Stoffen die deelnemen aan reacties en de snelheid ervan verhogen en aan het einde van de reactie onveranderd blijven, worden genoemd katalysatoren.

Het fenomeen van een verandering in reactiesnelheid onder invloed van dergelijke stoffen wordt genoemd katalyse. Reacties die plaatsvinden onder invloed van katalysatoren worden genoemd katalytisch.

In de meeste gevallen wordt het effect van een katalysator verklaard door het feit dat deze de activeringsenergie van een reactie vermindert. In aanwezigheid van een katalysator verloopt de reactie via andere tussenstappen dan zonder, en deze fasen zijn energetisch toegankelijker. Met andere woorden: in aanwezigheid van een katalysator ontstaan ​​andere geactiveerde complexen, en de vorming ervan vergt minder energie dan de vorming van geactiveerde complexen die ontstaan ​​zonder katalysator. De activeringsenergie neemt dus sterk af: sommige moleculen, waarvan de energie onvoldoende was voor actieve botsingen, blijken nu actief te zijn.

Voor een aantal reacties zijn tussenproducten onderzocht; in de regel zijn het zeer actieve, onstabiele producten.

Het werkingsmechanisme van katalysatoren gaat gepaard met een afname van de activeringsenergie van de reactie als gevolg van de vorming van tussenverbindingen. Katalyse kan als volgt worden weergegeven:

A + K = AK...K

AK...K + B = AB + K,

waarbij A...K een tussenproduct geactiveerde verbinding is.

Figuur 13.5 - Afbeelding van het reactiepad van een niet-katalytische A + B → AB-reactie (curve 1) en een homogene katalytische reactie (curve 2).

In de chemische industrie worden katalysatoren op grote schaal gebruikt. Onder invloed van katalysatoren kunnen reacties miljoenen keren of meer versnellen. In sommige gevallen kunnen onder invloed van katalysatoren reacties worden opgewekt die zonder deze katalysatoren onder bepaalde omstandigheden praktisch niet zouden plaatsvinden.

Onderscheiden homogene en heterogene katalyse.

In het geval dat homogene katalyse de katalysator en reactanten vormen één fase (gas of oplossing). In het geval dat heterogene katalyse de katalysator bevindt zich als onafhankelijke fase in het systeem.

Voorbeelden van homogene katalyse:

1) oxidatie van SO 2 + 1/2O 2 = SO 3 in aanwezigheid van NO; NO wordt gemakkelijk geoxideerd tot NO 2, en NO 2 oxideert al SO 2;

2) ontleding van waterstofperoxide in een waterige oplossing in water en zuurstof: ionen Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, die de ontleding van waterstofperoxide katalyseren, vormen er tussenverbindingen mee, die verder ontleden het vrijkomen van zuurstof.

Homogene katalyse wordt uitgevoerd via tussenreacties met een katalysator, en als resultaat wordt één reactie met een hoge activeringsenergie vervangen door meerdere met lagere activeringsenergieën en een hogere snelheid:

CO + 1/2O 2 = CO 2 (katalysator - waterdamp).

Heterogene katalyse wordt veel gebruikt in de chemische industrie. De meeste producten die momenteel door deze industrie worden geproduceerd, worden verkregen met behulp van heterogene katalyse. Bij heterogene katalyse vindt de reactie plaats op het oppervlak van de katalysator. Hieruit volgt dat de activiteit van de katalysator afhangt van de grootte en eigenschappen van het oppervlak. Om een ​​groot (“ontwikkeld”) oppervlak te hebben, moet de katalysator een poreuze structuur hebben of zich in een sterk verbrijzelde (sterk gedispergeerde) toestand bevinden. In praktische toepassingen wordt de katalysator doorgaans aangebracht op een drager met een poreuze structuur (puimsteen, asbest etc.).

Net als bij homogene katalyse verloopt de reactie bij heterogene katalyse via actieve tussenproducten. Maar hier zijn deze verbindingen oppervlakteverbindingen van de katalysator met de reagerende stoffen. Door een reeks fasen te doorlopen waarbij deze tussenproducten betrokken zijn, eindigt de reactie met de vorming van eindproducten, en als gevolg daarvan wordt de katalysator niet verbruikt.

Alle katalytische heterogene reacties omvatten de stadia van adsorptie en desorptie.

Het katalytische effect van het oppervlak wordt teruggebracht tot twee factoren: een toename van de concentratie aan het grensvlak en de activering van geadsorbeerde moleculen.

Voorbeelden van heterogene katalyse:

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

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

Katalyse speelt een zeer belangrijke rol in biologische systemen. De meeste chemische reacties die plaatsvinden in het spijsverteringsstelsel, in het bloed en in de cellen van dieren en mensen zijn katalytische reacties. Katalysatoren, in dit geval enzymen genoemd, zijn eenvoudige of complexe eiwitten. Speeksel bevat dus het enzym ptyaline, dat de omzetting van zetmeel in suiker katalyseert. Een enzym dat in de maag wordt aangetroffen, pepsine, katalyseert de afbraak van eiwitten. Er zijn ongeveer 30.000 verschillende enzymen in het menselijk lichaam: elk van hen dient als een effectieve katalysator voor de overeenkomstige reactie.

In de groepen IX-X van de middelbare school gaan ze verder met het formuleren van concepten over de snelheid van chemische reacties, de invloed van verschillende factoren op de snelheid van chemische transformaties, het uitbreiden en verdiepen van de kennis over katalyse en katalysatoren, en het geven van enkele ideeën over het mechanisme van katalytische reacties. fenomenen.

In het onderwerp 'Alkalimetalen', waarin experimenten worden gedemonstreerd zoals de interactie van natrium met water en zoutzuur, en de interactie van kalium en natrium met water, benadrukt de leraar dat sommige van deze reacties sneller verlopen dan andere onder dezelfde omstandigheden. Natrium reageert bijvoorbeeld krachtiger met zoutzuur dan met water; Kalium reageert krachtiger met water dan natrium. Na experimenten met de verbranding van natrium, koper, antimoon, waterstof en organische stoffen in chloor kunnen vragen worden gesteld: “Waarom werd antimoonpoeder gebruikt voor verbranding in chloor, en geen stukjes. Waarom brandt een bundel dunne koperdraad in chloor? , maar een dikke draad niet?” In deze gevallen wordt het verschil in de interactie van stoffen verklaard door de aard van de stoffen zelf en de structuur van atomen, of door een ander contactoppervlak.

In hetzelfde onderwerp is het nuttig om bij het introduceren van studenten in de eigenschappen van zoutzuur uit te zoeken waarom reacties tussen dit zuur en metalen (zink, magnesium) in de loop van de tijd versnellen. De versnelling hangt vooral af van het feit dat tijdens deze reacties een grote hoeveelheid warmte vrijkomt, en naarmate de stoffen worden verwarmd, neemt de interactiesnelheid toe.

