Каталізаторами називають речовини, здатні прискорювати хімічну реакцію, при цьому самі каталізатори хімічної реакціїне витрачаються. Встановлено, що каталізатори змінюють механізм хімічної реакції. При цьому виникають інші нові перехідні стани, що характеризуються меншою висотою енергетичного бар'єру. Таким чином, під дією каталізатора знижується
енергія активації процесу (рис.3). Вступаючи у різного роду взаємодії з проміжними частинками, каталізатори після закінчення реакції залишаються у незмінному кількості. Каталізатори діють лише на термодинамічно дозволені реакції. Каталізатор неспроможна викликати реакцію, т.к. не впливає на неї рушійні сили. Каталізатор впливає константу хімічного рівноваги, т.к. в рівного ступенязменшує енергію активації і прямої, і зворотної реакцій.
Рис.3 Енергетична діаграма перебігу реакції А + В = АВ а) без каталізатора та б) у присутності каталізатора. Еа – енергія активації некаталітичної реакції; Еа 1 та Еа 2 - енергія активації каталітичної реакції; АК - проміжне реакційноз'єднання каталізатора з одним з реагентів; А…К, АК…В – активовані комплекси каталітичної реакції; А…В – активований комплекс некаталітичної реакції; ∆Е кат. - Зниження енергії активації під впливом каталізатора.
Розрізняють гомогенний та гетерогенний каталіз. У першому випадку каталізатор знаходиться в одній фазі з реагентами, а в другому каталізатором є тверда речовина, на поверхні якої йде хімічна реакція між реагентами.
Хімічні реакції прийнято поділяти на оборотні та незворотні. Необоротні хімічні реакції протікають до витрачання хоча б однієї з вихідних речовин, тобто. продукти реакції або зовсім не вступають у взаємодію один з одним, або утворюють речовини, відмінні від вихідних. Таких реакцій дуже мало. Наприклад:
2KСlO 3 (тв) = 2KCl (тв) + 3О 2(г)
У розчинах електролітів практично незворотними вважаються реакції, що йдуть з утворенням опадів, газів та слабких електролітів (вода, комплексні сполуки).
Більшість хімічних реакцій є оборотними, тобто. вони йдуть як у прямому, так і у зворотному напрямку. Це стає можливим, коли енергії активації прямого та зворотного процесів відрізняються один від одного незначно, а продукти реакції здатні перетворюватися на вихідні речовини. Наприклад, реакція синтезу HI є типово оборотною реакцією:
H 2(г) +I 2(г) ⇄ 2HI (г)
Закон діючих мас (вираз швидкості реакції) для прямого та зворотного процесів відповідно матиме вигляд: = ∙ ; 
= 2
У якийсь момент часу настає стан, коли швидкості прямої та зворотної реакцій стають рівними = (Рис.4).
Рис.4Зміна швидкостей прямої (і зворотної (реакцій з часом t
Цей стан називається хімічною рівновагою. Воно носить динамічний (рухливий) характер і може зрушуватися в той чи інший бік залежно від зміни зовнішніх умов. Починаючи з рівноваги, за постійних зовнішніх умов концентрації вихідних речовин і продуктів реакції не змінюються з часом. Концентрації реагентів, що відповідають стану рівноваги, називаються рівноважними. Для визначення рівноважної концентрації реагенту необхідно від його початкової концентрації відняти кількість речовини, що прореагувала на момент настання рівноважного стану: З рівн. = З вих. - З прореагір. Кількість реагентів, що вступили в реакцію та утворилися з них на момент рівноваги продуктів, пропорційні стехіометричним коефіцієнтам рівняння реакції.
Стан рівноваги за незмінних зовнішніх умов може існувати як завгодно довго. У стані рівноваги
∙ = [ 2 , звідки / [= 2 / ∙ .
При постійній температурі константи швидкостей прямого та зворотного процесу є величинами постійними.
Відношення двох констант є також величиною постійної K = / і називається константа хімічної рівноваги. Вона може бути виражена
або через концентрації реагентів = , або через їх парціальний тиск 
якщо реакція протікає за участю газів.
У випадку для реакції aA+bB+ …⇄cC+dD+ …константа хімічної рівноваги дорівнює відношенню добутку концентрацій продуктів реакції до добутку концентрацій вихідних речовин у ступенях, рівних їх стехиометрическим коефіцієнтам .
Константа хімічної рівноваги залежить від шляху протікання процесу визначає глибину його протікання на момент досягнення рівноважного стану. Чим більша ця величина, тим більший ступінь перетворення реагентів на продукти.
Константа хімічної рівноваги, як і константи швидкостей реакцій, є функціями лише температури та природи реагуючих речовин і залежить від їх концентрації.
Для гетерогенних процесів концентрація твердих речовин у вираз швидкості реакції та константи хімічної рівноваги не включається, т.к. реакція протікає на поверхні твердої фази, концентрація якої залишається постійною. Наприклад, для реакції:
FeO (тв) +CO (г) ⇄ Fe (тв) +CO 2(г)
вираз константи рівноваги матиме вигляд:
К р і К зв'язані співвідношенням K p = K c (RT) ∆ n, де n=n прод. -n вих.речовин – зміна числа молей газоподібнихречовин у ході реакції. Для даної реакції К р = К с, т.к. газоподібних речовин дорівнює нулю.
