterogenea. Nel primo caso il catalizzatore si trova nella stessa fase dei reagenti, nel secondo il catalizzatore è una sostanza solida sulla cui superficie avviene una reazione chimica tra i reagenti.

Equilibrio chimico

Le reazioni chimiche vengono solitamente divise in reversibili e irreversibili. Le reazioni chimiche irreversibili procedono finché almeno una delle sostanze di partenza non viene completamente consumata, cioè I prodotti della reazione o non interagiscono affatto tra loro oppure formano sostanze diverse da quelle originali. Ci sono pochissime reazioni del genere. Per esempio:

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

Nelle soluzioni elettrolitiche, le reazioni che si verificano con la formazione di precipitazioni, gas ed elettroliti deboli (acqua, composti complessi) sono considerate praticamente irreversibili.

La maggior parte delle reazioni chimiche sono reversibili, cioè vanno sia avanti che indietro. Ciò diventa possibile quando le energie di attivazione dei processi diretto e inverso differiscono leggermente tra loro e i prodotti della reazione sono in grado di trasformarsi nelle sostanze di partenza. Ad esempio, la reazione di sintesi HI è una reazione tipicamente reversibile:

H2(g) +I2(g) ⇄ 2HI (g)

La legge dell'azione di massa (espressione della velocità di reazione) rispettivamente per i processi diretti e inversi avrà la forma: = ∙ ; = 2

Ad un certo punto nel tempo, si verifica uno stato in cui le velocità delle reazioni dirette e inverse diventano uguali = (Fig. 4).

Fig. 4 Variazione dei tassi di reazione diretta (e inversa) nel tempo t

Questo stato è chiamato equilibrio chimico. È di natura dinamica (in movimento) e può spostarsi in una direzione o nell'altra a seconda dei cambiamenti delle condizioni esterne. A partire dal momento di equilibrio, in condizioni esterne costanti, le concentrazioni delle sostanze di partenza e dei prodotti di reazione non cambiano nel tempo. Vengono chiamate le concentrazioni di reagenti corrispondenti allo stato di equilibrio equilibrio. Per determinare la concentrazione di equilibrio di un reagente, è necessario sottrarre dalla sua concentrazione iniziale la quantità di sostanza che ha reagito nel momento in cui si verifica lo stato di equilibrio: CON pari =C rif. - CON pro-reattore. Il numero di reagenti entrati nella reazione e formati da essi al momento dell'equilibrio dei prodotti è proporzionale ai coefficienti stechiometrici nell'equazione di reazione.

Uno stato di equilibrio in condizioni esterne costanti può esistere indefinitamente. In uno stato di equilibrio

∙ = [ 2 , da cui / [= 2 / ∙ .

A temperatura costante, le costanti di velocità dei processi diretti e inversi sono valori costanti.

Il rapporto tra due costanti è anche il valore della costante K= / e si chiama costante di equilibrio chimico. Può essere espresso

sia attraverso le concentrazioni dei reagenti = , sia attraverso le loro pressioni parziali , se la reazione avviene con la partecipazione di gas.

Nel caso generale, per la reazione aA+bB+ …⇄cC+dD+ …la costante di equilibrio chimico è pari al rapporto tra il prodotto delle concentrazioni dei prodotti di reazione e il prodotto delle concentrazioni delle sostanze di partenza in potenze pari a i loro coefficienti stechiometrici.

La costante di equilibrio chimico non dipende dal percorso del processo e determina la profondità del suo verificarsi nel momento in cui viene raggiunto lo stato di equilibrio. Maggiore è questo valore, maggiore è il grado di conversione dei reagenti in prodotti.

La costante di equilibrio chimico, così come le costanti di velocità di reazione, sono funzioni solo della temperatura e della natura delle sostanze reagenti e non dipendono dalla loro concentrazione.

Per i processi eterogenei, la concentrazione di solidi non è inclusa nell'espressione della velocità di reazione e della costante di equilibrio chimico, perché la reazione avviene sulla superficie della fase solida, la cui concentrazione rimane costante nel tempo. Ad esempio, per una reazione:

FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO 2 (g)

l’espressione della costante di equilibrio sarà:

K p e K c sono legati dalla relazione K P =K C (RT) ∆ N, doven=n cont. -n materie prime – variazione del numero di moli gassoso sostanze durante la reazione. Per questa reazione, K p = K c, poiché n delle sostanze gassose è zero.

Perché i catalizzatori aumentano la velocità di una reazione chimica? Si scopre che agiscono in pieno accordo con la saggezza popolare: "Una persona intelligente non scalerà una montagna, una persona intelligente camminerà intorno a una montagna". Affinché le sostanze inizino a interagire, le loro particelle (molecole, atomi, ioni) devono ricevere una certa energia, chiamata energia di attivazione (Fig. 13, a). I catalizzatori abbassano questa energia combinandosi con una delle sostanze reagenti e spostandola lungo una “montagna di energia” per incontrare un’altra sostanza con meno energia. Pertanto, in presenza di un catalizzatore, le reazioni chimiche non solo procedono più velocemente, ma anche a una temperatura più bassa, il che riduce i costi dei processi di produzione.

Riso. 13.
Diagrammi energetici delle reazioni catalitiche utilizzando un catalizzatore convenzionale (a) e selettivo (b).

E non solo. L'uso di catalizzatori può far sì che le stesse sostanze reagiscano diversamente, cioè con la formazione di prodotti diversi (Fig. 13, b). Ad esempio, l'ammoniaca viene ossidata dall'ossigeno in azoto e acqua e, in presenza di un catalizzatore, in ossido di azoto (II) e acqua (annotare le equazioni di reazione e considerare i processi di ossidazione e riduzione).

Il processo di modifica della velocità di una reazione chimica o del percorso lungo il quale avviene è chiamato catalisi. Come le reazioni, esistono tipi di catalisi omogenei ed eterogenei. Quando vengono utilizzati enzimi, la catalisi è chiamata enzimatica. Questo tipo di catalisi è nota all'uomo fin dall'antichità. Grazie alla scomposizione enzimatica delle sostanze organiche, l'uomo ha imparato a cuocere il pane, a produrre la birra, a produrre vino e formaggio (Fig. 14).

Riso. 14.
Sin dai tempi antichi, l'uomo ha utilizzato la catalisi, che avviene quando si cuoce il pane, si fa la birra, si fa il vino, si fa il formaggio

Gli enzimi più comunemente conosciuti nella vita di tutti i giorni sono quelli presenti nei detersivi. Permettono di liberare il bucato da macchie e odori sgradevoli durante il lavaggio.

Diamo uno sguardo più da vicino ai catalizzatori utilizzando un esperimento chimico.

Il perossido di idrogeno (nella vita di tutti i giorni viene spesso chiamato perossido di idrogeno) è un farmaco necessario in qualsiasi armadietto dei medicinali di casa (Fig. 15).

Riso. 15.
Soluzione di perossido di idrogeno

La data di scadenza deve essere indicata sulla confezione di questo farmaco, poiché durante la conservazione si decompone:

Tuttavia, in condizioni normali, questo processo procede così lentamente che non notiamo il rilascio di ossigeno, e solo aprendo una bottiglia in cui è stata conservata per lungo tempo l'acqua ossigenata possiamo notare come da essa viene rilasciato un po' di gas. Come accelerare questo processo? Conduciamo un esperimento di laboratorio.

Esperimento di laboratorio n. 9 Decomposizione dell'acqua ossigenata mediante ossido di manganese (IV).

Esperimento di laboratorio n. 10
Rilevazione della catalasi nei prodotti alimentari

I catalizzatori non solo rendono i processi produttivi più economici, ma danno anche un contributo significativo alla protezione dell’ambiente. Pertanto, le moderne autovetture sono dotate di un dispositivo catalitico, all'interno del quale sono presenti portatori di catalizzatori cellulari ceramici (platino e rodio). Attraversandoli, le sostanze nocive (ossidi di carbonio, ossidi di azoto, benzina incombusta) vengono convertite in anidride carbonica, azoto e acqua (Fig. 16).

Riso. 16.
Il convertitore catalitico di un'auto che converte gli ossidi di azoto dei gas di scarico in azoto innocuo.

Tuttavia, per le reazioni chimiche, non sono importanti solo i catalizzatori che accelerano la reazione, ma anche le sostanze che possono rallentarla. Tali sostanze sono chiamate inibitori. I più conosciuti sono gli inibitori della corrosione dei metalli.

Esperimento di laboratorio n. 11
Inibizione dell'interazione degli acidi con i metalli con metenamina

Nel vocabolario di una persona comune ci sono spesso parole prese in prestito dalla chimica. Ad esempio, antiossidanti o antiossidanti. Quali sono le sostanze chiamate antiossidanti? Probabilmente hai notato che se conservi il burro per un lungo periodo, cambia colore, sapore e acquisisce un odore sgradevole: si ossida nell'aria. Per evitare che i prodotti alimentari si rovinino, vengono aggiunti antiossidanti. Svolgono anche un ruolo importante nel mantenimento della salute umana, perché nel corpo si verificano anche processi di ossidazione indesiderati, a seguito dei quali una persona si ammala, si stanca e invecchia più velocemente. Il corpo umano riceve antiossidanti mangiando cibi contenenti, ad esempio, carotene (vitamina A) e vitamina E (Fig. 17).

Riso. 17.
Antiossidanti: a - β-carotene; b - vitamina E

Pertanto, la velocità di una reazione chimica può essere controllata con l'aiuto di catalizzatori e inibitori, cambiamenti di temperatura, concentrazione di sostanze reagenti, pressione (per reazioni di gas omogenee) e area di contatto di sostanze reagenti (per processi eterogenei) . E, naturalmente, la velocità delle reazioni chimiche dipende dalla natura dei reagenti.

Nuove parole e concetti

1. Catalizzatori.
2. Enzimi.
3. Catalisi (omogenea, eterogenea, enzimatica).
4. Inibitori.
5. Antiossidanti.

Incarichi di lavoro autonomo

1. Cosa sono i catalizzatori? Che ruolo giocano nelle reazioni chimiche? Perché i catalizzatori accelerano le reazioni chimiche?
2. Che ruolo ha avuto la catalisi enzimatica nella storia della civiltà umana?
3. Preparare un rapporto sul ruolo dei catalizzatori nella produzione moderna.
4. Preparare un rapporto sul ruolo degli inibitori nella produzione moderna.
5. Preparare un rapporto sul ruolo degli antiossidanti in medicina e nell'industria alimentare.