Aan de hand van het voorbeeld van de reactie tussen aluminium en jodium is het de moeite waard om te herinneren wat een katalysator is en aan te tonen dat water een katalysator kan zijn. Een mengsel van jodium- en aluminiumpoeders wordt op een hoopje op een asbestgaas gegoten en er worden enkele druppels water aan toegevoegd. De interactie van stoffen onder invloed van water versnelt en er breekt een vlam uit. De leraar vestigt de aandacht op het feit dat er in het mengsel dat niet uit de porseleinen beker op het gaas werd gegoten, geen flits optrad, maar dit kan na enige tijd en zonder water gebeuren.

Opgemerkt moet worden dat water niet alleen de interactie van aluminium met jodium versnelt, maar ook een katalytische rol speelt in veel chemische processen. Het katalytische effect van water tijdens de verbranding van verschillende gassen die in de technologie worden gebruikt, is erg belangrijk.

Bij het beschouwen van de eigenschappen van waterstofperoxide wordt aangegeven dat waterstofperoxide een zeer kwetsbare stof is. Wanneer het in glazen containers wordt bewaard, ontleedt het langzaam, waarbij warmte vrijkomt:

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

De leraar vraagt ​​de leerlingen de omstandigheden op te noemen die de ontleding van waterstofperoxide versnellen. Dat kunnen ze

geef in dit geval aan: 1) verwarming, 2) de werking van katalysatoren, 3) verhoging van de concentratie van de oplossing. Hieraan kan worden toegevoegd dat de ontleding van waterstofperoxide ook sneller plaatsvindt in het licht; dit kan worden bevestigd door ervaring met buitenschoolse activiteiten. Giet waterstofperoxide in twee kolven die op standaarden zijn bevestigd en sluit ze af met stoppen met gasafvoerbuizen. Plaats de buizen onder omgevallen cilinders of reageerbuizen gevuld met water en laat ze in een breed vat met water zakken. Wikkel een van de kolven in zwart papier. Plaats de apparaten in een zonnig raam of verlicht ze met een elektrische lamp op 75-100 V. Experiment zal de snelle ontleding van waterstofperoxide onder invloed van licht aantonen.

Vervolgens bestuderen de leerlingen tijdens de les zelfstandig de verandering in de ontledingssnelheid van waterstofperoxide onder invloed van katalysatoren. Voor werk krijg je een 3-5% oplossing van waterstofperoxide, mangaandioxide, geconcentreerd zoutzuur, een splinter, een trechter, filtreerpapier en verschillende reageerbuisjes.

Zoektochten: 1) Controleer of waterstofperoxide ontbindt in de uitgegeven oplossing? 2) Gebruik mangaandioxide om de ontledingsreactie van waterstofperoxide te versnellen. 3) Bewijs dat mangaandioxide niet chemisch veranderde als gevolg van de reactie. * 4) Bewijs dat mangaandioxide, dat al als katalysator wordt gebruikt, de ontleding van waterstofperoxide opnieuw kan versnellen.

* (Test met zoutzuur bij verhitting.)

Na voltooiing van het zelfstandige werk laat de docent zien dat verschillende katalysatoren kunnen worden gebruikt om dezelfde chemische reactie te versnellen, en dat de ontleding van een anorganische stof (waterstofperoxide) wordt versneld door organische katalysatoren - enzymen. Een 3% oplossing van waterstofperoxide wordt in een klein bekerglas gegoten, waarna er een klein stukje rauw vlees in wordt gedaan. Uit de oplossing komt zuurstof intensief vrij, omdat het bloed en de weefsels van dieren het enzym catalase bevatten. Benadrukt moet worden dat enzymen uitstekende natuurlijke reactieversnellers zijn. Een van de belangrijke taken van de toekomstige chemie is de kunstmatige productie en het industriële gebruik van katalysatoren die qua samenstelling en katalytische eigenschappen op enzymen zullen lijken.

Om uit te leggen waarom de ontleding van waterstofperoxide sneller gaat als het in glazen containers wordt bewaard, wordt een experiment uitgevoerd. Een oplossing van waterstofperoxide wordt in drie reageerbuizen gegoten, aan de ene wordt een oplossing van zwavelzuur toegevoegd, aan de andere wordt natriumhydroxide toegevoegd en de derde wordt ter vergelijking gelaten (controleoplossing). Alle drie de oplossingen worden verwarmd (niet tot koken). Zuurstof zal sterk vrijkomen uit een reageerbuis met oplossingen van waterstofperoxide en natriumhydroxide, minder sterk - uit een reageerbuis met een controleoplossing. In aanwezigheid van zwavelzuur (waterstofionen) ontleedt waterstofperoxide niet. OH-ionen katalyseren het ontledingsproces van waterstofperoxide, daarom ontleedt waterstofperoxide gemakkelijk in een glazen container, waarvan de wanden hydroxylionen in de oplossing afgeven.

De consolidatie en ontwikkeling van kennis over de snelheid van chemische reacties gaat door. Door een mengsel van zwaveldioxide en zuurstof zonder katalysator door een verwarmde glazen buis te leiden, laat de docent zien dat de vorming van zwavelzuuranhydride onder deze omstandigheden niet merkbaar is, en vraagt ​​hij de leerlingen hoe de interactie van gassen kan worden versneld. Tijdens het gesprek blijkt dat methoden om reacties te versnellen, zoals het verhogen van de concentraties van reagentia, het verhogen van de temperatuur, zonder het gebruik van een katalysator, niet de nodige resultaten opleveren. De oxidatiereactie van zwaveldioxide tot zwaveldioxide is omkeerbaar:

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,

en een temperatuurstijging versnelt de ontleding van zwavelzuuranhydride in grotere mate dan de vorming ervan.

Ze controleren of ijzeroxide een katalysator zal zijn voor de oxidatiereactie van zwaveldioxide. Bij het aantonen van de contactoxidatie van zwaveldioxide tot zwavelzuuranhydride in aanwezigheid van ijzeroxide wordt de vorming van zwavelzuuranhydride waargenomen, rokend in de lucht. Vervolgens wordt vastgesteld dat het ijzeroxide niet chemisch is veranderd als gevolg van de reactie. Om dit te doen, herhaalt u het experiment van contactoxidatie van zwaveldioxide tot zwavelzuuranhydride met dezelfde portie ijzeroxide. Verder wordt opgemerkt dat verschillende katalysatoren kunnen worden gebruikt om de oxidatie van zwaveldioxide te versnellen. Naast ijzeroxide werd platina gebruikt in de chemische industrie en nu wordt vanadiumpentoxide V 2 O 5 * gebruikt.

* (De momenteel gebruikte vanadiumkatalysator heeft een complexe samenstelling (zie: D. A. Epshtein. Scheikundeleraar over chemische technologie, M., Uitgeverij van de Academie van Wetenschappen van de RSFSR, 1961).)