Речовини, які не витрачаються в результаті протікання реакції, але що впливають на її швидкість, називаються каталізаторами. Каталізатори, що зменшують швидкість реакції, називаються інгібіторами. Вплив, що надається каталізаторами на хімічні реакції, називається каталізом . Сутність каталізу полягає в тому, що в присутності каталізатора змінюється шлях, яким проходить сумарна реакція, утворюються інші перехідні стани з іншими енергіями активації, а тому змінюється і швидкість хімічної реакції. Розрізняють гомогенний та гетерогенний каталіз. При гетерогенному каталіз реакція протікає на поверхні каталізатора. Звідси випливає, що активність каталізатора залежить від величини та властивостей його поверхні. Для того щоб мати велику поверхню, каталізатор повинен мати пористу структуру або перебувати в сильно роздробленому стані. Каталізатори відрізняються селективністю: вони діють на процеси вибірково, спрямовуючи їх у певний бік. Негативний каталіз використовується для уповільнення корозії.
Реакції, які протікають тільки в одному напрямку та завершуються повним перетворенням вихідних реагуючих речовин на кінцеві речовини, називаються незворотними. 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . Оборотниминазиваються такі реакції, які одночасно протікають у двох взаємно протилежних напрямках. 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
Оборотні реакції протікають не до кінця: жодна з реагуючих речовин не витрачається повністю. Оборотні процеси: спочатку, при змішуванні вихідних речовин, швидкість прямої реакції велика, а швидкість зворотної дорівнює нулю. У міру перебігу реакції вихідні речовини витрачаються та їх концентрації падають, внаслідок чого зменшується швидкість реакції. Одночасно з'являються продукти реакції, концентрація яких зростає, і, відповідно, зростає швидкість зворотної реакції. Коли швидкості прямої та зворотної реакції стають однаковими, настає хімічна рівновага. Його називають динамічною рівновагою, тому що пряма та зворотна реакції протікають, але через однакові швидкості, змін у системі не помітно. Кількісною характеристикоюхімічної рівноваги служить величина, яка називається константою хімічної рівноваги. При рівновазі швидкості прямої та зворотної реакції рівні, при цьому в системі встановлюються постійні концентрації вихідних речовин та продуктів реакції, які називаються рівноважними концентраціями. Для 2CO + O 2 = 2CO 2 константа рівноваги можна розрахувати за рівнянням: Чисельне значення константи рівноваги у першому наближенні характеризує вихід цієї реакції. Виходом реакції називається відношення кількості одержуваної речовини до тієї його кількості, яка б вийшла при протіканні реакції до кінця. K>>1 вихід реакції великий, K><10-6). В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в наиболее подвижной фазе. Катализатор не влияет на константу равновесия. Он может только ускорить наступление равновесия. K=e^(-ΔG/RT).
40. Вплив різних чинників усунення рівноваги. Принцип Ле-Шательє.
Якщо система перебуває у рівновазі, вона перебуватиме у ньому до того часу, поки зовнішні умови зберігаються постійними. Процес зміни будь-яких умов, які впливають рівновагу, називається усуненням рівноваги.
Принцип Ле: Якщо на сист знахід. у рівновазі надати зовнішнє вплив, то система зрад. таким чином, щоб компенсувати цей вплив.
Наслідки: 1) У разі збільшення температ. рівновагу зміщ. на користь ендотермічної реакції.
2) При збільшенні тиску рівновагу зміщ. у бік меншого об'єму(або меншої кількості молей)
3) При збільшенні концентрації однієї з вихідних речовин рівновага зміщується у бік збільшення концентрації продуктів реакції, і навпаки.
Речовини, які беруть участь у реакціях та збільшують її швидкість, залишаючись до кінця реакції незмінними, називаються каталізаторами.
Явище зміни швидкості реакції під дією таких речовин називається каталізом. Реакції, що протікають під дією каталізаторів, називаються каталітичні.
Найчастіше дія каталізатора пояснюється тим, що він знижує енергію активації реакції. У присутності каталізатора реакція проходить через інші проміжні стадії, ніж без нього, причому ці стадії більш доступні енергетично. Інакше висловлюючись, у присутності каталізатора виникають інші активовані комплекси, причому їхнього освіти потрібно менше енергії, ніж освіти активованих комплексів, що виникають без каталізатора. Таким чином, енергія активації різко знижується: деякі молекули, енергія яких була недостатня для активних зіткнень, виявляються активними.
Для низки реакцій проміжні сполуки вивчені; як правило, вони є дуже активними нестійкими продуктами.
Механізм дії каталізаторів пов'язаний із зменшенням енергії активації реакції за рахунок утворення проміжних сполук. Каталіз можна представити так:
А + К = А ... К
А ... К + В = АВ + К,
де А...К - проміжне активоване з'єднання.
Малюнок 13.5 - Зображення реакційного шляху некаталітичної A + B → AB реакції (крива 1) та гомогенної каталітичної реакції (крива 2).
У хімічній промисловості каталізатори застосовуються дуже широко. Під впливом каталізаторів реакції можуть прискорюватись у мільйони разів і більше. У деяких випадках під дією каталізаторів можуть збуджуватись такі реакції, які без них у цих умовах практично не протікають.
Розрізняють гомогенний та гетерогенний каталіз.
У випадку гомогенного каталізукаталізатор та реагуючі речовини утворюють одну фазу (газ або розчин). У випадку гетерогенного каталізукаталізатор знаходиться у системі у вигляді самостійної фази.
Приклади гомогенного каталізу:
1) окиснення SO 2 + 1/2O 2 = SO 3 у присутності NO; NO легко окислюється до NO 2 а NO 2 вже окислює SO 2 ;
2) розкладання пероксиду водню у водному розчині на воду і кисень: іони Сг 2 Про 2= 7 , WO 2- 4 , МоО 2- 4 каталізують розкладання пероксиду водню, утворюють з ним проміжні сполуки, які далі розпадаються з виділенням кисню.
Гомогенний каталіз здійснюється через проміжні реакції з каталізатором, і в результаті відбувається заміна однієї реакції з високою енергією активації декількома, у яких енергії активації нижче, їх швидкість вища:
CO + 1/2O 2 = CO 2 (каталізатор – пари води) .
Широке застосування у хімічній промисловості знаходить гетерогенний каталіз. Більшість продукції, виробленої нині цією промисловістю, виходить з допомогою гетерогенного каталізу. При гетерогенному каталіз реакція протікає на поверхні каталізатора. Звідси випливає, що активність каталізатора залежить від величини та властивостей його поверхні. Для того щоб мати велику («розвинену») поверхню, каталізатор повинен мати пористу структуру або перебувати в сильно роздробленому (високодисперсному) стані. При практичному застосуванні каталізатор зазвичай наносять на носій, що має пористу структуру (пемза, азбест та ін.).
Як і у разі гомогенного каталізу, при гетерогенному каталізі реакція протікає через активні проміжні сполуки. Але тут ці сполуки є поверхневими сполуками каталізатора з реагуючими речовинами. Проходячи через ряд стадій, у яких беруть участь ці проміжні сполуки, реакція закінчується утворенням кінцевих продуктів, а каталізатор у результаті витрачається.
Всі каталітичні гетерогенні реакції включають стадії адсорбції та десорбції.
Каталітична дія поверхні зводиться до двох факторів: збільшення концентрації на межі розділу та активування адсорбованих молекул.
Приклади гетерогенного каталізу:
2H 2 O = 2H 2 O + O 2 (каталізатор - MnO 2,);
Н 2 + 1/2 О 2 = Н 2 О (каталізатор - платина).
Дуже велику роль грає каталіз у біологічних системах. Більшість хімічних реакцій, що протікають у травній системі, в крові та в клітинах тварин і людини, є каталітичними реакціями. Каталізатори, звані у разі ферментами, є прості чи складні білки. Так, слина містить фермент птіалін, який каталізує перетворення крохмалю на цукор. Фермент, що є у шлунку, - пепсин - каталізує розщеплення білків. У людини знаходиться близько 30 000 різних ферментів: кожен із новачків служить ефективним каталізатором відповідної реакції.
Чому каталізатори збільшують швидкість хімічної реакції? Виявляється, вони діють у повній відповідності до народної мудрості: «Розумний у гору не піде, розумний гору обійде». Для того, щоб речовини почали взаємодіяти, їх частинкам (молекулам, атомам, іонам) потрібно повідомити певну енергію, яка називається енергією активації (рис. 13, а). Каталізатори знижують цю енергію, з'єднуючись з однією з реагуючих речовин і проводячи його вздовж «енергетичної гори» на зустріч з іншою речовиною з меншими витратами енергії. Тому у присутності каталізатора хімічні реакції протікають як швидше, а й за нижчої температури, що здешевлює виробничі процеси.
Мал. 13.
Енергетичні діаграми каталітичних реакцій з використанням звичайного (а) та селективного (б) каталізатора
І не лише. Використання каталізаторів може призвести до того, що ті самі речовини будуть реагувати по-різному, тобто з утворенням різних продуктів (рис. 13, б). Наприклад, аміак окислюється киснем до азоту та води, а в присутності каталізатора - до оксиду азоту (II) та води (запишіть рівняння реакції та розгляньте процеси окислення та відновлення).
Процес зміни швидкості хімічної реакції чи шляху, яким вона протікає, називається каталізом. Як і реакції, розрізняють гомогенний та гетерогенний види каталізу. У разі використання ферментів каталіз називають ферментативним. Цей вид каталізу відомий людині з давнину. Завдяки ферментативному розщепленню органічних речовин людина навчилася пекти хліб, варити пиво, виготовляти вино та сир (рис. 14).
Мал. 14.
Людина з давніх-давен використовувала каталіз, що відбувається при випіканні хліба, варінні пива, виготовленні вина, виробництві сиру
Найбільш відомі у побуті ферменти, що входять до складу пральних порошків. Саме вони дозволяють позбавляти білизну при пранні плям і неприємного запаху.
Познайомимося ближчим з каталізаторами за допомогою хімічного експерименту.
Пероксид водню (в побуті його часто називають перекисом водню) – необхідний у будь-якій домашній аптечці препарат (рис. 15).
Мал. 15.
Розчин пероксиду водню
На упаковці з цим препаратом обов'язково вказується термін придатності, тому що при зберіганні він розкладається:
Однак за звичайних умов цей процес протікає настільки повільно, що ми не помічаємо виділення кисню, і тільки відкривши склянку, в якій пероксид водню зберігався тривалий час, можна помітити, як із неї виділяється трохи газу. Як прискорити цей процес? Проведемо лабораторний досвід.
Лабораторний досвід № 9 Розкладання пероксиду водню за допомогою оксиду марганцю (IV)
Лабораторний досвід №10
Виявлення каталази у харчових продуктах
Каталізатори не тільки роблять економічнішими виробничі процеси, а й роблять значний внесок в охорону навколишнього середовища. Так, сучасні легкові автомобілі забезпечені каталітичним пристроєм, усередині якого знаходяться керамічні пористі носії каталізатора (платини та родію). Проходячи через них, шкідливі речовини (оксиди вуглецю, азоту, незгорілий бензин) перетворюються на вуглекислий газ, азот та воду (рис. 16).
Мал. 16.
Каталітичний перетворювач автомобіля, що перетворює оксиди азоту його вихлопних газів на нешкідливий азот
Проте для хімічних реакцій важливі як каталізатори, які прискорюють проходження реакції, а й речовини, здатні їх уповільнювати. Такі речовини називають інгібіторами. Найбільш відомі інгібітори корозії металів.
Лабораторний досвід №11
Інгібування взаємодії кислот із металами уротропіном
У лексиконі звичайної людини нерідко зустрічаються слова, запозичені з хімії. Наприклад, антиоксиданти, або антиокислювачі. Що являють собою речовини, які називають антиоксидантами? Ви, напевно, помічали, що якщо довго зберігати вершкове масло, воно змінює колір, смак, набуває неприємного запаху - окислюється на повітрі. Щоб харчові продукти не псувалися, додають антиоксиданти. Важливу роль вони відіграють і в збереженні здоров'я людини, адже в організмі також відбуваються небажані процеси окислення, внаслідок чого людина хворіє, швидше втомлюється і старіє. Організм людини отримує антиоксиданти при вживанні продуктів, що містять, наприклад, каротин (вітамін А) і вітамін Е (рис. 17).
Мал. 17.
Антиоксиданти: a - β-каротин; б - вітамін Е
Отже, швидкістю хімічної реакції можна керувати за допомогою каталізаторів та інгібіторів, зміною температури, концентрації речовин, що реагують, тиску (для гомогенних газових реакцій), площі зіткнення реагуючих речовин (для гетерогенних процесів). І звичайно ж швидкість хімічних реакцій залежить від природи речовин, що реагують.
У IX-X класах середньої школи продовжують формувати поняття про швидкість хімічної реакції, про вплив на швидкість хімічних перетворень різних факторів, розширюють та поглиблюють знання про каталіз і каталізаторів, дають деякі уявлення про механізм каталітичних явищ.
У темі "Лужні метали", демонструючи такі досліди, як взаємодія натрію з водою та соляною кислотою, взаємодія калію та натрію з водою, вчитель підкреслює, що одні з цих реакцій йдуть у тих самих умовах швидше, ніж інші. Наприклад, натрію енергійніше реагує із соляною кислотою, ніж із водою; калій енергійніше реагує із водою, ніж натрій. Після дослідів горіння в хлорі натрію, міді, сурми, водню, органічних речовин можна запропонувати питання: "Чому для горіння в хлорі було взято порошок сурми, а не шматочки? Чому пучок тонкого мідного дроту горить у хлорі, а товстий дріт не горить?" У цих випадках відмінність у взаємодії речовин пояснюється, або природою самих речовин та будовою атомів, або різною поверхнею дотику.
У тій же темі при ознайомленні учнів із властивостями соляної кислоти корисно з'ясувати, чому реакції між цією кислотою та металами (цинком, магнієм) з часом прискорюються. Прискорення залежить, зокрема, від цього, що з даних реакціях виділяється велика кількість теплоти, і з нагріванням речовин швидкість взаємодії збільшується.
Приклад реакції взаємодії алюмінію з йодом слід нагадати, що таке каталізатор, і показати, що каталізатором може бути вода. Суміш порошків йоду та алюмінію насипають на азбестову сітку гіркою та доливають кілька крапель води. Взаємодія речовин під впливом води прискорюється, спалахує полум'я. Вчитель звертає увагу на те, що в суміші, яка не висипана з порцелянової чашки на сітку, спалах не відбувся, але він може статися через деякий час і без води.
Слід зазначити, що вода прискорює як взаємодія алюмінію з йодом, але грає каталітичну роль багатьох Хімічних процесах. Дуже важливою є каталітична дія води при горінні різних газів, що застосовуються в техніці.
При розгляді властивостей перекису водню вказують, що перекис водню - дуже неміцна речовина. При зберіганні у скляному посуді вона повільно розкладається із теплотою:
2Н 2 O 2 = 2Н 2 O 4 + O 2 + 46 ккал
Вчитель пропонує учням перерахувати умови, що прискорюють розкладання перекису водню. Вони можуть
вказати в цьому випадку: 1) нагрівання; 2) дію каталізаторів; 3) збільшення концентрації розчину. Можна додати, що розкладання перекису водню йде швидше на світлі, підтвердити це досвідом на позакласних заняттях. У дві укріплені в штативах колби налити перекис водню, закрити їх пробками із газовідвідними трубками. Трубки підвести під перекинуті циліндри або пробірки, наповнені водою і опущені в широку посудину з водою. Одну з колб обернути чорним папером. Прилади виставити на освітлене сонцем вікно або освітлювати електричною лампою в 75-100 ст. Досвід покаже швидке розкладання перекису водню під впливом світла.
Потім учні на уроці самостійно вивчають зміну швидкості розкладання перекису водню під впливом каталізаторів. Для роботи видають 3-5-відсотковий розчин перекису водню, двоокис марганцю, концентровану соляну кислоту, лучинку, лійку, фільтрувальний папір, кілька пробірок.
Завдання: 1) Перевірити, чи розкладання перекису водню в тому розчині, який виданий? 2) Застосовуючи двоокис марганцю, прискорити реакцію розкладання перекису водню. 3) Довести, що в результаті реакції двоокис марганцю хімічно не змінилася * 4) Довести, що двоокис марганцю, що вже застосовувався як каталізатор, може знову прискорити розкладання перекису водню.
* (Проба соляною кислотою під час нагрівання.)
Після закінчення самостійної роботи вчитель показує, що з прискорення однієї й тієї ж хімічної реакції можна використовувати різні каталізатори, що розкладання неорганічного речовини (перекису водню) прискорюється органічними каталізаторами- ферментами. У невелику хімічну склянку наливають 3-відсотковий розчин перекису водню, потім у нього поміщають невеликий шматочок сирого м'яса. З розчину інтенсивно виділяється кисень, тому що в крові та тканинах тварин міститься фермент-каталаза. Слід наголосити, що ферменти - прекрасні природні прискорювачі реакцій. Одне з важливих завдань хімії майбутнього полягає у штучному отриманні та застосуванні в промисловості каталізаторів, які нагадуватимуть ферменти за своїм складом та каталітичними властивостями.
Щоб пояснити, чому розкладання перекису водню йде швидше при зберіганні у скляному посуді, проводять досвід. У три пробірки наливають розчин перекису водню, одну з них додають розчин сірчаної кислоти, в іншу - їдкого натру, третю залишають для порівняння (контрольний розчин). Усі три розчини нагрівають (не до кипіння). Сильно виділятиметься кисень з пробірки з розчинами перекису водню і їдкого натру, менш сильно - з пробірки з контрольним розчином. У присутності сірчаної кислоти (іонів водню) перекис водню не розкладається. Іони ВІН каталізують процес розкладання перекису водню, тому у скляному посуді, стінки якого виділяють у розчин іони гідроксилу, перекис водню легко розкладається.
Закріплення та розвиток знань про швидкість хімічної реакції продовжується і далі. Пропускаючи суміш двоокису сірки та кисню через нагріту скляну без каталізатора трубку, вчитель показує, що утворення сірчаного ангідриду за цих умов не помітне, і запитує учнів, як можна прискорити взаємодію газів. У розмові з'ясовується, такі прийоми прискорення реакцій, як збільшення концентрацій реагентів, підвищення температури, без застосування каталізатора не дають необхідних результатів. Реакція окислення сірчистого ангідриду в сірчаний оборотна:
2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,
і підвищення температури прискорює більшою мірою розкладання сірчаного ангідриду, ніж його утворення.
Перевіряють, чи буде окис заліза каталізатором для реакції окислення сірчистого газу. При демонстрації контактного окислення сірчистого газу сірчаний ангідрид у присутності окису заліза спостерігають отримання сірчаного ангідриду, що димить на повітрі. Потім встановлюють, що в результаті реакції окис заліза не змінилася хімічно. Для цього повторюють досвід контактного окислення сірчистого газу сірчаний ангідрид з тією ж порцією окису заліза. Далі зазначають, що для прискорення окислення сірчистого газу можна використовувати різні каталізатори. Крім окису заліза, у хімічній промисловості застосовували платину, а тепер використовують п'ятиокис ванадію V 2 O 5 * .
* (Ванадієвий каталізатор, що застосовується в даний час, має складний склад (див.: Д. А. Епштейн. Вчителю хімії про кімічну технологію, М., Вид-во АПН РРФСР, 1961).)
Важливо також підкреслити властивість каталізатора, прискорюючи реакцію, не впливати на її оборотність: реакція окислення сірчистого ангідриду в сірчаний і у разі використання каталізатора залишається оборотною.
При вивченні контактного способу виробництва сірчаної кислоти слід розглянути використання каталізатора в промисловості. Без каталізатора швидке отримання великих кількостей сірчаного ангідриду було б неможливим, але його застосування викликає деякі додаткові вимоги до умов процесу. Справа в тому, що домішки до реагуючих речовин негативно впливають на каталізатор. На ванадієвий каталізатор негативно діє, як то кажуть, "отруює" його, триокис миш'яку. Тому необхідне ретельне очищення реагуючих газів від домішки.
Якщо в учнів виникне питання, чому відбувається отруєння каталізатора, то вчитель спочатку пояснює його дію за допомогою теорії освіти для проміжних сполук, а потім уже розглядає отруйний вплив домішок.
Прискорення реакцій за допомогою каталізатора відбувається тому, що він утворює неміцні сполуки з вихідними речовинами, а потім знову виділяється у вільному вигляді. Ці реакції йдуть значно швидше, ніж реакція взаємодії сірчистого газу з киснем. Якщо суміші газів є домішки, які з каталізатором в незворотні реакції, відбувається його отруєння. Незважаючи на ретельне очищення газів, активність каталізаторів, що застосовуються у виробництві сірчаної кислоти, з часом зменшується. "Старіння" його викликається як поступовим отруєнням, а й тривалим нагріванням, і механічним руйнуванням, які змінюють стан поверхні каталізатора. У каталізованій реакції бере участь не вся поверхня каталізатора, а лише оброблені її ділянки - активні центри, а кількість цих центрів при "старінні" зменшується.
У попередньому розділі розібрано, як у світлі теорії будови атомів слід пояснити учням дію енергії на збудження хімічної реакції. Це дозволить вирішити питання, чому хімічні реакції прискорюються при нагріванні. Учні знають, що з підвищенні температури в речовинах збільшується кількість активних молекул, зростає швидкість руху молекул і їх зустрічей в одиницю часу. В атомах активних молекул електрони переміщені більш високі енергетичні рівні, такі молекули нестійкі і можуть реагувати з молекулами інших речовин.
Теорія електролітичної дисоціаціїдозволяє пояснити, чому реакції між розчинами кислот, солей та основ відбуваються майже миттєво. У розчинах цих речовин вже є активні частинки - протилежно заряджені іони. Тому реакції між водними розчинами кислот, солей і основ протікають дуже швидко і суттєво відрізняються від реакцій між тими самими речовинами, але взятими у сухому вигляді.
Починаючи урок на тему "Швидкість хімічної реакції", вчитель нагадує, що хімічні реакції можуть йти з різною швидкістю, вивчення умов, що впливають на неї, має велике практичне значення.
Як можна виміряти швидкість хімічної реакції?
Учні вже знають, що про швидкість хімічного перетворення можна судити за кількістю речовини, що вступила в реакцію або вийшла за певний час, що швидкість механічного руху вимірюється шляхом тіло, що проходить в одиницю часу; для обчислення цієї швидкості користуються формулою
де v – швидкість, S – шлях і t – час.
З огляду на це учні записують за аналогією формулу для обчислення швидкості хімічної реакції
де m - кількість речовини, що вступила в реакцію або отриманого в її результаті за час t.
Розглядають, у чому нестача цієї формули. Виявляється, що при її використанні обчислювана швидкість реакції буде різною навіть у двох порцій однієї й тієї ж речовини, взятих в однакових умовах.
Припустимо, що в посудині кожну секунду розкладається 15 г речовини. Виходить, що при введенні в цю посудину перегородки, яка розділить речовину, що знаходиться в ньому, на дві частини відносно 1:2, у першій (меншій) частині реакція піде зі швидкістю 5 г/сек, а в другій - 10 г/сек.
Щоб обчислювана швидкість характеризувала саму реакцію, а не те, яку кількість вихідної речовини взято, потрібно враховувати зміну маси речовини, що реагує, віднесене до обсягу, тобто зміна концентрації, реагує речовини. Отже, швидкість хімічної реакції можна обчислити за формулою:
v=c 0 -c t /t
де c 0 - початкова концентрація якого-небудь з реагуючих речовин, c t - концентрація цієї речовини через t секунд. При обчисленні швидкості концентрацію зазвичай виражають у молях на літр, а час у секундах.
На цьому уроці звертають увагу найважливіші способи прискорення хімічних реакцій. З цією метою проводять лабораторний досвід, що показує, що швидкість хімічної реакції залежить від концентрації речовин, що реагують.
Для досвіду використовують наступне обладнання, виставлене на учнівські столи: 1) штатив з трьома пробірками, в одній з яких знаходиться кристал йодистого натрію або йодистого калію (завбільшки 2 - 3 шпилькові головки), в іншій - розчин хлорного заліза, а третя - Порожня; 2) колба чи склянка з водою; 3) дві однакові скляні трубки; 4) скляна паличка.
Вчитель пропонує учням провести підготовку до досвіду: 1) прилити до йодистого натрію води, щоб утворилося 1/2 пробірки розчину, і перемішати рідину паличкою; 2) відлити 1/3 отриманого розчину в іншу пробірку; 3) додати до відлитого в іншу пробірку розчину води, щоб обсяги розчинів йодистого натрію (або йодистого калію) у пробірках були однаковими.
Вчитель ставить запитання, щоб перевірити, як учні розуміють вказівки:
1) У скільки разів розбавлений у другій пробірці розчин йодистого натрію?
2) У скільки разів концентрація солі в першій пробірці більша, ніж у другій?
Зазначають, що концентрація одного з розчинів удвічі більша за концентрацію іншого. Після цього у двох приготованих розчинах проводять реакцію хлорного заліза з йодистим натрієм, яка йде з виділенням вільного йоду:
2NaI + 2FeCl 3 = 2NaCl + 2FeCl 2 + I 2 ,
2I - + 2Fe 3+ = 2Fe 2+ + I 2 .
Учні вирішують, у якій пробірці швидкість взаємодії солей більша і за якою ознакою можна судити. Припущення перевіряють з досвіду.
В обидві пробірки з розчинами йодистого натрію (або йодистого калію) доливають спочатку однакові кількості крохмального клейстеру (1-2 мл), а потім після перемішування по кілька крапель 5-10-відсоткового розчину хлорного заліза. Розчин хлорного заліза бажано налити в обидві пробірки одночасно. Синє забарвлення з'являється швидше в пробірці з більшою концентрацією концентрації. У тій пробірці, де концентрація розчину більша, іони йоду частіше зустрічаються з іонами тривалентного заліза, а тому частіше вступають з ними у взаємодію - реакція протікає швидше.
Вчитель показує горіння сірки у повітрі і ставить учням питання, як можна прискорити цю реакцію. Учні пропонують помістити сірку, що горить, в кисень і виконують цей досвід. На підставі аналізу дослідів роблять загальний висновок: швидкість хімічної реакції залежить від концентрації речовин, що реагують (від кількості іонів або молекул в одиниці об'єму).
Переходять до питання вплив на швидкість хімічної реакції поверхні реагуючих речовин. Учні згадують реакції з перемішуванням і подрібненням реагуючих речовин: розтирання суміші нашатирю з гашеним вапном, взаємодія дрібних шматочків мармуру або цинку з соляною кислотою, спалювання пилоподібного палива у форсунках, використання подрібнених руд при виплавці металів і сірчаного колчеда. Докладніше розглядаються умови випалу колчедану у виробництві сірчаної кислоти. Для отримання сірчистого газу застосовують подрібнений колчедан, тому що він горить швидше, ніж колчедан, взятий у великих шматках. Особливо швидко йде згоряння пилоподібного колчедану, якщо його викидають зі струмом повітря з форсунки, а також при його спалюванні в киплячому шарі, коли вся поверхня шматків колчедану стикається з повітрям.
Необхідно враховувати, що хімічні реакції з подрібненими горючими речовинами можуть супроводжуватися вибухом. Були, наприклад, вибухи цукрового пилу на заводах, які виробляють цукор.
Роблять висновок, що чим сильніше подрібнена тверда речовина, тим більша швидкість хімічної реакції, в якій вона бере участь.
Потім розбирають вплив температури швидкість хімічної реакції. У пробірку з 1/4 розчину гіпосульфіту доливають таку ж кількість розчину сірчаної кислоти; паралельно з цим досвідом зливають нагріті розчини гіпосульфіту та сірчаної кислоти:
Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 + S↓
Відзначають час до помутніння розчинів. Вчитель каже, що з підвищенні температури на 10° З швидкість більшості реакцій збільшується у 2-3 разу.
На основі набутих знань учням надають можливість самим пояснити прискорення хімічних реакцій під час нагрівання речовин.
На цьому уроці немає необхідності демонструвати досвід каталітичного впливу речовин, оскільки учні знайомилися з ним на прикладах реакції розкладання перекису водню та окислення сірчистого газу. Вони перераховують відомі їм каталітичні реакції, наводять визначення каталізу та каталізатора.
Для закріплення знань на цьому уроці пропонують питання:
При вивченні реакції синтезу аміаку учні знову зустрічаються із застосуванням каталізатора, причому, поряд із закріпленням раніше отриманих відомостей про каталіз і каталізатор, можна ці знання дещо розвинути.
Вчитель звертає увагу, що обидві реакції - синтез аміаку та її розкладання на азот і водень- йдуть у присутності однієї й тієї ж каталізатора - відновленого заліза, прискорюючого однаковою мірою як пряму, і зворотну реакцію. Тому каталізатор не зміщує хімічної рівноваги, а лише сприяє швидшому досягненню цього стану. Щоб перевірити розуміння цього положення, вчитель ставить їм питання:
Знайомлячи учнів із синтезом аміаку з виробництва, вчитель зазначає, що каталізатор швидко втрачає свою активність, якщо гази (водень і азот) нічого очікувати попередньо звільнено від домішок. У цьому процесі отруйну дію надають кисень, водяна пара, окис вуглецю, сірководень та інші сірчисті сполуки.
Як і в разі каталітичного окислення двоокису сірки в триокис, при синтезі аміаку каталізатор має свою прискорювальну дію лише в деяких температурних межах. При температурі вище 600° Відновлене залізо знижує свою каталітичну активність.
Приклад синтезу аміаку можна розглянути механізм дії каталізатора. Зазначають, що на поверхні залізного каталізатора утворюється нітрид заліза:
Водень реагує з нітридом, виходить аміак:
FeN 2 + 3H 2 → Fe + 2NH 3 .
Потім процес повторюється.
Реакції утворення нітриду заліза та його взаємодії з воднем ідуть дуже швидко.
При вивченні реакцій окислення аміаку, після демонстрації дослідів горіння аміаку в кисні і каталітичного окислення аміаку, увагу учнів звертають на те, що вихідні речовини у двох цих випадках були взяті одні й ті самі, але залежно від умов (застосування каталізатора) виходять різні продукти .
Окислення аміаку може йти з утворенням різних речовин за рівняннями:
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.
Каталізатор - платина прискорює лише останню з цих реакцій. Тому, використовуючи каталізатор, можна направити взаємодію аміаку та кисню у бажану сторону. Це знаходить застосування у хімічному виробництві при отриманні азотної кислоти.
Формування в IX класі поняття про хімічне виробництво представляє великі можливості для ознайомлення учнів із практичним управлінням швидкістю хімічних реакцій на хімічних заводах.
На основі узагальнення знань про вивчені раніше виробництва (соляної, сірчаної, азотної кислот, аміаку) вчитель формує у учнів поняття про найкращі умови проведення хімічних реакцій на виробництві: застосування оптимальних температур, підвищення концентрації реагуючих речовин, збільшення поверхні зіткнення реагуючих речовин, використання каталізаторів. Після цього, щоб виявити обставини, що обмежують застосування кожної умови, перед учнями порушується питання: "Чи можна для прискорення хімічних реакцій на виробництві необмежено підвищувати температуру?" З'ясовують, що сильне нагрівання може усунути хімічну рівновагу в небажану сторону, а у разі застосування каталізатора знизити його активність. З огляду на це на виробництві застосовують не максимальні, а оптимальні температури.
У такому ж плані розбирають інші умови проведення хімічних реакцій на виробництві.
Вивчення нового фактичного матеріалу з хімії у IX-X класах використовують для подальшого закріплення знань про швидкість хімічної реакції.
При вивченні властивостей білого фосфору вчитель каже, що світіння білого фосфору у темряві свідчить про повільне окислення його повітря. Далі розглядають, за яких умов окиснення білого фосфору може бути прискорено. Нагрівання, роздроблення фосфору, застосування кисню справді прискорюють окислення фосфору, викликаючи його спалах.
Знання про засоби прискорення хімічних процесів учні застосовують для передбачення умов утворення суперфосфату. Вони кажуть, що реакція між третинним фосфатом кальцію та сірчаною кислотою може прискорюватися при нагріванні, подрібненні фосфату кальцію, перемішуванні, збільшенні концентрації сірчаної кислоти. Вчитель, узагальнюючи сказане, додає, що в
даному виробництві нагрівання дійсно застосовують, але для цього використовують теплоту, що виділяється при самій реакції, коли подрібнений третинний фосфат кальцію ретельно перемішують із сірчаною кислотою.
У міру вивчення органічних речовин учні зустрічаються з дуже багатьма процесами, які наводять за участю каталізаторів, наприклад отримання авіаційного бензину, каучуку, ароматичних вуглеводнів.
Можна розглянути роль сірчаної кислоти при гідратації етилену. У присутності сірчаної кислоти замість реакції, що повільно йде, приєднання води до етилену (С 2 Н 4 + Н 2 О → С 2 Н 5 ОН) швидко йдуть один за одним наступні процеси: 1) сірчана кислота приєднується до етилену, утворюючи серноетиловий ефір:
2) серноэтиловий ефір піддається омиленню з утворенням етилового спирту та сірчаної кислоти.
Після відгону спирту сірчана кислота виявляється в тій же кількості, але вона брала участь в утворенні проміжного продукту. Інші приклади каталітичної дії сірчаної кислоти (освіта етилену та етилового ефіру з етилового спирту) учні розбирають самостійно при виконанні домашнього завдання.
Одні й ті ж речовини при одному й тому каталізаторі, але при різній температурі реагують з утворенням різних продуктів. Це слід наголосити при ознайомленні з властивостями спиртів.
Взаємодія окису вуглецю з воднем показує, що, застосовуючи різні каталізатори, з тих самих речовин можна отримати різні органічні продукти. Ця взаємодія може бути з утворенням метилового спирту, вуглеводнів або вищих спиртів. Бажаний напрямок взаємодії речовин досягається завдяки застосуванню такого каталізатора, який прискорює відповідну реакцію, але не значно впливає на інші. Щоб прискорити реакцію утворення метилового спирту, як каталізатор застосовують суміш оксидів хрому з окисом цинку.
Після вивчення вуглеводнів і кисневмісних органічних сполук для узагальнення знань учням пропонують завдання для самостійної роботи на уроці або вдома: вибрати з такого розділу підручника всі випадки каталітичних реакцій, причому кожному учню дають лише таку частину матеріалу підручника, яку він може переглянути у відведений час .
Розбираючи промислові способи отримання органічних речовин, корисно звернути увагу учнів те що, що з управління швидкостями хімічних реакцій застосовують самі прийоми що у виробництві неорганічних
