Levchenkov S.I. Cataliza în reacțiile chimice Reacțiile catalizate

Introducere

1. Dispoziții generale și legi de cataliză

2. Cataliză omogenă

3. Cataliză acidă și bazică

4. Reacții catalitice omogene catalizate de compuși complecși

5. Cataliza enzimatică

6. Cataliză heterogenă

Concluzie

Lista surselor utilizate

Introducere

Cataliza este fenomenul unei modificări a vitezei de reacție în prezența catalizatorilor. Reacțiile care implică catalizatori sunt numite catalitice. Substanțele care cresc viteza unei reacții chimice, deși rămân neschimbate ca urmare a reacției generale, se numesc catalizatori.

Există multe tipuri diferite catalizatori și multe mecanisme diferite ale acțiunii lor. Catalizatorul trece prin cicluri în care se leagă mai întâi, apoi se regenerează, se leagă din nou și așa mai departe în mod repetat. Catalizatorul permite reacției să se desfășoare pe o cale diferită și la o rată mai mare decât în ​​absența unui catalizator. Viteza poate fi mărită prin scăderea energiei de activare, creșterea factorului pre-exponențial sau a ambelor.

Catalizatorul accelerează simultan atât reacțiile directe, cât și cele inverse, datorită cărora constanta de echilibru a reacției globale rămâne neschimbată. Dacă nu ar fi cazul, atunci ar fi posibil să construim mașină de mișcare perpetuă folosind un catalizator pentru regenerarea substanței

1. Dispoziții generale și legi de cataliză

Catalizatorii sunt clasificați în omogeni și eterogeni. Un catalizator omogen se află în aceeași fază cu reactanții, un catalizator eterogen formează o fază independentă, separată prin interfață de faza în care se află reactanții. Acizii și bazele sunt catalizatori omogeni tipici. Metalele, oxizii și sulfurile lor sunt utilizate ca catalizatori eterogeni.

Reacțiile de același tip pot avea loc atât cu catalizatori omogeni, cât și cu catalizatori eterogeni. Deci, împreună cu soluțiile acide, se utilizează Al2O3 solid, TiO2, ThO2, aluminosilicați, zeoliți cu proprietăți acide. Catalizatori heterogeni cu proprietăți de bază: CaO, BaO, MgO.

Catalizatorii heterogeni, de regulă, au o suprafață foarte dezvoltată, pentru care sunt distribuiți pe un purtător inert (silicagel, alumină, cărbune activ etc.).

Pentru fiecare tip de reacție, numai anumiți catalizatori sunt eficienți. În plus față de catalizatorii acid-bazici menționați deja, există catalizatori de reducere a oxidării; se caracterizează prin prezența unui metal de tranziție sau a compusului său (Co +3, V2O5 +, MoO3). În acest caz, cataliza se realizează prin schimbarea stării de oxidare a metalului de tranziție.

Multe reacții sunt efectuate folosind catalizatori care acționează prin coordonarea reactanților la un atom de metal de tranziție sau ion (Ti, Rh, Ni). Acest tip de cataliză se numește cataliză focală.

Dacă catalizatorul are proprietăți chirale, atunci se obține un produs optic activ dintr-un substrat optic inactiv.

În știința și tehnologia modernă, sunt adesea utilizate sisteme de mai mulți catalizatori, fiecare accelerând diferite etape ale reacției. Catalizatorul poate crește, de asemenea, viteza unei etape a ciclului catalitic efectuat de un alt catalizator. Aici are loc „cataliza catalizării” sau cataliza de al doilea nivel.

Enzimele joacă rolul catalizatorilor în reacțiile biochimice.

Catalizatorii ar trebui să se distingă de inițiatori. De exemplu, peroxizii se descompun în radicali liberi, care pot iniția reacții în lanț de radicali. Inițiatorii sunt consumați în timpul reacției, deci nu pot fi considerați catalizatori.

Inhibitorii se consideră uneori din greșeală că sunt catalizatori negativi. Dar inhibitorii, de exemplu, reacțiile în lanț radical, reacționează cu radicalii liberi și, spre deosebire de catalizatori, nu persistă. Alți inhibitori (otrăvuri catalitice) se leagă de catalizator și îl dezactivează; aici are loc suprimarea catalizei, nu cataliza negativă. Cataliza negativă este, în principiu, imposibilă: ar oferi o cale mai lentă pentru reacție, dar reacția, în mod natural, va urma o cale mai rapidă, în acest caz, nu catalizată.

Catalizatorul poate fi unul dintre produsele de reacție. În acest caz, reacția se numește autocatalitică, iar fenomenul în sine se numește autocataliză. De exemplu, la oxidarea Fe 2+ cu Mn04

5Fe 2+ + Mn0 4 - + 8H + = 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2 0

ionii Mn 2+ rezultați catalizează cursul reacției.

Reacțiile catalitice sunt extrem de frecvente în natură. Cele mai surprinzătoare dintre acestea sunt reacțiile cu enzime care catalizează multe reacții în organismele vii. Catalizatorii sunt folosiți pe scară largă în industrie. Producerea de acizi azotici și sulfurici, amoniac, producerea de cauciuc sintetic etc. sunt imposibile fără reacții catalitice. Catalizatorii sunt utilizați în producția de substanțe medicamentoase: fenacetină, guaiacol, derivați de halogen ai compușilor aromatici etc. Catalizatorii sunt oxidul Mn (IV), Ni, Co, Fe, A1C1 3, TeCl 3.

Distingeți între cataliză omogenă și eterogenă, dar pentru oricare dintre ele principalele regularități sunt următoarele:

1. Catalizatorul participă activ la actul elementar al reacției, formând fie compuși intermediari cu unul dintre participanții la reacție, fie un complex activat cu toți reactanții. După fiecare act elementar, acesta este regenerat și poate interacționa cu noi molecule de substanțe care reacționează.

2. Viteza reacției catalitice este proporțională cu cantitatea de catalizator.

3. Catalizatorul are o acțiune selectivă. El poate schimba viteza unei reacții și nu poate afecta viteza altei reacții.

4. Catalizatorul permite reacției să se desfășoare pe o cale diferită și la o rată mai mare decât în ​​absența unui catalizator.

Viteza poate fi mărită prin scăderea energiei de activare, creșterea factorului pre-exponențial sau a ambelor. De exemplu, descompunerea termică a acetaldehidei CH 3 CHO CH 4 + CO este catalizată de vapori de iod, ceea ce determină o scădere a energiei de activare cu ~ 55 kJ / mol. Această scădere face ca rata constantă să crească cu un factor de aproximativ 10.000.

5. Catalizatorul nu afectează poziția echilibrului termodinamic. Modifică în aceeași măsură viteza reacțiilor atât înainte cât și înapoi.

6. Odată cu adăugarea unor substanțe numite promotori, activitatea catalizatorului crește; adăugarea de inhibitori scade viteza de reacție.

2. Cataliză omogenă

În cataliza omogenă, un catalizator este o moleculă sau ion într-o soluție omogenă. În cazul catalizei omogene, catalizatorul și toți reactanții constituie o fază comună.

Principala ipoteză a teoriei catalizei omogene este ideea că în timpul reacției se formează compuși intermediari instabili ai catalizatorului cu reactanți, care apoi se descompun odată cu regenerarea catalizatorului:

A + B + K = (A-B-K) * D + K

Viteza acestei reacții

v = k nc Ac Bc K

este proporțională cu concentrația catalizatorului, iar constanta de viteză respectă ecuația Arrhenius. Această reacție poate avea loc în două etape:

cataliză omogenă acidă enzimatică eterogenă

În acest caz, sunt posibile două cazuri. În prima, rata de descompunere a complexului în catalizator și produsul inițial este mult mai mare decât rata celui de-al doilea stadiu, în care se formează produsul final. Prin urmare, concentrația complexelor, numite complexe Arrhenius în acest tip de cataliză, este scăzută. În al doilea caz, rata descompunerii complexului este proporțională cu rata etapei a doua. Concentrația complexului intermediar este semnificativă și staționară. Complexele de acest tip se numesc complexe Van't Hoff.

Să luăm în considerare al doilea caz, ca unul mai tipic, mai detaliat. Deoarece compusul intermediar AA este în echilibru cu materiile prime, ratele reacțiilor directe (v 1) și inversă (v 2) (1) trebuie să fie egale. După ce am compilat ecuații cinetice pentru ele, obținem:

Unde (cu La"-- cu AK") - concentrația catalizatorului care nu a reacționat; cu A,cu AK"-- concentrațiile de echilibru ale substanței A și respectiv ale compusului intermediar AA.

Din (2) găsim concentrația compusului intermediar:

Viteza totală a întregului proces (v) este determinată de viteza etapei celei mai lente, în acest caz a doua. Atunci

Înlocuind în (4) concentrația intermediarului (3), obținem:

Ecuația (5) indică posibilitatea existenței a două regimuri limitative:

În ambele cazuri, viteza de reacție este direct proporțională cu concentrația catalizatorului, dar ordinea reacției față de materiile prime este diferită. În primul caz, este egal cu doi, iar în al doilea - cu unul. În afara regimurilor limitative, ordinea de reacție va fi fracțională.

Un exemplu de cataliză omogenă este reacția de descompunere termică a acetaldehidei CH 3 CO CH 4 + CO, catalizată de vaporii de iod. În absența vaporilor de iod E A= 191,0 kJ / mol, în prezența lor E A= 136,0 kJ / mol. Constanta de rată crește cu un factor de 10.000. Acest lucru se datorează faptului că reacția are loc în două etape:

CH 3 SOH + I 2 = CH 3 I + HI + CO

CH 3 I + HI = CH 4 + I 2

Energia de activare a fiecărei etape este mai mică decât energia de activare a reacției necatalitice.

Cataliza omogenă include multe reacții acido-bazice, reacții de complexare, reacții redox, numeroase reacții de hidrogenare, reacții de sulfurare etc.

3. Cataliză acidă și bazică

Acizii și bazele din multe reacții îndeplinesc funcțiile unui catalizator, adică participând la reacție, ele însele nu sunt consumate (reacții de hidroliză, alchilare, esterificare etc. Există trei tipuri de cataliză acido-bazică:

1) cataliza acidă (bazică) specifică, în care ionii H + sau OH - servesc, respectiv, ca catalizator;

2) cataliza generală acidă (bazică), care este efectuată de orice donator de protoni (acceptor);

3) cataliza electrofilă (nucleofilă), realizată de acizi și baze Lewes.

Constanta ratei primei ordine k pentru o reacție într-o soluție tamponată poate fi o funcție liniară de [H +], [OH -], [HA], [A -], adică:

k = k 0 + k 1 [H +] + k 2 [OH -] + k 3 [HA] + k 4 [A -]

În această expresie k 0 - constanta ratei de ordinul întâi în absența tuturor ionilor catalitici: [H +], [OH -], [HA], [A -], a k t - coeficienți catalitici.

Dacă numai termenul k 1 [H +] joacă un rol semnificativ, atunci se spune că reacția se manifestă ca o cataliză specifică de către ioni de hidrogen. Dacă termenul prevalează k 3 [HA], se spune că reacția este supusă catalizei acide generale. Dacă termenul prevalează k 4 [A -], se spune că reacția este supusă acțiunii catalizei generale de bază.

Pentru cataliza acid-bazică specifică atunci când viteza de reacție necatalitică este scăzută (k 0 = 0) poate fi reprezentat sub formă logaritmică:

Pentru soluții acide:

Pentru soluții alcaline:

Ecuațiile indică faptul că pentru cataliza acid-bazică specifică, logaritmul constantei de viteză depinde liniar de pH-ul mediului.

Mecanismul acțiunii catalitice a ionilor de hidrogen este acela că se formează un compus intermediar al unui proton și o moleculă a substanței de pornire. Datorită acestui proces, legăturile chimice prezente în substanța inițială sunt slăbite, energia de activare scade și apoi forma protonată BH + se descompune într-un produs de reacție și un catalizator.

4. Reacții catalitice omogene catalizate de compuși complecși

Reacțiile de reducere, hidrogenare, oxidare, izomerizare, polimerizare în condiții industriale se efectuează în prezența catalizatorilor - compuși complecși (ioni metalici din grupa VIII din tabelul periodic Fe, Co, Ni, Ru, precum și Cu, Fg , Hg, Cr, Mn). Esența acțiunii catalitice este că ionii metalici acționează ca donatori sau acceptori de electroni. Interacțiunea chimică dintre moleculele care reacționează coordonate în jurul ionului central de metal este facilitată de polarizarea moleculelor și de o scădere a energiei legăturilor individuale. Ionul central metalic acționează ca o punte care facilitează tranzițiile electronice între moleculele care reacționează.

