6.5. Катализаторы и каталитические системы

Одним из наиболее распространенных в химической практике ме­тодов ускорения химических реакций является катализ.В присутст­вии катализатора изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, а потому изменяется ее скорость.Катализаторы- это вещества, изменяющие скорость реакции за счет участия в промежу­точном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но вос­станавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав. Увеличение скорости катализируемой реакции связано с меньшей энергией активации нового пути реак­ции.

Изменение скорости катализируемой реакции за счет снижения энергии активации ее отдельных стадий можно рассмотреть на сле­дующем примере. Допустим, между веществами АиВвозможно взаи­модействие с образованием соединенияАВ(∆ G < 0):

А + В → А…В → АВ

активный

комплекс

Но в силу высокой энергии активации эта реакция протекает с очень малой, практически равной нулю скоростью. Пусть, с другой стороны, найдено такое третье вещество К(катализатор), которое легко вступает во взаимодействие сА(в силу другой природы реагирующих веществ, а следовательно, другой, меньшей, энергии активации), образуя соединениеАК:

А + K → А…K → АK

активный

комплекс

Соединение же АКлегко взаимодействует с веществомВ(опять-таки в силу иной природы веществ и малой энергии активации), образуя веществаАВиК:

B + АK → B…АK → АB + K

активный

комплекс

Суммируя два последних уравне­ния, получим

А + В = АВ

т.е. в результате реакции катализатор остался без изменения.

На рис. 56 показана энергетическая диаграмма хода реакции в отсутствие (кривая 1) и в присутствии (кривая2) катализатора. Как видно на рис. 56, в присут­ствии катализатора энергия акти­вации реакции снижается на вели­чину∆ E_кат.

Рис. 56. Энергетическая схема хода реакции

в отсутствие и в присутствии катализатора.

∆ E_кат – снижение энергии активации

под влиянием катализатора

Влияние катализатора на снижение энергии активации процесса E_актможно проиллюстрировать следующими данными для реакции распада иодида водорода:

2Н1 = Н₂ + 1₂

E акт, кдж

Без катализатора 168

Катализатор Аu105

Катализатор Pt59

Поскольку в выражении константы скорости реакции

k = Ze e

энергия активации входит в отрицательный показатель степени, то даже небольшое уменьшение энергии активации вызывает очень большое увеличение скорости реакции. Так, для рассматриваемой реакции уменьшение энергии активации на 40кджсоответствует повышению скорости реакции при500° Кв 30000 раз.

В ряде реакций катализатор поставляет свободные радикалы, бла­годаря чему реакция протекает по цепному механизму. Так, реакция окисления СОкислородом

2СО + О₂ = 2СO₂

в значительной степени ускоряется в присутствии паров воды, что вызвано развитием цепей с участием свободных радикалов ОНиН:

·ОН + CO = CO₂ + ·Н

·Н + O₂ = ·ОН + ·O∙

CO + ·O∙=CO₂

Каталитические реакции очень разнообразны. Во многих реакциях каталитическое влияние проявляется в скрытой форме. Сюда, прежде всего, относятся реакции в растворах. Поляризация, диссоциация и ионизация веществ в растворах - виды активации веществ, происходящей под действием растворителя, который, оче­видно, играет в этом случае роль катализатора. Большое влияние на скорость и направление процессов оказывают ионы OHиОН^-.

В зависимости от агрегатного состояния катализатора и реагирую­щих веществ различают катализ гомогенныйигетерогенный.Приме­рами гомогенного катализа являются реакции окисленияСО(в газо­вой фазе в присутствии паров воды) иH₂SO₃(в растворе в присутствии растворенных оксидов азота) кислородом, а также действие разнооб­разных ферментов в биологических процессах. Гетерогенно-каталитическими являются процессы синтеза аммиака (катализатор железо), окисленияSO₂доSO₃(катализатор платина или оксид ванадия) и т. д.