Het is ook belangrijk om de eigenschap van de katalysator te benadrukken, namelijk het versnellen van de reactie, zonder de omkeerbaarheid ervan aan te tasten: de oxidatiereactie van zwaveldioxide in zwaveldioxide blijft omkeerbaar, zelfs als een katalysator wordt gebruikt.

Bij het bestuderen van de contactmethode voor de productie van zwavelzuur moet rekening worden gehouden met het gebruik van een katalysator in de industrie. Zonder een katalysator zou de snelle productie van grote hoeveelheden zwavelzuuranhydride onmogelijk zijn, maar het gebruik ervan stelt enkele aanvullende eisen aan de procesomstandigheden. Feit is dat onzuiverheden in de reactanten de katalysator negatief beïnvloeden. Arseentrioxide heeft een negatief effect op de vanadiumkatalysator, zoals ze zeggen, "vergiftigt" deze. Daarom is een zorgvuldige zuivering van de reagerende gassen van onzuiverheden noodzakelijk.

Als leerlingen een vraag hebben over waarom de katalysator vergiftigd is, legt de leraar eerst de werking ervan uit aan de hand van de theorie van de vorming van tussenverbindingen, en houdt hij vervolgens rekening met het giftige effect van onzuiverheden.

Versnelling van reacties met behulp van een katalysator vindt plaats doordat deze zwakke verbindingen vormt met de uitgangsstoffen en vervolgens weer in vrije vorm vrijkomt. Deze reacties verlopen veel sneller dan de reactie tussen zwaveldioxide en zuurstof. Als het mengsel van gassen onzuiverheden bevat die onomkeerbare reacties aangaan met de katalysator, vindt vergiftiging plaats. Ondanks zorgvuldige zuivering van gassen neemt de activiteit van katalysatoren die worden gebruikt bij de productie van zwavelzuur in de loop van de tijd af. De “veroudering” ervan wordt niet alleen veroorzaakt door geleidelijke vergiftiging, maar ook door langdurige verhitting en mechanische vernietiging, die de toestand van het katalysatoroppervlak veranderen. Niet het gehele oppervlak van de katalysator neemt deel aan de gekatalyseerde reactie, maar alleen de afgesneden delen ervan - actieve centra, en het aantal van deze centra neemt af met "veroudering".

In het vorige deel werd onderzocht hoe, in het licht van de theorie van de atomaire structuur, het effect van energie op het initiëren van een chemische reactie aan leerlingen moet worden uitgelegd. Dit zal het mogelijk maken de vraag op te lossen waarom chemische reacties versnellen bij verhitting. Studenten weten dat naarmate de temperatuur in stoffen toeneemt, het aantal actieve moleculen toeneemt, de bewegingssnelheid van moleculen en het aantal ontmoetingen per tijdseenheid toeneemt. In de atomen van actieve moleculen worden elektronen naar hogere energieniveaus verplaatst; dergelijke moleculen zijn onstabiel en kunnen gemakkelijker reageren met moleculen van andere stoffen.

De theorie van elektrolytische dissociatie verklaart waarom reacties tussen oplossingen van zuren, zouten en basen vrijwel onmiddellijk plaatsvinden. Oplossingen van deze stoffen bevatten al actieve deeltjes - tegengesteld geladen ionen. Daarom verlopen reacties tussen waterige oplossingen van zuren, zouten en basen zeer snel en verschillen ze aanzienlijk van reacties tussen dezelfde stoffen, maar dan in droge vorm.

Bij het starten van een les over het onderwerp 'Snelheid van een chemische reactie' herinnert de leraar eraan dat chemische reacties met verschillende snelheden kunnen plaatsvinden, het bestuderen van de omstandigheden die hierop van invloed zijn, is van groot praktisch belang;

Hoe kun je de snelheid van een chemische reactie meten?

Studenten weten al dat de snelheid van een chemische transformatie kan worden beoordeeld aan de hand van de hoeveelheid van een stof die in een bepaalde tijd heeft gereageerd of geproduceerd, dat de snelheid van mechanische beweging wordt gemeten aan de hand van het pad dat een lichaam per tijdseenheid aflegt; Gebruik de formule om deze snelheid te berekenen

waarbij v snelheid is, S pad en t tijd.

Hiermee rekening houdend, schrijven de leerlingen naar analogie een formule voor het berekenen van de snelheid van een chemische reactie

waarbij m de hoeveelheid stof is die aan de reactie deelnam of als gevolg daarvan werd verkregen gedurende tijd t.

Bedenk wat het nadeel van deze formule is. Het blijkt dat bij gebruik de berekende reactiesnelheid verschillend zal zijn, zelfs voor twee porties van dezelfde stof die onder dezelfde omstandigheden worden ingenomen.

Laten we aannemen dat er elke seconde 15 g van een stof in een vat ontleedt. Het blijkt dat wanneer er een scheidingswand in dit vat wordt geplaatst, die de stof daarin in twee delen verdeelt in een verhouding van 1:2, de reactie in het eerste (kleinere) deel zal verlopen met een snelheid van 5 g/sec. , en in de tweede - 10 g/sec.

Om ervoor te zorgen dat de berekende snelheid de reactie zelf karakteriseert, en niet hoeveel van de uitgangsstof wordt ingenomen, is het noodzakelijk om rekening te houden met de verandering in de massa van de reactant per volume, d.w.z. de verandering in de concentratie van de reagens. Daarom kan de snelheid van een chemische reactie worden berekend met behulp van de formule:

v=c 0 -c t /t

waarbij c 0 de initiële concentratie is van een van de reagerende stoffen, is c t de concentratie van dezelfde stof na t seconden. Bij het berekenen van de snelheid wordt de concentratie meestal uitgedrukt in mol per liter en de tijd in seconden.

Deze les richt zich op de belangrijkste manieren om chemische reacties te versnellen. Hiervoor wordt een laboratoriumexperiment uitgevoerd waaruit blijkt dat de snelheid van een chemische reactie afhangt van de concentratie van de reagerende stoffen.

Voor het experiment wordt de volgende apparatuur gebruikt, geplaatst op de leerlingentafels: 1) een standaard met drie reageerbuisjes, waarvan er één een kristal van natriumjodide of kaliumjodide bevat (ter grootte van 2 - 3 speldenknopjes), de andere bevat een oplossing van ijzerchloride, en de derde - leeg; 2) een fles of glas water; 3) twee identieke glazen buizen; 4) glazen staaf.

De leraar nodigt de leerlingen uit om zich voor te bereiden op het experiment: 1) voeg water toe aan natriumjodide om een ​​halve reageerbuis met oplossing te vormen en meng de vloeistof met een stokje, 2) giet 1/3 van de resulterende oplossing in een andere reageerbuis, 3 ) voeg aan de oplossing die in een andere reageerbuis is gegoten een reageerbuis toe met een oplossing van water, zodat de volumes van de oplossingen van natriumjodide (of kaliumjodide) in de reageerbuizen hetzelfde zijn.

De leraar stelt vragen om te controleren of de leerlingen de aanwijzingen begrijpen:

1) Hoe vaak wordt de natriumjodideoplossing in de tweede reageerbuis verdund?

2) Hoe vaak is de zoutconcentratie in de eerste reageerbuis groter dan in de tweede?

Opgemerkt wordt dat de concentratie van een van de oplossingen tweemaal de concentratie van de andere is. Hierna wordt ijzerchloride in twee bereide oplossingen gereageerd met natriumjodide, waarbij vrij jodium vrijkomt:

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

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

De leerlingen bepalen in welke reageerbuis de interactiesnelheid van zouten het grootst is en op basis van welke criteria dit beoordeeld kan worden. De aanname wordt experimenteel getest.

Eerst worden gelijke hoeveelheden zetmeelpasta (1-2 ml) in beide reageerbuizen gegoten met oplossingen van natriumjodide (of kaliumjodide), en vervolgens, na mengen, een paar druppels van een 5-10% oplossing van ijzerchloride. Het is raadzaam om de ijzerchlorideoplossing tegelijkertijd in beide reageerbuizen te gieten. De blauwe kleur komt waarschijnlijker voor in een reageerbuis met een oplossing met een hogere concentratie. In de reageerbuis, waar de concentratie van de oplossing hoger is, is de kans groter dat jodiumionen in contact komen met ijzerionen, en daarom vaker met hen interageren - de reactie verloopt sneller.

De docent laat de verbranding van zwavel in de lucht zien en vraagt ​​leerlingen hoe deze reactie versneld kan worden. Studenten stellen voor om brandende zwavel in zuurstof te plaatsen en dit experiment uit te voeren. Op basis van de analyse van de experimenten wordt een algemene conclusie getrokken: de snelheid van een chemische reactie hangt af van de concentratie van de reagerende stoffen (het aantal ionen of moleculen per volume-eenheid).

We gaan verder met de vraag naar de invloed van het oppervlak van reagerende stoffen op de snelheid van de chemische reactie. De leerlingen herinneren zich reacties waarbij de reagerende stoffen werden gemengd en vermalen: het malen van een mengsel van ammoniak met gebluste kalk, de interactie van kleine stukjes marmer of zink met zoutzuur, de verbranding van verpulverde brandstof in sproeiers, het gebruik van gemalen ertsen bij het smelten van metalen en zwavelpyriet bij de productie van zwavelzuur. De omstandigheden voor het bakken van pyriet bij de productie van zwavelzuur worden in meer detail besproken. Voor de productie van zwaveldioxide wordt gemalen pyriet gebruikt, omdat het sneller brandt dan pyriet dat in grote stukken wordt ingenomen. De verbranding van bestoft pyriet vindt vooral snel plaats als het wordt uitgeworpen met een luchtstroom uit een mondstuk, maar ook als het wordt verbrand in een wervelbed, wanneer het gehele oppervlak van de stukken pyriet in contact komt met lucht.

Er moet rekening mee worden gehouden dat chemische reacties met sterk vermalen brandbare stoffen gepaard kunnen gaan met een explosie. Er zijn bijvoorbeeld suikerstofexplosies geweest in suikerproducerende fabrieken.

Ze concluderen dat hoe meer een vaste stof wordt verpletterd, hoe sneller de chemische reactie waaraan deze deelneemt.

Vervolgens wordt het effect van de temperatuur op de snelheid van een chemische reactie geanalyseerd. Dezelfde hoeveelheid zwavelzuuroplossing wordt in een reageerbuis gegoten met 1/4 van de hyposulfietoplossing; Parallel aan dit experiment worden verwarmde oplossingen van hyposulfiet en zwavelzuur afgevoerd:

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

De tijd totdat de oplossingen troebel worden, wordt genoteerd. De leraar zegt dat wanneer de temperatuur met 10° C stijgt, de snelheid van de meeste reacties 2-3 keer toeneemt.

Op basis van de verworven kennis krijgen studenten de kans om de versnelling van chemische reacties bij verhitting van stoffen uit te leggen.

In deze les is het niet nodig om ervaring met de katalytische effecten van stoffen aan te tonen, aangezien de leerlingen ermee vertrouwd zijn geraakt aan de hand van voorbeelden van de reactie van de ontleding van waterstofperoxide en de oxidatie van zwaveldioxide. Ze vermelden de hen bekende katalytische reacties en geven definities van katalyse en katalysator.

Om de kennis in deze les te consolideren, worden de volgende vragen gesteld:

1. Wat bepaalt de snelheid van een chemische reactie? Geef voorbeelden.
2. Onder welke omstandigheden neemt de snelheid van een chemische reactie toe?
3. Hoe kan men, in het licht van de theorie van elektrolytische dissociatie, verklaren dat de ontwikkeling van waterstof wanneer zink reageert met azijnzuur veel langzamer plaatsvindt dan wanneer zink reageert met zoutzuur?
4. Op welke manieren kun je de reactie tussen zink en zoutzuur versnellen?
5. Waarom laait een splinter die in de lucht smeult op in zuurstof?
6. U heeft twee reageerbuisjes gekregen waarin calciumcarbonaat langzaam reageert met zoutzuur. Probeer de chemische reactie in elke reageerbuis te versnellen met behulp van verschillende technieken.
7. Waarom neemt de snelheid van een chemische reactie toe bij toenemende temperatuur?
8. Welke methoden voor het versnellen van chemische reacties worden gebruikt bij de productie van zwavelzuur?
9. Maak een lijst van de bij jou bekende chemische reacties die door katalysatoren worden versneld.

Bij het bestuderen van de reactie van de ammoniaksynthese komen studenten opnieuw in aanraking met het gebruik van een katalysator, en samen met het consolideren van eerder verworven informatie over katalyse en katalysatoren kan deze kennis enigszins worden ontwikkeld.

De leraar vestigt de aandacht op het feit dat beide reacties - de synthese van ammoniak en de ontleding ervan in stikstof en waterstof - plaatsvinden in de aanwezigheid van dezelfde katalysator - gereduceerd ijzer, wat zowel de voorwaartse als de achterwaartse reacties in dezelfde mate versnelt. Daarom verschuift de katalysator het chemisch evenwicht niet, maar draagt ​​hij alleen bij aan een snellere verwezenlijking van deze toestand. Om te controleren of ze deze bepaling begrijpen, stelt de leraar hen vragen:

1. Is het mogelijk om ammoniak tijdens de productie te produceren uit een mengsel van stikstof en waterstof onder hoge druk en verwarming, maar zonder katalysator? Waarom?
2. De ammoniaksynthesereactie wordt versneld door warmte en een katalysator. Wat is het verschil in de invloed van deze omstandigheden op het chemische evenwicht?

Terwijl hij de leerlingen kennis laat maken met de synthese van ammoniak in de productie, wijst de leraar erop dat de katalysator snel zijn activiteit verliest als de gassen (waterstof en stikstof) niet eerst worden bevrijd van onzuiverheden. Bij dit proces hebben zuurstof, waterdamp, koolmonoxide, waterstofsulfide en andere zwavelverbindingen een giftige werking.

Net als bij de katalytische oxidatie van zwaveldioxide tot trioxide oefent de katalysator tijdens de synthese van ammoniak zijn versnellende werking alleen uit binnen bepaalde temperatuurgrenzen. Bij temperaturen boven 600°C vermindert gereduceerd ijzer zijn katalytische activiteit.

Aan de hand van het voorbeeld van de ammoniaksynthese kunnen we het werkingsmechanisme van de katalysator bekijken. Opgemerkt wordt dat ijzernitride wordt gevormd op het oppervlak van de ijzerkatalysator:

Waterstof reageert met nitride om ammoniak te produceren:

FeN 2 + 3H 2 → Fe + 2NH 3.

Vervolgens wordt het proces herhaald.

De reacties van de vorming van ijzernitride en de interactie ervan met waterstof verlopen zeer snel.

Bij het bestuderen van de reacties van ammoniakoxidatie, na het demonstreren van experimenten met de verbranding van ammoniak in zuurstof en de katalytische oxidatie van ammoniak, wordt de aandacht van studenten gevestigd op het feit dat de uitgangsstoffen in deze twee gevallen hetzelfde zijn genomen, maar afhankelijk van de omstandigheden (gebruik van een katalysator) worden verschillende producten verkregen.

Ammoniakoxidatie kan optreden bij de vorming van verschillende stoffen volgens de vergelijkingen:

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.

De katalysator, platina, versnelt alleen de laatste van deze reacties. Daarom is het met behulp van een katalysator mogelijk om de interactie van ammoniak en zuurstof in de gewenste richting te sturen. Dit vindt toepassing bij de chemische productie bij de productie van salpeterzuur.

Het vormen van het concept van chemische productie in graad IX biedt geweldige mogelijkheden om studenten kennis te laten maken met de praktische controle van de snelheid van chemische reacties in chemische fabrieken.

Gebaseerd op de generalisatie van kennis over eerder bestudeerde productie (zoutzuur, zwavelzuur, salpeterzuur, ammoniak), vormt de leraar bij studenten het concept van de beste omstandigheden voor het uitvoeren van chemische reacties in de productie: het gebruik van optimale temperaturen, het verhogen van de concentratie van reagerende stoffen, het vergroten van het contactoppervlak van reagerende stoffen, en het gebruik van katalysatoren. Hierna wordt de leerlingen, om de omstandigheden te identificeren die het gebruik van elke voorwaarde beperken, de vraag gesteld: "Is het mogelijk om de temperatuur voor onbepaalde tijd te verhogen om chemische reacties in de productie te versnellen?" Ze ontdekken dat sterke verhitting het chemisch evenwicht in een ongewenste richting kan verschuiven en, in het geval van het gebruik van een katalysator, de activiteit ervan kan verminderen. Hiermee rekening houdend, wordt bij de productie niet met maximale, maar met optimale temperaturen gewerkt.

Andere omstandigheden voor het uitvoeren van chemische reacties tijdens de productie worden op dezelfde manier geanalyseerd.

De studie van nieuw feitelijk materiaal in de chemie in de klassen IX-X wordt gebruikt om de kennis over de snelheid van chemische reacties verder te consolideren.

Bij het bestuderen van de eigenschappen van witte fosfor zegt de leraar dat de gloed van witte fosfor in het donker duidt op de langzame oxidatie ervan in de lucht. Vervolgens bekijken we onder welke omstandigheden de oxidatie van witte fosfor kan worden versneld. Het verwarmen, vermalen van fosfor en het gebruik van zuurstof versnellen feitelijk de oxidatie van fosfor, waardoor het opvlamt.

Studenten gebruiken kennis over manieren om chemische processen te versnellen om de omstandigheden voor de vorming van superfosfaat te voorspellen. Ze zeggen dat de reactie tussen tertiair calciumfosfaat en zwavelzuur kan worden versneld door het calciumfosfaat te verwarmen, te malen, te roeren en de concentratie zwavelzuur te verhogen. De leraar vat samen wat er is gezegd en voegt dat toe

Bij deze productie wordt weliswaar gebruik gemaakt van verwarming, maar hiervoor gebruiken ze de warmte die vrijkomt bij de reactie zelf, wanneer gemalen tertiair calciumfosfaat grondig wordt gemengd met zwavelzuur.

Als studenten organische stoffen bestuderen, komen ze veel processen tegen waarbij katalysatoren betrokken zijn, bijvoorbeeld de productie van vliegtuigbenzine, rubber en aromatische koolwaterstoffen.

We kunnen de rol van zwavelzuur bij de hydratatie van ethyleen overwegen. In de aanwezigheid van zwavelzuur vinden, in plaats van de langzame reactie van het toevoegen van water aan ethyleen (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH), de volgende processen snel na elkaar plaats: 1) zwavelzuur voegt zich toe aan ethyleen , waarbij zwavelzuurethylether wordt gevormd:

2) ethylzwavelether ondergaat verzeping om ethylalcohol en zwavelzuur te vormen.

Na het afdestilleren van de alcohol verschijnt zwavelzuur in dezelfde hoeveelheid, maar het nam deel aan de vorming van het tussenproduct. Bij het huiswerk onderzoeken de leerlingen zelfstandig andere voorbeelden van de katalytische werking van zwavelzuur (vorming van ethyleen en ethylether uit ethylalcohol).

Dezelfde stoffen met dezelfde katalysator, maar bij verschillende temperaturen, reageren om verschillende producten te vormen. Dit moet worden benadrukt wanneer u vertrouwd raakt met de eigenschappen van alcoholen.

De interactie van koolmonoxide met waterstof laat zien dat met verschillende katalysatoren uit dezelfde stoffen verschillende organische producten kunnen worden verkregen. Deze interactie kan leiden tot de vorming van methylalcohol, koolwaterstoffen of hogere alcoholen. De gewenste richting van interactie van stoffen wordt bereikt door het gebruik van een katalysator die de overeenkomstige reactie versnelt, maar geen significant effect heeft op anderen. Om de reactie van de vorming van methylalcohol te versnellen, wordt een mengsel van chroomoxiden en zinkoxide als katalysator gebruikt.

Na het bestuderen van koolwaterstoffen en zuurstofhoudende organische verbindingen om de kennis te generaliseren, krijgen de leerlingen een taak aangeboden voor zelfstandig werk in de klas of thuis: selecteer uit die en die sectie van het leerboek alle gevallen van katalytische reacties, en elke leerling krijgt alleen die een deel van het leerboekmateriaal dat hij in de toegewezen tijd kan bekijken.

Bij het analyseren van industriële methoden voor de productie van organische stoffen is het nuttig om de aandacht van leerlingen te vestigen op het feit dat ze om de snelheid van chemische reacties te controleren dezelfde technieken gebruiken die worden gebruikt bij de productie van anorganische stoffen.

13. Periodiek recht D.I. Mendelejev. Periodiciteit in veranderingen in verschillende eigenschappen van elementen (ionisatiepotentieel, elektronenaffiniteiten, atoomstralen, enz.)

14. Overeenkomsten en verschillen in de chemische eigenschappen van elementen van de hoofd- en secundaire subgroepen in verband met de elektronische structuur van het atoom.

15. Chemische binding. Soorten chemische bindingen. Energie- en geometrische kenmerken van de verbinding

16. De aard van chemische bindingen. Energie-effecten tijdens het proces van vorming van chemische bindingen

17. Basisprincipes van de zonmethode. Uitwisselings- en donor-acceptormechanismen voor de vorming van covalente bindingen

18. Valentiemogelijkheden van atomen van elementen in de grond en aangeslagen toestanden

20. Verzadiging van covalente bindingen. Het concept van valentie.

21. Polariteit van een covalente binding. Theorie van hybridisatie. Soorten hybridisatie. Voorbeelden.

22. Polariteit van een covalente binding. Dipoolmoment.

23. Voor- en nadelen van de hele methode.

24. Methode van moleculaire orbitalen. Basisconcepten.

26. Ionische binding als grensgeval van een covalente polaire binding. Eigenschappen van ionische bindingen. Belangrijkste soorten kristalroosters voor verbindingen met ionische bindingen.

27. Metalen verbinding. Eigenaardigheden. Elementen van de bandtheorie om de kenmerken van metaalbinding te verklaren.

28. Intermoleculaire interactie. Oriëntatie-, inductie- en dispersie-effecten.

29. Waterstofbinding.

30. Basistypen kristalroosters. Kenmerken van elk type.

31. Wetten van thermochemie. Gevolgen van de wetten van Hess.

32. Het concept van interne energie van een systeem, enthalpie en entropie

33. Gibbs-energie, zijn relatie met enthalpie en entropie. Verandering in Gibbs-energie in spontane processen.

34. Snelheid van chemische reacties. Wet van massa-actie voor homogene en heterogene reacties. De essentie van de snelheidsconstante. Orde en moleculaire aard van de reactie.

35. Factoren die de snelheid van een chemische reactie beïnvloeden

36. De invloed van temperatuur op de snelheid van chemische reacties. De regel van Van't Hoff. Activeringsenergie. Arrhenius-vergelijking.

37. Kenmerken van het verloop van heterogene reacties. De invloed van diffusie en de mate van discretie van materie.

38. De invloed van een katalysator op de snelheid van chemische reacties. Redenen voor de invloed van de katalysator.

39. Omkeerbare processen. Chemisch evenwicht. Evenwichtsconstante.

41. Bepaling van de oplossing. Fysisch-chemische processen tijdens de vorming van oplossingen. Veranderingen in enthalpie en entropie tijdens oplossing.

42. Methoden om de concentratie van oplossingen uit te drukken.

43. De wet van Raoult

44. Osmose. Osmotische druk. De wet van Van't Hoff.

45. Elektrolytoplossingen. Sterke en zwakke elektrolyten. Mate van elektrolytische dissociatie. Isotone coëfficiënt.

47. Reactie in elektrolytoplossingen, hun richting. Verschuiving van ionische evenwichten.

48. Ionisch product van water. Waterstofindex als chemisch kenmerk van een oplossing.

49. Heterogene evenwichten in elektrolytoplossingen. Oplosbaarheidsproduct

50. Hydrolyse van zouten, de afhankelijkheid ervan van temperatuur, verdunning en de aard van zouten (drie typische gevallen). Hydrolyse constante. Praktische betekenis bij metaalcorrosieprocessen.

51. Chemisch evenwicht op het grensvlak van metaal en oplossing. Elektrische dubbellaags. Potentiële sprong. Waterstof referentie-elektrode. Een reeks standaard elektrodepotentialen.

52. Afhankelijkheid van de elektrodepotentiaal van de aard van de stoffen, temperatuur en concentratie van de oplossing. De formule van Nernst.

53. Galvanische cellen. Processen op elektroden. Emf van een galvanische cel.

56. Elektrolyse van oplossingen en smeltingen. Volgorde van elektrodeprocessen. Overspanning en polarisatie.

57. Interactie van metalen met zuren en alkaliën.

58. Corrosie van metalen in zoutoplossingen.

59. Toepassing van elektrolyse in de industrie.

61. Methoden voor het bestrijden van corrosie.

38. De invloed van een katalysator op de snelheid van chemische reacties. Redenen voor de invloed van de katalysator.

Stoffen die niet worden geconsumeerd als gevolg van een reactie, maar de snelheid ervan beïnvloeden, worden katalysatoren genoemd. Katalysatoren die de reactiesnelheid verlagen, worden remmers genoemd. Het effect dat katalysatoren hebben op chemische reacties wordt genoemd katalyse .

39. Omkeerbare processen. Chemisch evenwicht. Evenwichtsconstante.

De essentie van katalyse is dat in de aanwezigheid van een katalysator het pad waarlangs de totale reactie verloopt verandert, andere overgangstoestanden met verschillende activeringsenergieën worden gevormd, en daarom verandert ook de snelheid van de chemische reactie. Er zijn homogene en heterogene katalyse. Bij heterogene katalyse vindt de reactie plaats op het oppervlak van de katalysator. Hieruit volgt dat de activiteit van de katalysator afhangt van de grootte en eigenschappen van het oppervlak. Om een ​​groot oppervlak te hebben, moet de katalysator een poreuze structuur hebben of zich in een sterk gefragmenteerde toestand bevinden. Katalysatoren onderscheiden zich door selectiviteit: ze werken selectief op processen en sturen deze in een bepaalde richting. Negatieve katalyse wordt gebruikt om corrosie te vertragen. Reacties die slechts in één richting verlopen en eindigen met de volledige omzetting van de initiële reactanten in de uiteindelijke stoffen worden genoemd . onomkeerbaar.

Omkeerbare reacties verlopen niet tot voltooiing: geen van de reactanten wordt volledig verbruikt. Omkeerbare processen: in eerste instantie, bij het mengen van de uitgangsstoffen, is de snelheid van de voorwaartse reactie hoog en de snelheid van de omgekeerde reactie nul. Naarmate de reactie vordert, worden de uitgangsmaterialen verbruikt en dalen hun concentraties, wat resulteert in een afname van de reactiesnelheid.<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).

Tegelijkertijd verschijnen er reactieproducten waarvan de concentratie toeneemt, en dienovereenkomstig neemt de snelheid van de omgekeerde reactie toe. Wanneer de snelheden van de voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk worden, ontstaat er een chemisch evenwicht. Het wordt dynamisch evenwicht genoemd, omdat er voorwaartse en achterwaartse reacties optreden, maar vanwege dezelfde snelheden zijn veranderingen in het systeem niet merkbaar..

Een kwantitatief kenmerk van chemisch evenwicht is een waarde die de chemische evenwichtsconstante wordt genoemd. Bij evenwicht zijn de snelheden van de voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk, terwijl constante concentraties van de uitgangsstoffen en reactieproducten, evenwichtsconcentraties genoemd, in het systeem worden vastgesteld. Voor 2CO + O 2 = 2CO 2 kan de evenwichtsconstante worden berekend met behulp van de vergelijking: De numerieke waarde van de evenwichtsconstante karakteriseert, in eerste benadering, de opbrengst van een gegeven reactie. De opbrengst van een reactie is de verhouding tussen de hoeveelheid verkregen stof en de hoeveelheid die zou worden verkregen als de reactie volledig zou verlopen. K >>1 reactieopbrengst is hoog, K

40. De invloed van verschillende factoren op de verplaatsing van het evenwicht. Het principe van Le Chatelier Als het systeem in evenwicht is, zal het daarin blijven zolang de externe omstandigheden constant blijven.

Het proces van het veranderen van omstandigheden die het evenwicht beïnvloeden, wordt een evenwichtsverschuiving genoemd. Het principe van Le

: Indien aan syst. vinden. in evenwicht is om een ​​externe invloed uit te oefenen, dan het systeem van verandering.

op een manier die deze impact compenseert.

Katalysatoren zijn stoffen die een chemische reactie kunnen versnellen, maar de katalysatoren zelf worden niet verbruikt bij de chemische reactie. Het is vastgesteld dat katalysatoren het mechanisme van een chemische reactie veranderen. In dit geval ontstaan ​​andere, nieuwe overgangstoestanden, gekenmerkt door een lagere energiebarrièrehoogte. Onder invloed van de katalysator neemt het dus af

activeringsenergie van het proces (Fig. 3). Door verschillende soorten interacties aan te gaan met tussendeeltjes blijven de katalysatoren aan het einde van de reactie in onveranderde hoeveelheden achter. Katalysatoren werken alleen op thermodynamisch toegestane reacties. De katalysator kan geen reactie veroorzaken omdat heeft geen invloed op de drijvende krachten ervan. De katalysator heeft geen invloed op de chemische evenwichtsconstante, omdat vermindert in gelijke mate de activeringsenergie van zowel voorwaartse als achterwaartse reacties.

Fig.3 Energiediagram van de reactie A + B = AB a) zonder katalysator en b) in aanwezigheid van een katalysator. Ea is de activeringsenergie van een niet-katalytische reactie; Ea 1 en Ea 2 - activeringsenergie van de katalytische reactie; AA is een tussenproduct reactieve verbinding van de katalysator met een van de reagentia; AK, AK...B – geactiveerde complexen van de katalytische reactie; A…B - geactiveerd complex van een niet-katalytische reactie; ∆E cat. – afname van de activeringsenergie onder invloed van de katalysator.

Er zijn homogene en heterogene katalyse. In het eerste geval bevindt de katalysator zich in dezelfde fase als de reagentia, en in het tweede geval is de katalysator een vaste stof op het oppervlak waarvan een chemische reactie tussen de reagentia plaatsvindt.

Chemisch evenwicht

Chemische reacties zijn meestal verdeeld in omkeerbaar en onomkeerbaar. Onomkeerbare chemische reacties gaan door totdat ten minste één van de uitgangsstoffen volledig is verbruikt, d.w.z. De reactieproducten hebben helemaal geen interactie met elkaar, of vormen stoffen die verschillen van de oorspronkelijke. Dergelijke reacties zijn er zeer weinig. Bijvoorbeeld:

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

In elektrolytoplossingen worden reacties die optreden bij de vorming van neerslag, gassen en zwakke elektrolyten (water, complexe verbindingen) als vrijwel onomkeerbaar beschouwd.

De meeste chemische reacties zijn omkeerbaar, d.w.z. ze gaan zowel vooruit als achteruit. Dit wordt mogelijk wanneer de activeringsenergieën van de directe en omgekeerde processen enigszins van elkaar verschillen, en de reactieproducten kunnen transformeren in de uitgangsstoffen. De HI-synthesereactie is bijvoorbeeld een typisch omkeerbare reactie:

H 2(g) +I 2(g) ⇄ 2HI (g)

De wet van massale actie (uitdrukking van de reactiesnelheid) voor respectievelijk directe en omgekeerde processen zal de vorm hebben: = ∙ ; = 2

Op een bepaald moment doet zich een toestand voor waarin de snelheid van voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk wordt = (Afb. 4).

Fig. 4 Verandering in de snelheid van voorwaartse (en achterwaartse (reacties) in de loop van de tijd t

Deze toestand wordt chemisch evenwicht genoemd. Het is dynamisch (bewegend) van aard en kan in de ene of de andere richting verschuiven, afhankelijk van veranderingen in externe omstandigheden. Vanaf het evenwichtsmoment veranderen, onder constante externe omstandigheden, de concentraties van de uitgangsstoffen en reactieproducten niet in de tijd. De concentraties van reagentia die overeenkomen met de evenwichtstoestand worden genoemd evenwicht. Om de evenwichtsconcentratie van een reagens te bepalen, is het noodzakelijk om van de initiële concentratie de hoeveelheid stof af te trekken die heeft gereageerd op het moment dat de evenwichtstoestand optreedt: MET gelijkwaardig = C ref. - MET pro-reactor. Het aantal reactanten dat aan de reactie deelnam en daaruit werd gevormd op het moment dat de producten in evenwicht waren, is evenredig met de stoichiometrische coëfficiënten in de reactievergelijking.

Een evenwichtstoestand onder constante externe omstandigheden kan voor onbepaalde tijd bestaan. In een staat van evenwicht

∙ = [ 2 , vandaar / [= 2 / ∙ .

Bij een constante temperatuur zijn de snelheidsconstanten van de voorwaartse en achterwaartse processen constante waarden.

De verhouding tussen twee constanten is tevens de waarde van de constante K= / en wordt genoemd chemische evenwichtsconstante. Het kan worden uitgedrukt

hetzij door de concentraties van de reactanten = , hetzij door hun partiële druk , als de reactie plaatsvindt met de deelname van gassen.

In het algemene geval is voor de reactie aA+bB+ …⇄cC+dD+ …de chemische evenwichtsconstante gelijk aan de verhouding van het product van de concentraties van de reactieproducten tot het product van de concentraties van de uitgangsstoffen in machten gelijk aan hun stoichiometrische coëfficiënten.

De chemische evenwichtsconstante is niet afhankelijk van het pad van het proces en bepaalt de diepte van het optreden ervan tegen de tijd dat de evenwichtstoestand wordt bereikt. Hoe groter deze waarde, hoe groter de mate van omzetting van reactanten in producten.

De chemische evenwichtsconstante, evenals de reactiesnelheidsconstanten, zijn alleen functies van de temperatuur en de aard van de reagerende stoffen en zijn niet afhankelijk van hun concentratie.

Voor heterogene processen wordt de concentratie van vaste stoffen niet meegenomen in de uitdrukking van de reactiesnelheid en de chemische evenwichtsconstante, omdat de reactie vindt plaats op het oppervlak van de vaste fase, waarvan de concentratie in de loop van de tijd constant blijft. Voor een reactie bijvoorbeeld:

FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO 2 (g)

de uitdrukking voor de evenwichtsconstante zal zijn:

K p en K c zijn gerelateerd door de relatie K P = K C (RT) ∆ N, waarbijn=n vervolg. -n grondstoffen – verandering in het aantal mol gasvormig stoffen tijdens de reactie. Voor deze reactie geldt K p = K c, aangezien n van gasvormige stoffen nul is.

Waarom verhogen katalysatoren de snelheid van een chemische reactie? Het blijkt dat ze volledig in overeenstemming met de populaire wijsheid handelen: “Een slim persoon zal geen berg beklimmen, een slim persoon zal rond een berg lopen.” Om stoffen te laten interageren, moeten hun deeltjes (moleculen, atomen, ionen) een bepaalde energie krijgen, genaamd activeringsenergie (Fig. 13, a). Katalysatoren verlagen deze energie door te combineren met een van de reagerende stoffen en deze langs een “energieberg” te verplaatsen om een ​​andere stof met minder energie te ontmoeten. Daarom verlopen chemische reacties in aanwezigheid van een katalysator niet alleen sneller, maar ook bij een lagere temperatuur, wat de kosten van productieprocessen verlaagt.

Rijst. 13.
Energiediagrammen van katalytische reacties met behulp van een conventionele (a) en selectieve (b) katalysator

En niet alleen. Het gebruik van katalysatoren kan ertoe leiden dat dezelfde stoffen verschillend reageren, dat wil zeggen tot de vorming van verschillende producten (Fig. 13, b). Ammoniak wordt bijvoorbeeld door zuurstof geoxideerd tot stikstof en water, en in aanwezigheid van een katalysator - tot stikstofoxide (II) en water (schrijf de reactievergelijkingen op en overweeg de processen van oxidatie en reductie).

Het proces van het veranderen van de snelheid van een chemische reactie of het pad waarlangs deze plaatsvindt, wordt katalyse genoemd. Net als reacties zijn er homogene en heterogene soorten katalyse. Wanneer enzymen worden gebruikt, wordt katalyse enzymatisch genoemd. Dit type katalyse is bij de mens al sinds de oudheid bekend. Dankzij de enzymatische afbraak van organische stoffen leerde de mens brood bakken, bier brouwen en wijn en kaas maken (fig. 14).

Rijst. 14.
Sinds de oudheid maakt de mens gebruik van katalyse, die optreedt bij het bakken van brood, het brouwen van bier, het maken van wijn en het maken van kaas

De meest bekende enzymen in het dagelijks leven zijn die in waspoeders. Hiermee verwijder je vlekken en nare geurtjes uit je wasgoed.

Laten we katalysatoren eens nader bekijken met behulp van een chemisch experiment.

Waterstofperoxide (in het dagelijks leven wordt het vaak waterstofperoxide genoemd) is een noodzakelijk medicijn in elk medicijnkastje thuis (fig. 15).

Rijst. 15.
Waterstofperoxide oplossing

De vervaldatum moet op de verpakking van dit medicijn worden vermeld, omdat het tijdens opslag ontleedt:

Onder normale omstandigheden verloopt dit proces echter zo langzaam dat we het vrijkomen van zuurstof niet merken, en alleen door een fles te openen waarin waterstofperoxide lange tijd is opgeslagen, kunnen we merken hoe er een beetje gas uit vrijkomt. Hoe dit proces te versnellen? Laten we een laboratoriumexperiment uitvoeren.

Laboratoriumexperiment nr. 9 Ontleding van waterstofperoxide met behulp van mangaan(IV)oxide

Laboratoriumexperiment nr. 10
Detectie van catalase in voedingsproducten

Katalysatoren maken niet alleen productieprocessen zuiniger, maar leveren ook een belangrijke bijdrage aan de bescherming van het milieu. Moderne personenauto's zijn dus uitgerust met een katalytisch apparaat, waarin zich keramische cellulaire katalysatordragers bevinden (platina en rhodium). Als ze er doorheen gaan, worden schadelijke stoffen (koolstofoxiden, stikstofoxiden, onverbrande benzine) omgezet in kooldioxide, stikstof en water (Fig. 16).

Rijst. 16.
De katalysator van een auto die stikstofoxiden uit de uitlaatgassen omzet in onschadelijke stikstof.

Voor chemische reacties zijn echter niet alleen katalysatoren die de reactie versnellen van belang, maar ook stoffen die deze kunnen vertragen. Dergelijke stoffen worden remmers genoemd. De bekendste zijn metaalcorrosieremmers.

Laboratoriumexperiment nr. 11
Remming van de interactie van zuren met metalen door methenamine

In de woordenschat van een gewoon mens zijn er vaak woorden die zijn ontleend aan de chemie. Bijvoorbeeld antioxidanten of antioxidanten. Wat zijn stoffen die antioxidanten worden genoemd? Je hebt waarschijnlijk gemerkt dat als je boter lange tijd bewaart, deze van kleur en smaak verandert en een onaangename geur krijgt - hij oxideert in de lucht. Om te voorkomen dat voedselproducten bederven, worden er antioxidanten aan toegevoegd. Ze spelen ook een belangrijke rol bij het behoud van de menselijke gezondheid, omdat er ook in zijn lichaam ongewenste oxidatieprocessen plaatsvinden, waardoor iemand ziek wordt, moe wordt en sneller veroudert. Het menselijk lichaam ontvangt antioxidanten door voedsel te eten dat bijvoorbeeld caroteen (vitamine A) en vitamine E bevat (fig. 17).

Rijst. 17.
Antioxidanten: a - β-caroteen; b-vitamine E

De snelheid van een chemische reactie kan dus worden gecontroleerd met behulp van katalysatoren en remmers, veranderingen in temperatuur, concentratie van reagerende stoffen, druk (voor homogene gasreacties) en contactoppervlak van reagerende stoffen (voor heterogene processen). En natuurlijk hangt de snelheid van chemische reacties af van de aard van de reactanten.

Nieuwe woorden en concepten

1. Katalysatoren.
2. Enzymen.
3. Katalyse (homogeen, heterogeen, enzymatisch).
4. remmers.
5. Antioxidanten.

Opdrachten voor zelfstandig werk

1. Wat zijn katalysatoren? Welke rol spelen ze bij chemische reacties? Waarom versnellen katalysatoren chemische reacties?
2. Welke rol speelde enzymatische katalyse in de geschiedenis van de menselijke beschaving?
3. Bereid een rapport voor over de rol van katalysatoren in de moderne productie.
4. Bereid een rapport voor over de rol van remmers in de moderne productie.
5. Bereid een rapport voor over de rol van antioxidanten in de geneeskunde en de voedingsindustrie.