Activitatea catalitică a unui ion metalic depinde de energia de legare a ionului cu participanții la reacție. Dacă energia de legare este mare sau mică, ionul metalic prezintă activitate catalitică slabă. În primul caz, ionii metalici sunt atât de puternic legați de moleculele care reacționează încât sunt îndepărtați din reacție. În al doilea caz, moleculele care reacționează nu pot deplasa alți liganzi prezenți în soluție. Se obțin complexe saturate de coordonare care nu sunt catalizatori activi.

Datorită posibilităților largi de reglare a compoziției catalizatorilor complexi, a devenit posibilă simularea unui număr de reacții care implică enzime care conțin ioni de elemente din grupa VIII.

5. Cataliza enzimatică

Enzimele sunt cei mai uimitori catalizatori. Acestea sunt asociate cu multe reacții la organismele vii și, prin urmare, sunt adesea numite catalizatori biologici. Cataliza enzimatică este un fenomen mai complex decât cataliza convențională. Organizarea ridicată a proceselor de cataliză enzimatică este determinată de particularitatea interacțiunii într-un organism viu asociat cu o combinație specială a structurii moleculare a enzimelor și substraturilor, care sunt numite reactanți în reacțiile enzimatice.

Enzimele sunt proteine, adică constau din aminoacizi legați prin legături peptidice. Molecula enzimatică are grupări polare alternante COOH, NH2, NH, OH, SH etc., precum și grupări hidrofobe. Structura primară a enzimei se datorează ordinii de alternanță a diferiților aminoacizi. Ca urmare a mișcării haotice termice, enzima macromoleculă se îndoaie și se îndoaie în bile libere. Interacțiunea intermoleculară are loc între părți individuale ale lanțului polipeptidic, ducând la formarea de legături de hidrogen. Structura secundară a enzimei apare sub forma unui mediu liber. Pentru fiecare enzimă, structura secundară este destul de definită. Centrul catalitic activ al enzimei include grupuri care orientează moleculele substratului într-o anumită poziție. Centrul activ este ca o matrice, în care poate intra o moleculă cu o anumită structură. Mecanismul catalizei enzimatice constă în interacțiunea centrilor activi ai enzimei cu substratul cu formarea complexului enzimă-substrat, care apoi suferă mai multe transformări, în urma cărora apare produsul de reacție. Fiecare dintre etapele intermediare se caracterizează printr-o energie de activare mai mică, care contribuie la progresul rapid al reacției. Acest lucru explică activitatea ridicată a enzimelor.

Enzimele sunt împărțite în clase în funcție de tipul de reacție pe care îl catalizează: oxidoreductaze (catalizează reacțiile redox), transferaze (catalizează transferul grupelor chimice de la un compus la altul), hidrolaze (catalizează reacțiile de hidroliză), liasele (rupe diverse legături), izomerasele (efectuează transformări izomerice), ligasele (catalizează reacțiile de sinteză). După cum puteți vedea, enzimele diferă prin specificitate și selectivitate. Unele catalizează o întreagă clasă de reacții de un anumit tip, altele catalizează o singură reacție.

Multe enzime conțin ioni metalici (metaloenzime). În metaloenzime, ionii metalici formează complecși chelați care asigură structura activă a enzimei. Metalele cu o stare de oxidare variabilă (Fe, Mn, Cu) participă la reacțiile redox, efectuând transferul de electroni la agentul oxidant. Se știe că câteva zeci de compuși organici îndeplinesc funcțiile de transport al hidrogenului și al electronilor. Conțin derivați de vitamine.

Ionii metalelor grele (Ag +, Hg +, Pb 2+) pot bloca grupurile active de enzime.

Pentru a evalua acțiunea diferitelor enzime, a fost introdus conceptul de activitate moleculară, care este determinat de numărul de molecule de substrat convertite de o moleculă de enzimă într-un minut. Cea mai activă dintre enzimele cunoscute este anhidrază carbonică, a cărei activitate moleculară este de ~ 36 milioane de molecule pe minut.

Viteza unei reacții catalizate de o enzimă este direct proporțională cu concentrația enzimei. La o concentrație scăzută a substratului, reacția este de primul ordin în ceea ce privește substratul. La concentrații mari, viteza de reacție rămâne constantă, iar ordinea de reacție devine zero (enzima este complet saturată cu substratul). Viteza de reacție depinde de temperatura și aciditatea mediului.

Cataliza enzimatică joacă un rol uriaș în toate manifestările vieții, în ceea ce privește lucrurile vii. Pentru a crește activitatea vitală a corpului și pentru a îmbunătăți metabolismul, au fost create multe preparate enzimatice care sunt utilizate ca medicamente. Preparatele enzimatice sunt utilizate pe scară largă pentru tulburările tractului gastro-intestinal asociate cu producția insuficientă de enzime digestive. Deci, pentru unele forme de gastrită, se utilizează medicamente pepsină sau pancreatină. Enzimele sunt folosite cu succes și în cazurile în care este necesară distrugerea formațiunilor proteice acumulate în cantități mari (pentru arsuri, răni purulente, boli pulmonare purulente-inflamatorii etc.). În aceste cazuri, se utilizează enzime protolitice, ceea ce duce la hidroliza rapidă a proteinelor și facilitează resorbția acumulărilor purulente. Mă bucur pentru tratament boli infecțioase utilizați preparate de lizozimă, care distrug cochilia unor bacterii patogene. Enzimele care dizolvă cheagurile de sânge (cheaguri de sânge în vasele de sânge) sunt foarte importante. Este plasmina care se găsește în sânge; enzime pancreatice - tripsina și chimotripsina. Pe baza lor cu diferiți aditivi, au fost create preparate enzimatice medicinale - streptokinază, streptază și altele utilizate în medicină.

6. Cataliză heterogenă

La interfață apare cataliza heterogenă. Prima reacție catalitică eterogenă observată a fost deshidratarea alcoolului etilic pe argila activă efectuată de Priestley (1778):

C 2 H 5 OH - C 2 H 4 + H 2 O

În prima jumătate a secolului al XIX-lea, un număr mare de lucrări au fost dedicate catalizei eterogene. Multe lucrări au fost dedicate explicației teoretice a acțiunii catalitice a solidelor. Ulterior, dezvoltarea doctrinei a continuat atât pe calea acumulării datelor experimentale, dezvoltând metode de preparare a catalizatorilor, descoperind și studiind noi procese catalitice, introducând cataliza în industria chimică, cât și pe calea dezvoltării teoriei catalizei eterogene. Cu toate acestea, succesele teoreticienilor au fost mult mai modeste decât succesele experimentatorilor. Și aceasta nu este o coincidență.

Deși nu există nicio diferență fundamentală între procesele catalitice și necatalitice, ambele respectă legile cineticii chimice, în ambele cazuri sistemul de reactanți trece printr-o anumită stare activă specială; caracteristicile specifice sunt observate în reacțiile catalitice eterogene. În primul rând, apare un solid, de proprietățile căruia depind în esență toate fenomenele în ansamblu. Prin urmare, nu este o coincidență faptul că succesele teoriei catalizei eterogene sunt indisolubil legate de dezvoltarea teoriei stării solide. Deoarece procesul are loc la suprafață, cunoașterea structurii suprafeței catalizatorului se dovedește a fi decisivă pentru dezvoltarea teoriei catalizei. Prin urmare, urmează o strânsă legătură între dezvoltarea teoriei catalizei și dezvoltarea studiilor experimentale și teoretice ale fenomenelor de adsorbție. Complexitatea proceselor eterogene, specificitatea lor inerentă, duc la faptul că studiile teoretice în acest domeniu nu au fost încă finalizate. În timp ce putem vorbi despre prezența mai multor concepte teoretice, în prima aproximare, generalizând anumite fapte experimentale.

În practică, două tipuri de cataliză eterogenă sunt cele mai frecvente:

1) procese, al căror catalizator este în faza solidă, și reactanții în faza lichidă;

2) procese, al căror catalizator este în faza solidă, și reactanții în faza gazoasă. Reacția are loc de obicei (și în unele procese cu mai multe etape începe) la interfață, adică pe suprafața unui solid - un catalizator.

Procesul eterogen poate fi împărțit în cinci etape:

1) transportul reactanților la suprafața catalizatorului (difuzie);

2) adsorbția reactanților pe suprafața catalizatorului;

3) reacție la suprafață;

4) desorbția produselor de reacție cu eliberarea suprafeței catalizatorului;

5) transportul produselor de reacție în volum (difuzie).

În funcție de condițiile procesului și de caracteristicile sale, oricare dintre cele cinci etape poate fi cea mai lentă și, în consecință, viteza procesului catalitic poate fi limitată de oricare dintre ele. Pentru o evaluare comparativă a activității catalizatorilor, viteza de reacție la suprafață este decisivă. Prin urmare, în acele cazuri în care este important să se obțină valoarea activității catalizatorului, aceștia încearcă să conducă procesul în așa fel încât rata să fie determinată de a doua etapă, așa-numita cinetică.

Adsorbția și desorbția au propriile legi.Adsorbția este procesul de schimbare spontană a concentrației unei substanțe la interfață. Se numește substanța pe suprafața căreia are loc procesul de adsorbție adsorbant. Substanța adsorbită se numește adsorbat. În cataliza eterogenă, adsorbantul este catalizatorul, iar adsorbatul este molecula reactantului (substrat). Adsorbția substratului pe catalizator poate fi efectuată datorită forțelor de interacțiune care apar între moleculele (atomii) catalizatorului de pe suprafață și moleculele substratului (adsorbție fizică). Interacțiunea chimică (adsorbție chimică sau chemisorbție) poate apărea între moleculele (atomii) catalizatorului și moleculele reactantului. Ca urmare a adsorbției, ordonarea sistemului crește, energia sistemului scade și energia de activare a reacției scade.

Pentru procesele eterogene, mișcarea materiei de la volumul intern al unui lichid sau gaz la o suprafață solidă este de o importanță deosebită. Procesele de transfer de masă respectă legile difuziei.

Concluzie

Importanța catalizatorilor și a proceselor catalitice în rafinarea petrolului și petrochimie nu poate fi supraestimată. La urma urmei, acestea stau la baza progresului tehnic în cele mai importante domenii ale satisfacerii nevoilor societății umane moderne. Ideea este, în primul rând, că uleiul din diferite depozite conține de obicei doar 5 până la 20% din fracțiunile cu fierbere redusă corespunzătoare benzinei. Nevoia de benzină cu dezvoltarea modernă a transportului auto și aerian este enormă. În acest caz, se obțin de obicei combustibili pentru motoare distilați direct din petrol De calitate inferioară... Utilizarea fisurării și reformării catalitice în combinație cu alte metode moderne de prelucrare face posibilă creșterea randamentului benzinelor foarte active până la 75% din greutatea uleiului. Combustibilii pentru motoare sunt, de asemenea, produși prin hidrogenarea catalitică a cărbunelui folosind catalizatori metalici.

O prelucrare catalitică suplimentară a hidrocarburilor pe catalizatori de metal și oxid face posibilă obținerea produselor intermediare necesare în producția de bunuri de larg consum. Majoritatea monomerilor și polimerilor obținuți din aceștia sunt produse de procese catalitice pentru prelucrarea hidrocarburilor și a derivaților lor obținuți din petrol, cărbune, șist și gaz natural. Procesele catalitice joacă un rol important în producția de detergenți, coloranți și substanțe medicamentoase.

Sinteza organică principală, care oferă produse intermediare (și produse de tehnologie organică), se bazează în principal pe reacții catalitice. Mare valoare în viață societate modernă au produse chimice precum acidul sulfuric, amoniacul și acidul azotic. Aproape toate sectoarele economiei naționale consumă aceste substanțe sau alți compuși chimici obținuți cu ajutorul lor. Pe baza lor, se produc zeci de milioane de tone de îngrășăminte minerale, fără de care este imposibil să se mărească sau chiar să se păstreze randamentul câmpurilor. Sute de industrii chimice, petrochimice, alimentare, ușoare și alte industrii folosesc acizi sulfurici, nitrici, amoniac și derivații acestora. Acești compuși sunt utilizați și în industria metalurgică și prelucrarea metalelor.

Între timp, producția la scară largă de acid sulfuric, amoniac și acid azotic din amoniac a devenit posibilă numai datorită descoperirii unor catalizatori adecvați și dezvoltării metodelor de utilizare a acestora.

Lista surselor utilizate

1) A.P. Belyaeva. Chimie fizică și coloidală. M.: GOETAR-Media, 2008

2) I.P. Mukhlenov. Tehnologia catalizatorului. M.: Bukinist, 2007

3) Enciclopedie chimică. - M.: Enciclopedia sovietică, 1990.

4) Imyanitov N.S. Sisteme de mai mulți catalizatori în cataliza complexelor metalice. // Chimie de coordonare. 1984.

Documente similare

Esența și caracteristicile procesului de catalizare a complexului metalic. Proprietățile complexelor metalice care determină activitatea catalitică. Modelarea catalizei enzimatice. Aplicații, avantaje și dezavantaje ale catalizei complexelor metalice.

raport adăugat la 16.03.2015


Teorii generale ale catalizei omogene. Etapele procesului de cataliză și viteza de reacție. Cinetica reacției catalitice a disproporționării peroxidului de hidrogen în prezența diferitelor cantități de catalizator Fe2 +, efectul pH-ului asupra vitezei de reacție.

test, adăugat 18.09.2012


Determinarea vitezei unei reacții chimice. Istoria descoperirii, conceptul și tipurile de reacții catalitice. Opiniile unor figuri proeminente din chimie despre fenomenul catalizei, aspectele sale fizice și chimice. Mecanismul catalizei eterogene. Cataliza enzimatică în biochimie.

rezumat, adăugat 14.11.2010


Conceptele de cataliză, catalizator și proces catalitic, diferitele lor definiții. Mecanisme de accelerare a reacției prin catalizatori. Cataliză chimică (nonbiologică). Sinteza eterului dietilic din alcool cu ​​participarea acidului sulfuric. Teoriile catalizei.

rezumat, adăugat 26.01.2009


Catalizatori metalici, catalizatori mixți și polifuncționali pentru cataliza eterogenă. Cerințe pentru catalizator. Teorii ale catalizei eterogene. Teoria multiplexă și electronică. Teoria ansamblurilor active. Cataliza în procesarea gazelor naturale.

hârtie pe termen adăugată la 05.06.2014


Definiția catalizei și rolul său în industrie. Selectivitatea și înțelegerea generală a conceptului de „mecanism de reacție chimică”. Clasificarea sistemelor catalitice pe faze și tipuri de reacții. Adsorbție și cerințe de bază pentru catalizatori industriali.

rezumat, adăugat 26.01.2009


Metode de fierbere a sărurilor de arendiazoniu. Analiza acidității termodinamice a fenolilor. Caracterizarea acilării fenolilor, catalizei acide și acidului fenoxiacetic. Caracteristicile reacției Kolbe-Schmitt, metoda de obținere a acidului fenoxiacetic.

test, adăugat 28.03.2012


Subiectul termochimiei, studiul efectelor termice ale reacțiilor chimice. Tipuri de procese de cinetică chimică și cataliză. Entalpia (efect termic) a reacției. Viteza de reacție, legea acțiunii în masă. Constant echilibru chimic, efectul catalizatorului.

prezentare adăugată în 19/10/2014


Enzimele (enzimele) sunt catalizatori biologici utilizați în producția de produse lactice. Reguli internaționale pentru nomenclatura enzimelor. Numai proteinele globulare pot fi enzime. Nivelurile structurale ale proteinelor. Cinetica catalizei enzimatice.

rezumat, adăugat 26.01.2009


Conceptul de catalizatori biologici, acțiunea enzimelor în sistemele vii și clasificarea acestora. Factori care afectează activitatea catalizatorilor biologici. Substanțe numite coenzime. Cinetica catalizei enzimatice, ecuația Michaelis-Menten.

Una dintre cele mai comune metode de control al vitezei de reacție este utilizarea catalizatorilor.

Catalizatori- acestea sunt substanțe care participă activ la etapele intermediare ale reacției, modifică viteza procesului general, dar se găsesc în produsele de reacție într-o stare nemodificată.

Se numește modificarea vitezei de reacție în prezența catalizatorilor cataliză, iar reacțiile în sine sunt reacții catalitice.

Există două abordări ale clasificării reacțiilor catalitice.

1. Prin prezența unei limite de fază, se disting următoarele:

– cataliza omogenă când reactivii, catalizatorii și produsele de reacție sunt în volumul unei faze;

– cataliză eterogenă când catalizatorul și reactanții cu produse de reacție sunt în faze diferite; de multe ori catalizatorul formează o fază solidă, iar reactanții și produsele sunt în faza lichidă sau în fază gazoasă.

2. Prin natura modificării vitezei de reacție, se întâmplă:

– cataliza pozitivăîn care catalizatorul mărește viteza de reacție;

– cataliza negativă (inhibiție), la care catalizatorul ( inhibitor) încetinește viteza de reacție;

– autocataliza când produsul de reacție joacă rolul unui catalizator; de exemplu hidroliza unui ester

CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH

Acidul acetic format ca urmare a reacției elimină ionul hidrogen, care începe să joace rolul de catalizator al reacției de hidroliză. Prin urmare, la început, o reacție lentă are o viteză din ce în ce mai mare în timp.

Pentru a explica mecanismul reacțiilor catalitice, a fost propus teoria intermediarilor... Conform acestei teorii, cu cataliza pozitivă, catalizatorul ( LA) la o rată mare formează un compus intermediar cu unul dintre reactivi, care, de asemenea, interacționează rapid cu al doilea reactiv:

A + B D(încet)

1) A + K AK(repede)

2) AK + B D + K(repede)

Figura 4a arată că energia de activare a procesului necatalitic este mult mai mare decât energia de activare din prima și a doua etapă a transformării catalitice. Astfel, cu cataliză pozitivă rolul catalizatorului este de a reduce energia de activare a reacției.

Calea de reacție a)

Calea de reacție b) Calea de reacție a)

Figura 4 Diagramele energetice ale reacției catalitice (a) și

reacție inhibată (b)

În reacțiile de inhibare, inhibitorul ( Eu) la viteză mare formează o conexiune intermediară puternică ( AI), care se transformă foarte încet într-un produs de reacție:

A + B D(încet)

1) A + I AI(foarte rapid)

2) AI + B D + I(Atât de lent)

Figura 4b arată că prima etapă de inhibiție, în comparație cu procesul neinhibat, are o energie de activare mai mică și se desfășoară foarte repede. În același timp, energia de activare din a doua etapă de inhibiție este mult mai mare decât cea a reacției neinhibate. Astfel, în reacțiile inhibate rolul inhibitorului este de a crește energia de activare a reacției.

CARACTERISTICILE ENZIMATIVEI

CATALIZĂ

Enzime(din lat. fermentum- ferment) - catalizatori biologici prezenți în toate sistemele biologice. Acestea efectuează transformarea substanțelor din organism, dirijând și reglând astfel metabolismul din acesta. Enzimele sunt utilizate pe scară largă în industria alimentară și ușoară. Prin natura lor chimică, enzimele sunt o moleculă de proteină globulară.

Cataliză enzimatică (biocataliză) Este accelerarea reacțiilor chimice în sistemele biologice de către proteine ​​speciale - enzime. Cataliza enzimatică se bazează pe aceleași tipare chimice ca și cataliza chimică convențională utilizată în producția chimică. În același timp, cataliza enzimatică are propriile sale caracteristici:

1. Activitate mai mareîn comparație cu catalizatorii chimici (creșterea vitezei cu 10 10 - 10 de 13 ori). Acest lucru se datorează faptului că reacțiile enzimatice din toate etapele au energii de activare foarte scăzute (Figura 5).

2. Majoritatea enzimelor sunt diferite specificul acțiunii, astfel încât aproape fiecare reacție de conversie a reactantului ( substrat) în produs este realizat de o enzimă specială. Există două teorii ale specificității acțiunii enzimatice:

1) Teoria lui Fisher(teoria „blocării cheii”): enzima și substratul din structura spațială ar trebui să se potrivească reciproc ca o cheie de blocare;

2) Teoria Koshland(teoria „mâinilor și mănușilor”): enzima și substratul separat pot să nu aibă forme spațiale corespunzătoare, dar atunci când se apropie, configurațiile lor se schimbă în așa fel încât să devină posibilă o corespondență spațială strictă.

3. Enzimele sunt deosebite fenomen de inactivare- distrugerea moleculei enzimei după interacțiunea cu un anumit număr de molecule de substrat. Cu cât activitatea enzimei este mai mare, cu atât este mai repede distrusă. Fenomenul inactivării este explicat de teoria lui Koshland. Într-adevăr, cu cât enzima este mai activă, cu atât interacționează mai intens cu substratul, în care molecula enzimei suferă o deformare spațială semnificativă. O astfel de deformare multiplă duce la ruperea celor mai slabe legături chimice, adică la distrugerea moleculei enzimei.

4. Fiecare enzimă conține o moleculă proteică. O componentă constau doar dintr-o moleculă proteică și bicomponent- dintr-o moleculă proteică și o componentă neproteică asociată acesteia (un ion anorganic sau o moleculă organică compusă - cel mai adesea o moleculă de vitamină sau un produs al transformării sale) - cofactor... Se numește complexul molecular al unei proteine ​​și al unui cofactor holoenzima, care are activitate catalitică maximă. Ca parte a holoenzimei, se numește partea proteică feron, iar partea nonproteică - agon... Componenta proteică lipsită de cofactor se numește apofenzimă, iar cofactorul separat de molecula proteică este coenzima... În afară de cofactor, molecula de proteină are o activitate foarte scăzută, iar coenzima ca catalizator este în general inactivă.

5. Majoritatea enzimelor sunt reglate, adică sunt capabili să treacă de la o stare de activitate scăzută la o stare de activitate înaltă și invers. Mecanismul de reglare este un sistem complex prin care organismul își controlează toate funcțiile.

6. Enzimele sunt foarte sensibile la influența condițiilor externe. Acestea sunt active într-un interval relativ restrâns de temperaturi și valori ale pH-ului.

Mecanismul reacțiilor enzimatice este similar mecanismului reacțiilor catalizate de catalizatori chimici:

S + E ES P + E,

adică la început se formează foarte repede complex enzimă-substrat ES care se pot disocia înapoi în substrat Sși enzimă E, dar, de asemenea, se transformă încet într-un produs de reacție P... Cu o concentrație constantă a enzimei, dependența de rata inițială de transformare a substratului v 0 de la concentrația sa inițială este descris ecuația cinetică Michaelis-Menten:

v 0 = ,

Unde K mși V max- parametrii cinetici care reflectă mecanismul acțiunii enzimei.

Metoda de determinare a acestor parametri se bazează pe utilizarea Lineweaver - ecuații Burke, care se obține prin transformarea ecuației Michaelis - Menten:

= +

Figura 6 prezintă metodologia pentru determinarea parametrilor K mși V max. V max - aceasta este viteza maximă de reacție inițială la o concentrație dată de enzimă [ E] (Figura 7). Activitatea molară a enzimei(a E) este determinată de raportul:

care arată numărul de molecule de substrat convertite de o moleculă enzimatică pe unitate de timp. De exemplu, pentru reacție CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 catalizată de enzima sanguină carbonat dehidratază a Е = 36 ∙ 10 6 mol CO 2/ (min ∙ mol E), adică 1 moleculă enzimatică într-un minut catalizează conversia a 36 de milioane de molecule CO 2.

Figura 7 Dependența vitezei inițiale a reacției enzimatice de concentrația inițială a substratului

Parametru K m are sens cantitatea de substrat necesară pentru a lega jumătate din enzima disponibilă în complexul enzimă-substrat și pentru a atinge jumătate din rata maximă (Figura 7). De aceea K m poate fi utilizat pentru a evalua specificitatea acțiunii unei anumite enzime în raport cu un substrat dat. De exemplu, pentru reacție

monozaharid + ATF fosfat de zahăr + ADP,

hexokinază catalizată de enzime, pentru glucoză obținută K m= 8 ∙ 10 -6 mol / l, și pentru alose K m= 8 ∙ 10 –3 mol / l. În consecință, enzima interacționează mai preferențial cu glucoza, deoarece necesită de 1000 de ori mai puțin decât aloza pentru a obține același rezultat.

4. ECHILIBRIUL CHIMIC

Când se atinge o stare de echilibru chimic, numărul de molecule de substanțe încetează să se schimbe și rămâne constant în timp în condiții externe constante. Echilibrul chimic se caracterizează prin următoarele caracteristici:

1) egalitatea ratelor reacțiilor înainte și înapoi;

2) constanța concentrațiilor (presiuni parțiale) ale componentelor cu condiții externe constante;

3) mobilitate, adică capacitatea de a se reface spontan cu mici deplasări;

4) echilibrul se realizează atât prin parcurgerea directă, cât și inversă a reacției.

Luați în considerare diagrama energetică a unei reacții chimice

A + B D(Figura 8). Pentru această reacție:

Figura 8 Diagrama energetică a unei reacții chimice reversibile

În consecință, la o temperatură dată, reacțiile înainte și inversă au valori bine definite ale constantei de viteză. Prin urmare, în reacțiile reversibile, curbele cinetice au forma prezentată în Figura 9 A... Figura arată că după ce ați ajuns la timp t p concentrațiile componentelor rămân neschimbate.

Conform legii la acțiune în masă

Din Figura 9 b se poate observa că după atingerea timpului de echilibru t p se realizează egalitatea de viteze. Atunci

Unde K c= este constanta echilibrului chimic, determinată din concentrațiile de echilibru ale componentelor.

Figura 9 Curbele cinetice (a) și dependențele de viteza reacțiilor înainte și invers în timp (b) pentru o reacție reversibilă

În cazul general, pentru reacție

mA + nB qD + fE

constanta de echilibru este determinată de expresie

Prin urmare, K c este un parametru caracteristic unui sistem de reacție la o temperatură dată, care determină raportul dintre concentrațiile componentelor într-o stare de echilibru chimic.

Dacă reacția se desfășoară în faza gazoasă, atunci în loc de concentrații, se utilizează presiunile parțiale ale componentelor sistemului. Pentru reacția de echilibru de mai sus, constanta de echilibru, determinată din presiunile parțiale ale componentelor în echilibru, se găsește ca

Pentru gaze ideale p i = C i RT... De aceea

unde - este modificarea numărului de moli ai componentelor în timpul reacției.

Valorile K cși K p depind de temperatură și de natura componentelor sistemelor de reacție.

Din ecuațiile lui Arrhenius pentru reacțiile directe și inverse rezultă:

ln k pr= ln Un prși ln k eșantion= ln A arr

De atunci

ln K p= ln

Unde ΔH pr- efectul termic al unei reacții directe.

Din ecuația obținută rezultă că dependența K p are forma unei linii drepte și pentru aceasta (Figura 10), de unde urmează .

Pentru determinare ΔH pr metoda analitică găsi sens K p la două temperaturi diferite și efectuați calcule după formula

ΔH pr

Figura 10 Determinarea efectului termic al unei reacții endotermice directe ( ΔH pr >0)

Ultima expresie se numește ecuația integrală izobare de reacție chimică... Relaționează constantele de echilibru la două temperaturi diferite și descrie sisteme de echilibru în care presiunea totală rămâne constantă pe măsură ce temperatura se schimbă.

Dacă, cu o modificare a temperaturii, volumul sistemului rămâne constant, ca, de exemplu, în reacțiile în soluții, atunci relația dintre parametri se exprimă prin reacție chimică izochorică

ΔU pr .

Discutând direcția cursului reacțiilor chimice din punctul de vedere al termodinamicii chimice, s-a observat că sistemul se află într-o stare de echilibru chimic în condiția ∆G = 0. Pe baza acestei poziții se obține ecuația izoterme de reacție chimică, care vă permite să determinați semnul ∆Gși, în consecință, direcția reacției chimice, cu condiția ca componentele sistemului de reacție să fie amestecate în raporturi arbitrare:

ΔG= RT(ln - ln K p)

Unde p Ași p B- presiuni parțiale arbitrare ale componentelor obținute prin amestecarea acestora.

O relație similară a fost propusă pentru un sistem ale cărui componente sunt în soluție.

De exemplu, pentru reacție

mA + nB qD + fE,

al cărui echilibru se stabilește în faza lichidă, ecuația izotermei reacției chimice are următoarea formă:

ΔG= RT(ln - ln K c)

unde sunt fracțiile molare ale componentelor din soluție, care se obține prin amestecarea unei cantități arbitrare de substanțe A, B, Dși E.

Schimbarea echilibrului. O schimbare de temperatură, concentrație și presiune a unui sistem în echilibru îl scoate din echilibru. Dar, după un anumit timp, se stabilește din nou o nouă stare de echilibru în sistem, ai cărei parametri sunt deja diferiți de starea inițială. O astfel de tranziție a sistemului de la o stare de echilibru la o altă stare de echilibru atunci când condițiile se schimbă se numește schimbare de echilibru. Este folosit pentru a crește randamentul produsului țintă pentru acele sisteme care au valori mici ale constantelor de echilibru. În plus, metoda de deplasare a echilibrului poate suprima procesele paralele nedorite.

Dar, în același timp, este necesar să se țină cont de doi factori care nu afectează starea de echilibru. În primul rând, introducerea unui catalizator într-un sistem de echilibru nu duce la o schimbare a echilibrului. Catalizatorul scade simultan energia de activare a reacțiilor înainte și inversă, ceea ce duce la o creștere a vitezei ambelor reacții în aceeași măsură. Ca urmare a utilizării catalizatorului, starea de echilibru este atinsă într-o perioadă mai scurtă de timp. În al doilea rând, în sistemele de echilibru eterogene, concentrațiile și presiunile parțiale ale solidelor insolubile și nevolatile nu sunt incluse în expresia constantei de echilibru. De exemplu, pentru reacție FeO + CO Fe + CO 2 constanta de echilibru este definită ca K p= .

Influența temperaturii. Ecuații isochoreși izobare vă permit să preziceți direcția de deplasare a echilibrului cu o schimbare de temperatură. De exemplu, dacă sistemul este în echilibru și reacția directă este exotermă (DH pr <0), то при повышении температуры (T 2> T 1) inegalitatea K p, 2 K p, 1... Acest lucru sugerează că, în noua stare de echilibru, presiunea parțială a produselor de reacție va fi mai mică, adică reacția se deplasează spre stânga.

O creștere a temperaturii deplasează echilibrul către cursul unei reacții endoterme și o scădere a temperaturii - către o reacție exotermă.

Astfel, se obține cel mai mare randament al produsului:

Pentru reacții exoterme la temperaturi scăzute;

Pentru reacții endotermice la temperaturi ridicate.

Efectul concentrației (presiune parțială). Ecuația izoterme vă permite să preziceți direcția de deplasare a echilibrului atunci când se modifică concentrația oricărei componente a sistemului de echilibru. Să fie sistemul în echilibru. Atunci ΔG= 0 și concentrațiile componentelor din ecuația izotermă corespund valorilor de echilibru și = K c... Dacă unii dintre produsele de reacție sunt eliminate din sistem, atunci apare o stare de neechilibru cu raportul parametrilor K cși corespunzător, ΔG< 0. Ultima inegalitate este o condiție termodinamică pentru apariția spontană a unei reacții directe. În consecință, se obține o nouă stare de echilibru prin conversia unei părți a reactivilor inițiali în produse de reacție - prin deplasarea echilibrului spre dreapta.

O creștere a concentrației (presiunea parțială) a reactivilor inițiali deplasează echilibrul către formarea produselor și o scădere a concentrației acestora (presiunea parțială) - spre transformarea inversă a produselor în cele inițiale. O creștere a concentrației (presiunii parțiale) a produselor deplasează echilibrul spre reacția inversă și o scădere a concentrației acestora (presiunea parțială) - către reacția directă.

Prin urmare, pentru a crește randamentul produsului de reacție, este necesar să se mărească concentrațiile (presiunile parțiale) ale reactivilor de pornire sau să scadă concentrația (presiunile parțiale) a produselor prin retragerea lor treptată din sistemul de reacție.

Efectul presiunii totale a sistemului... Să se dea un sistem de fază gazoasă de echilibru mA nB, pentru care n m, adică apare o reacție directă cu o creștere a numărului de molecule.

Conform legii lui Dalton, p A = p ∙ y Ași p B = p ∙ y B, Unde R- presiunea totală în sistem; p A, p B- presiuni parțiale ale componentelor; y A, y B- fracțiunile molare ale componentelor în faza gazoasă. Apoi ecuația izotermă ia următoarea formă

Dacă la presiune p 1 atunci sistemul este în echilibru

.

O creștere a presiunii la p 2 dezechilibrează sistemul. Pentru că ( p-t) 0, atunci apare următoarea relație a parametrilor sistemului

și ΔG> 0.

Aceasta este condiția termodinamică pentru reacția inversă. În consecință, odată cu creșterea presiunii, va apărea o nouă stare de echilibru ca urmare a transformării inverse a produsului V la conexiunea originală A, ca urmare, numărul total de molecule din sistem scade.

Rezumând rezultatul obținut, se pot trage următoarele concluzii:

O creștere a presiunii totale a sistemului deplasează echilibrul spre reacția care are loc cu o scădere a numărului de molecule;

O scădere a presiunii totale a sistemului duce la o schimbare a echilibrului spre reacția care are loc cu o creștere a numărului de molecule.

Generalizarea regularităților influenței tuturor factorilor asupra direcției deplasării echilibrului duce la o regulă numită Principiul Le Chatelier:

dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem de echilibru (modificați temperatura, concentrația sau presiunile parțiale ale componentelor, presiunea totală), atunci va reacționa în așa fel încât efectul acestei influențe să fie slăbit.

REACȚII FOTOCHIMICE

Se numesc reacții chimice care apar sub influența radiației luminoase reacții fotochimice... Cele mai importante reacții fotochimice includ formarea ozonului din oxigenul molecular sub influența radiațiilor ultraviolete de la Soare:

O 2 + h O

O + O 2 O 3 + O

Ozonul rezultat Aproximativ 3 absoarbe razele ultraviolete în intervalul 250-260 mmq, care au un efect dăunător asupra organismelor vii. O altă reacție fotochimică importantă este fotosinteza, care are ca rezultat absorbția dioxidului de carbon din atmosferă de către plante și eliberarea de oxigen. Descompunerea fotochimică a bromurii de argint se află în centrul procesului fotografic.

Energia unui foton (cuantica radiației) ( E) este determinată de relație

E = h,

Unde h- Constanta lui Planck (h 6.626 10 J ∙ s); - frecvența radiației, s. Lungimea de undă a luminii vizibile, a razelor infraroșii și ultraviolete este cuprinsă între 100 nm și 1000 nm, iar energia lor este cuprinsă între 120 kJ / mol și 1200 kJ / mol. O cantitate de radiații este absorbită de un singur electron al unui atom dintr-o moleculă, ca urmare a acestui electron ajunge la un nivel de energie mai mare. Ca urmare, sunt posibile trei consecințe diferite ale absorbției energiei sub formă de radiații:

1. Un atom sau o moleculă intră într-o stare excitată:

A + h A *

M + h M *

2. Disocierea unei molecule cu formarea de atomi sau radicalii liberi:

AB + h A + B

3. Educație simplu sau ioni moleculari prin detașarea unui electron:

A + h A + +

AB + h AB + +

Toate aceste procese sunt supuse următoarelor legi.

1. Reacțiile fotochimice pot fi cauzate numai de acea parte a radiației incidente care este absorbită de sistemul care reacționează ( Legea lui Grothgus-Dreper).

2. Fiecare cuantum de radiație absorbit determină transformarea unei singure molecule ( Einstein - Legea Stark).

3. Cantitatea de produs formată ca urmare a reacției fotochimice este proporțională cu intensitatea radiației absorbite și timpul de expunere ( nu este legea lui Hoff).

Ultima lege poate fi reprezentată sub formă matematică:

m = k t,

Unde m Este masa substanței transformate fotochimic, g; - puterea radiației absorbite, adică cantitatea de energie care transferă fluxul luminos printr-o unitate de suprafață pe unitate de timp, J / s; t- timpul de expunere, s.; k Viteza de reacție este constantă, g / J.

În timpul verificării experimentale a legii 1 și 2, se observă uneori o discrepanță aparentă. La început, numărul de cuante absorbite nu este egal cu numărul de molecule reacționate ale substanței, adică de parcă ar fi încălcată legea Einstein-Stark. Prin urmare, pentru a caracteriza procesele fotochimice, a fost introdus conceptul randament cuantic, care este egal cu raportul dintre numărul de molecule care au reacționat efectiv și numărul de quante absorbite. Valoarea variază între 10-3 și 10 6. La<1 поглощенная световая энергия частично расходуется на побочные процессы, такие как передача энергии на другие молекулы и самопроизвольное протекание обратного процесса. При >1 din sistem se scurge reacție în lanț... În acest caz, cuantumul absorbit de radiații determină apariția unei particule active, care creează ulterior un lanț de transformări secundare.

În al doilea rând, unele substanțe nu absorb lumina în regiunea vizibilă sau ultravioletă, cu toate acestea, sunt capabile să treacă prin transformare atunci când sunt iradiate. