Temoje yra ir pradinių medžiagų, ir reakcijos produktų. Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal oksidacijos būsenų pokyčius

1 puslapis

Pradinės medžiagos: bevandenis natrio karbonatas (natrio karbatas) spektrinei analizei, MRTU 6 - 09 - 6170 - 69, chemiškai gryna ir fosforo orto rūgštis, GOST 6552 - 58, chemiškai gryna.  

Pradinės medžiagos: bario nitratas (bario nitratas), GOST 51468 - 72, techninis.  

Pradinė medžiaga buvo susintetinta karboksimetilinant M-p-oksietiletilendiaminą ir po to dehidratuojant azeotropiniu distiliavimu ksilenu arba toluenu. Polimerizacijai monomeras suspenduojamas dioksane su vandeniu, virinamas 5-10 valandų su grįžtamu šaldytuvu, o po to išgryninamas.  

Pradinės medžiagos, naudojamos tūrinėje analizėje tirpalų normalumui nustatyti ir jų titrams nustatyti, bus nurodytos svarstant atskirus analizės metodus.  

Pradinė medžiaga A gali būti transformuojama dviem ar daugiau nepriklausomų būdų, dėl kurių susidaro identiški arba skirtingi produktai.  

Pradinės medžiagos (fosforas ir deguonis) yra elektriškai neutralios. Fosforo atomas, atiduodamas penkis elektronus, tampa teigiamai penkių krūvių jonu (P 5); fosforas oksiduojasi ir yra reduktorius. Deguonies atomas, paėmęs du elektronus, virsta neigiamo krūvio jonu (O-2); deguonis redukuojamas ir yra oksidatorius.  

Pradinės medžiagos ir procesai turi būti pritaikyti saviorganizacijai, stabilūs dėl grįžtamojo ryšio sistemų, o tai savo ruožtu yra dinamiška struktūra.  

Pradinės medžiagos, kurios sudaro galutinio produkto molekulės pagrindą, vadinamos pagrindinėmis žaliavomis. Tokios žaliavos pirmiausia yra aromatiniai angliavandeniliai: benzenas, toluenas, naftalenas, taip pat fenolis ir krezoliai. Šios medžiagos yra anglies perdirbimo produktuose – kokso krosnių dujose ir akmens anglių dervoje.  

Pradinės medžiagos, naudojamos tarpiniam produktui arba organiniams dažams gauti, bet nesudarančios jo molekulės pagrindo, vadinamos pagalbinėmis žaliavomis.  

Pradinė pelenų rūgšties gamybos medžiaga yra naftalenas.  

Pradinė medžiaga pasveriama ir, iš lentelės duomenų nustačius tirpumą, apskaičiuojamas apytikslis vandens kiekis, reikalingas jai ištirpinti. Medžiaga dedama į stiklinę, kūginę kolbą ar porcelianinį puodelį ir įpilama iki tam tikros temperatūros pašildyto vandens.  

Pradinė medžiaga dedama į porcelianinę arba kvarcinę valtį /, kuri įstatoma į 2-ąjį reaktorių (porcelianinį arba kvarcinį vamzdelį) ir kaitinama vandenilio srove iki reikiamos temperatūros. Vamzdžio galai uždaryti guminiais arba kamštiniais kamščiais, kurių viename gale įkišamas vandenilį tiekiantis vamzdelis, o kitame – vandens garus ir nesureagavusį vandenilį šalinantis vamzdelis. Pirmiausia patikrinama, ar įrenginys nėra sandarus. Norėdami tai padaryti, dujų išleidimo vamzdžio galas panardinamas 4–5 cm į vandenį ir pro jį leidžiamas vandenilis.  

Pradinės medžiagos (oksidai), taip pat reaktorius (tiglis) pirmiausia turi būti išdžiovinti 150 - 200 C temperatūroje. Po to oksidai sumalami į miltelius ir atskiriami ant sietelio nuo nesusmulkintų dalelių.  

Pradinės medžiagos sveriamos pagal reakcijos lygtį analitinėse svarstyklėse ir jų mišinys 15 - 20 minučių malamas porcelianiniame arba agato skiedinyje. Tada mišinys supilamas į porcelianinį tiglį arba valtį ir kaitinamas.  

APIBRĖŽIMAS

Cheminė reakcija vadinamos medžiagų transformacijomis, kurių metu pasikeičia jų sudėtis ir (ar) struktūra.

Dažniausiai cheminės reakcijos suprantamos kaip pradinių medžiagų (reagentų) pavertimo galutinėmis medžiagomis (produktais) procesas.

Cheminės reakcijos rašomos naudojant chemines lygtis, kuriose yra pradinių medžiagų ir reakcijos produktų formulės. Pagal masės tvermės dėsnį kiekvieno elemento atomų skaičius kairėje ir dešinėje cheminės lygties pusėse yra vienodas. Paprastai pradinių medžiagų formulės rašomos kairėje lygties pusėje, o produktų formulės – dešinėje. Kiekvieno elemento atomų skaičiaus lygybė kairėje ir dešinėje lygties pusėse pasiekiama prieš medžiagų formules pateikiant sveikuosius stechiometrinius koeficientus.

Cheminėse lygtyse gali būti papildomos informacijos apie reakcijos ypatybes: temperatūrą, slėgį, spinduliuotę ir kt., kurią žymi atitinkamas simbolis virš (arba „žemiau“) lygybės ženklo.

Visos cheminės reakcijos gali būti suskirstytos į kelias klases, kurios turi tam tikrų savybių.

Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal pradinių ir gaunamų medžiagų skaičių ir sudėtį

Pagal šią klasifikaciją cheminės reakcijos skirstomos į jungimosi, skilimo, pakeitimo ir mainų reakcijas.

Dėl to sudėtinės reakcijos iš dviejų ar daugiau (sudėtinių ar paprastų) medžiagų susidaro viena nauja medžiaga. Apskritai tokios cheminės reakcijos lygtis atrodys taip:

Pavyzdžiui:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

Junginio reakcijos daugeliu atvejų būna egzoterminės, t.y. tęskite šilumos išleidimą. Jeigu reakcijoje dalyvauja paprastos medžiagos, tai tokios reakcijos dažniausiai būna redokso reakcijos (ORR), t.y. atsiranda keičiantis elementų oksidacijos būsenoms. Neįmanoma vienareikšmiškai pasakyti, ar junginio reakcija tarp sudėtingų medžiagų bus klasifikuojama kaip ORR.

Reakcijos, kurių metu iš vienos sudėtingos medžiagos susidaro kelios kitos naujos medžiagos (sudėtingos arba paprastos), klasifikuojamos kaip skilimo reakcijos. Apskritai cheminės skilimo reakcijos lygtis atrodys taip:

Pavyzdžiui:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O = 2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 = 2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)

Dauguma skilimo reakcijų vyksta kaitinant (1,4,5). Galimas skilimas veikiant elektros srovei (2). Deguonies turinčių rūgščių (1, 3, 4, 5, 7) kristalinių hidratų, rūgščių, bazių ir druskų skilimas vyksta nekeičiant elementų oksidacijos būsenų, t.y. šios reakcijos nėra susijusios su ODD. ORR skilimo reakcijos apima oksidų, rūgščių ir druskų, susidarančių aukštesnės oksidacijos būsenos elementų, skaidymą (6).

Skilimo reakcijos taip pat aptinkamos organinėje chemijoje, tačiau kitais pavadinimais - krekingas (8), dehidrogenavimas (9):

C18H38 = C9H18 + C9H20 (8)

C4H10 = C4H6 + 2H2 (9)

At pakeitimo reakcijos paprasta medžiaga sąveikauja su sudėtinga medžiaga, sudarydama naują paprastą ir naują sudėtingą medžiagą. Apskritai cheminės pakeitimo reakcijos lygtis atrodys taip:

Pavyzdžiui:

2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2 (2)

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br 2 (3)

2КlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 (5)

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + P 2 O 5 (6)

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl (7)

Dauguma pakeitimo reakcijų yra redokso (1 – 4, 7). Skilimo reakcijų, kuriose oksidacijos būsenos nesikeičia, pavyzdžių yra nedaug (5, 6).

Keitimosi reakcijos yra reakcijos, vykstančios tarp sudėtingų medžiagų, kurių metu jos keičiasi savo sudedamosiomis dalimis. Paprastai šis terminas vartojamas reakcijoms, kurių metu dalyvauja jonai vandeniniame tirpale. Apskritai cheminių mainų reakcijos lygtis atrodys taip:

AB + CD = AD + CB

Pavyzdžiui:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 (3)

AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)

CrCl 3 + ZNaON = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)

Mainų reakcijos nėra redoksinės. Ypatingas šių mainų reakcijų atvejis yra neutralizacijos reakcija (rūgščių reakcija su šarmais) (2). Mainų reakcijos vyksta ta kryptimi, kur bent viena medžiaga pašalinama iš reakcijos sferos dujinės medžiagos (3), nuosėdų (4, 5) arba blogai disocijuojamo junginio, dažniausiai vandens (1, 2) pavidalu. ).

Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal oksidacijos būsenų pokyčius

Priklausomai nuo elementų, sudarančių reagentus ir reakcijos produktus, oksidacijos būsenų kitimo, visos cheminės reakcijos skirstomos į redokso reakcijas (1, 2) ir tas, kurios vyksta nekeičiant oksidacijos būsenos (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (reduktorius)

C 4+ + 4e = C 0 (oksidatorius)

FeS 2 + 8HNO 3 (konc.) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (reduktorius)

N 5+ +3e = N 2+ (oksidatorius)

AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal terminį poveikį

Priklausomai nuo to, ar reakcijos metu išsiskiria šiluma (energija), ar absorbuojama, visos cheminės reakcijos sutartinai skirstomos atitinkamai į egzotermines (1, 2) ir endotermines (3). Reakcijos metu išsiskiriantis arba sugertas šilumos (energijos) kiekis vadinamas terminiu reakcijos efektu. Jei lygtis rodo išsiskiriančios arba sugertos šilumos kiekį, tai tokios lygtys vadinamos termocheminėmis.

N2 + 3H2 = 2NH3 +46,2 kJ (1)

2Mg + O 2 = 2MgO + 602,5 kJ (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 kJ (3)

Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal reakcijos kryptį

Atsižvelgiant į reakcijos kryptį, skiriami grįžtamieji (cheminiai procesai, kurių produktai gali reaguoti vienas su kitu tomis pačiomis sąlygomis, kokiomis buvo gauti, sudarydami pradines medžiagas) ir negrįžtamuosius (cheminius procesus, kurių produktai nėra galintys reaguoti tarpusavyje sudarydami pradines medžiagas).

Grįžtamosioms reakcijoms bendrosios formos lygtis paprastai rašoma taip:

A + B ↔ AB

Pavyzdžiui:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

Negrįžtamų reakcijų pavyzdžiai yra šios:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2

C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

Reakcijos negrįžtamumo įrodymas gali būti dujinės medžiagos, nuosėdų arba prastai disocijuojančio junginio, dažniausiai vandens, išsiskyrimas kaip reakcijos produktai.

Cheminių reakcijų klasifikavimas pagal katalizatoriaus buvimą

Šiuo požiūriu skiriamos katalizinės ir nekatalitinės reakcijos.

Katalizatorius yra medžiaga, kuri pagreitina cheminės reakcijos eigą. Reakcijos, kurios vyksta dalyvaujant katalizatoriams, vadinamos katalizinėmis. Kai kurios reakcijos negali vykti be katalizatoriaus:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (MnO 2 katalizatorius)

Dažnai vienas iš reakcijos produktų yra katalizatorius, pagreitinantis šią reakciją (autokatalitinės reakcijos):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, kur Me yra metalas.

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

Norint suformuoti aktyvų kompleksą, būtina įveikti tam tikrą energijos barjerą, eikvoti energiją E A. Ši energija yra aktyvacijos energija yra tam tikra energijos perteklius, palyginti su vidutine energija tam tikroje temperatūroje, kurią turi turėti molekulės, kad jų susidūrimai būtų veiksmingi.

Bendruoju atveju cheminei reakcijai A + B = C + D gali pereiti nuo pradinių medžiagų A ir B prie reakcijos produktų C ir D per aktyvaus komplekso būseną A + B = A¼B = C + D. schematiškai pavaizduoti energijos diagramų pavidalu (6.2 pav.).

Paprastai reakcijos tarp medžiagų, turinčių stiprius kovalentinius ryšius, pasižymi didelėmis E A reikšmėmis ir vyksta lėtai, pavyzdžiui:

Mažos E A vertės ir labai dideli rodikliai apibūdina jonų sąveiką elektrolitų tirpaluose. Pavyzdžiui:

Ca +2 + SO = CaSO 4.

Tai paaiškinama tuo, kad priešingai įkrauti jonai traukia vienas kitą ir sąveikaujančių dalelių atstumiančioms jėgoms įveikti nereikia energijos.

Katalizatoriaus įtaka

Reakcijos greičio pokytis, veikiant nedideliems specialių medžiagų priedams, kurių kiekis proceso metu nekinta, vadinamas katalizė.

Medžiagos, kurios keičia cheminės reakcijos greitį, vadinamos katalizatoriais(medžiagos, keičiančios cheminių procesų greitį gyvuose organizmuose – fermentai). Katalizatorius nėra sunaudojamas reakcijose ir nėra įtrauktas į galutinius produktus.

Cheminės reakcijos, vykstančios esant katalizatoriui, vadinamos katalizinėmis. Yra teigiama katalizė – esant katalizatoriui, didėja cheminės reakcijos greitis – ir neigiama katalizė (inhibicija) – esant katalizatoriui (inhibitoriui), cheminės reakcijos greitis sulėtėja.

1. Sieros dioksido oksidavimas, esant platinos katalizatoriui:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – teigiama katalizė.

2. Vandenilio chlorido susidarymo proceso sulėtinimas esant deguoniui:

H 2 + Cl 2 = 2HCl – neigiama katalizė.

Yra: a) homogeninė katalizė – reagentai ir katalizatorius sudaro vienfazę sistemą; b) heterogeninė katalizė – reagentai ir katalizatorius sudaro skirtingų fazių sistemą.

Katalizatoriaus veikimo mechanizmas. Teigiamų katalizatorių veikimo mechanizmas sumažinamas iki reakcijos aktyvavimo energijos sumažėjimo. Tokiu atveju susidaro aktyvus kompleksas su mažesniu energijos lygiu ir labai padidėja cheminės reakcijos greitis. Fig. 6.3 paveiksle parodyta cheminės reakcijos, vykstančios nesant (1) ir esant (2) katalizatoriui, energijos diagrama.

Jei lėta reakcija A + B = AB vykdoma dalyvaujant katalizatoriui K, tada katalizatorius pradeda cheminę sąveiką su viena iš pradinių medžiagų, sudarydamas trapų tarpinį junginį: A + K = AK.

Šio proceso aktyvinimo energija yra maža. Tarpinis junginys AA reaguoja su kita pradine medžiaga, o katalizatorius išsiskiria ir palieka reakcijos zoną:

Susumavus abu procesus, gauname greitai vykstančios reakcijos lygtį: A + B + (K) = AB + (K).

Pavyzdys. Sieros dioksido oksidavimas dalyvaujant NO katalizatoriui: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – lėta reakcija;

Įvedant katalizatorių - NO - susidaro tarpinis junginys: 2NO + O 2 = 2NO 2.

Esant nevienalytei katalizei, greitinantis poveikis yra susijęs su adsorbcija. Adsorbcija yra dujų, garų ir ištirpusių medžiagų absorbcijos reiškinys kietosios medžiagos paviršiuje. Katalizatoriaus paviršius yra nevienalytis. Ant jo yra vadinamieji aktyvieji centrai, kuriuose vyksta reaguojančių medžiagų adsorbcija, todėl padidėja jų koncentracija.

Taip pat yra medžiagų, kurios sustiprina katalizatoriaus poveikį, nors jos pačios nėra katalizatoriai. Šios medžiagos vadinamos promotoriais.

CHEMINĖ PUSIAUSVYRA

">24. "> ">Grąžinamų ir negrįžtamų reakcijų požymiai. Pusiausvyros kriterijai. Pusiausvyros konstanta. Le Chatelier principas.

;color:#000000;background:#ffffff">1. Reakcija vadinama;color:#000000;background:#ffffff">grįžtama;color:#000000;background:#ffffff">, jei jo kryptis priklauso nuo reakcijoje dalyvaujančių medžiagų koncentracijų. Pavyzdžiui N;vertical-align:sub;spalva:#000000;fonas:#ffffff">2;spalva:#000000;fonas:#ffffff"> + 3H;vertical-align:sub;spalva:#000000;fonas:#ffffff">2;spalva:#000000;fonas:#ffffff"> = 2NH;vertical-align:sub;spalva:#000000;fonas:#ffffff">3;color:#000000;background:#ffffff"> esant mažai amoniako koncentracijai dujų mišinyje ir didelėms azoto bei vandenilio koncentracijoms susidaro amoniakas, priešingai, esant didelei amoniako koncentracijai, jis suyra, reakcija vyksta priešinga kryptimi Pasibaigus grįžtamai reakcijai, t Tai yra, kai pasiekiama cheminė pusiausvyra, sistemoje yra ir pradinės medžiagos, ir reakcijos produktai.

;color:#000000;background:#ffffff">Negrįžtamos reakcijos;color:#000000;background:#ffffff"> reakcijos, kurių metu paimtos medžiagos visiškai paverčiamos reakcijos produktais, kurie nereaguoja vienas su kitu tam tikromis sąlygomis, pvz.;background:#ffffff">, ;color:#000000;background:#ffffff">dega;fonas:#ffffff"> ;spalva:#000000;fonas:#ffffff">angliavandeniliai;background:#ffffff">, ;color:#000000;background:#ffffff">išsilavinimas;color:#000000;background:#ffffff">mažas atsiribojimas;fonas:#ffffff"> ;color:#000000;background:#ffffff">junginiai, krituliai, dujinių medžiagų susidarymas.

">Cheminė pusiausvyra"> yra sistemos būsena, kurioje reakcijos greitis į priekį (" xml:lang="en-US" lang="en-US">V;vertical-align:sub">1 ">) yra lygus atvirkštinės reakcijos greičiui (" xml:lang="en-US" lang="en-US">V;vertical-align:sub">2 ">).Esant cheminei pusiausvyrai, medžiagų koncentracijos išlieka nepakitusios. Cheminė pusiausvyra yra dinamiška: tiesioginės ir atvirkštinės reakcijos nesibaigia ties pusiausvyra.

">Cheminės pusiausvyros būsena kiekybiškai apibūdinama pusiausvyros konstanta, kuri yra tiesių linijų konstantų santykis (" xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub">1 ">) ir atvirkščiai ( " xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub">2 ">) reakcijos.

" xml:lang="en-US" lang="en-US">K = K;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">1/" xml:lang="en-US" lang="en-US">K;vertical-align:sub" xml:lang="en-US" lang="en-US">2" xml:lang="en-US" lang="en-US">= ([C];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">c" xml:lang="en-US" lang="en-US"> [D];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">d" xml:lang="en-US" lang="en-US">) / ([A];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">a" xml:lang="en-US" lang="en-US"> [B];vertical-align:super" xml:lang="en-US" lang="en-US">b" xml:lang="en-US" lang="en-US">)

"> Pusiausvyros konstanta priklauso nuo temperatūros ir reaguojančių medžiagų pobūdžio.Kuo didesnė pusiausvyros konstanta, tuo labiau pusiausvyra pasislenka tiesioginės reakcijos produktų susidarymo link.

">Cheminės pusiausvyros poslinkis.

">1. Reagento koncentracijos pokytis.

1. ">Padidinus įvesties šaltinio pabaigą, pasislenka į dešinę
2. ">Padidinus produktus, balansas bus perkeltas į kairę

">2. Slėgis (tik dujoms)

1. ">Slėgio padidėjimas. Perkelia pusiausvyrą į medžiagas, užimančias mažesnį tūrį.
2. ">Mažinus slėgį, pusiausvyra perkeliama į medžiagas, užimančias didesnį tūrį

">3. Temperatūra.

1. ">Egzoterminiam p-ajam padidėjimui. T pasislenka į kairę
2. ">Endotermijos atveju T padidėjimas pasislenka į dešinę.
3. ">Katalizatoriai neveikia cheminės pusiausvyros, o tik pagreitina jos atsiradimą

">Le Chatelier principas">jei dinaminės pusiausvyros būsenos sistemai daromas koks nors poveikis, dažniausiai vykstanti reakcija yra tokia, kuri užkerta kelią šiam poveikiui

" xml:lang="en-US" lang="en-US">N2+O2↔NO+ ∆H

" xml:lang="en-US" lang="en-US">→ t◦→

" xml:lang="en-US" lang="en-US">↓← ↓ t◦←

" xml:lang="en-US" lang="en-US"> ← p-

Norint suformuoti aktyvų kompleksą, būtina įveikti tam tikrą energijos barjerą, eikvoti energiją E A. Ši energija yra aktyvacijos energija yra tam tikra energijos perteklius, palyginti su vidutine energija tam tikroje temperatūroje, kurią turi turėti molekulės, kad jų susidūrimai būtų veiksmingi.

Bendruoju atveju cheminei reakcijai A + B = C + D gali pereiti nuo pradinių medžiagų A ir B prie reakcijos produktų C ir D per aktyvaus komplekso būseną A + B = A¼B = C + D. schematiškai pavaizduoti energijos diagramų pavidalu (6.2 pav.).

Mažos E A vertės ir labai dideli rodikliai apibūdina jonų sąveiką elektrolitų tirpaluose. Pavyzdžiui:

Ca +2 + SO = CaSO 4.

Tai paaiškinama tuo, kad priešingai įkrauti jonai traukia vienas kitą ir sąveikaujančių dalelių atstumiančioms jėgoms įveikti nereikia energijos.

Katalizatoriaus įtaka

Reakcijos greičio pokytis, veikiant nedideliems specialių medžiagų priedams, kurių kiekis proceso metu nekinta, vadinamas katalizė.

Medžiagos, kurios keičia cheminės reakcijos greitį, vadinamos katalizatoriais(medžiagos, keičiančios cheminių procesų greitį gyvuose organizmuose – fermentai). Katalizatorius nėra sunaudojamas reakcijose ir nėra įtrauktas į galutinius produktus.

Cheminės reakcijos, vykstančios esant katalizatoriui, vadinamos katalizinėmis. Yra teigiama katalizė – esant katalizatoriui, didėja cheminės reakcijos greitis – ir neigiama katalizė (inhibicija) – esant katalizatoriui (inhibitoriui), cheminės reakcijos greitis sulėtėja.

1. Sieros dioksido oksidavimas, esant platinos katalizatoriui:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – teigiama katalizė.

2. Vandenilio chlorido susidarymo proceso sulėtinimas esant deguoniui:

H 2 + Cl 2 = 2HCl – neigiama katalizė.

Yra: a) homogeninė katalizė – reagentai ir katalizatorius sudaro vienfazę sistemą; b) heterogeninė katalizė – reagentai ir katalizatorius sudaro skirtingų fazių sistemą.

Katalizatoriaus veikimo mechanizmas. Teigiamų katalizatorių veikimo mechanizmas sumažinamas iki reakcijos aktyvavimo energijos sumažėjimo. Tokiu atveju susidaro aktyvus kompleksas su mažesniu energijos lygiu ir labai padidėja cheminės reakcijos greitis. Fig. 6.3 paveiksle parodyta cheminės reakcijos, vykstančios nesant (1) ir esant (2) katalizatoriui, energijos diagrama.

Jei lėta reakcija A + B = AB vykdoma dalyvaujant katalizatoriui K, tada katalizatorius pradeda cheminę sąveiką su viena iš pradinių medžiagų, sudarydamas trapų tarpinį junginį: A + K = AK.

Šio proceso aktyvinimo energija yra maža. Tarpinis junginys AA reaguoja su kita pradine medžiaga, o katalizatorius išsiskiria ir palieka reakcijos zoną:

Susumavus abu procesus, gauname greitai vykstančios reakcijos lygtį: A + B + (K) = AB + (K).

Pavyzdys. Sieros dioksido oksidavimas dalyvaujant NO katalizatoriui: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 – lėta reakcija;

Įvedant katalizatorių - NO - susidaro tarpinis junginys: 2NO + O 2 = 2NO 2.

Esant nevienalytei katalizei, greitinantis poveikis yra susijęs su adsorbcija. Adsorbcija yra dujų, garų ir ištirpusių medžiagų absorbcijos reiškinys kietosios medžiagos paviršiuje. Katalizatoriaus paviršius yra nevienalytis. Ant jo yra vadinamieji aktyvieji centrai, kuriuose vyksta reaguojančių medžiagų adsorbcija, todėl padidėja jų koncentracija.

Kai kurios medžiagos sumažina arba visiškai sunaikina kietojo katalizatoriaus aktyvumą – kataliziniai nuodai (tai švino, arseno, gyvsidabrio, cianido junginiai). Platininiai katalizatoriai ypač jautrūs kataliziniams nuodams.

Taip pat yra medžiagų, kurios sustiprina katalizatoriaus poveikį, nors jos pačios nėra katalizatoriai. Šios medžiagos vadinamos promotoriais.

CHEMINĖ PUSIAUSVYRA

©2015-2019 svetainė
Visos teisės priklauso jų autoriams. Ši svetainė nepretenduoja į autorystę, tačiau suteikia galimybę nemokamai naudotis.
Puslapio sukūrimo data: 2016-03-24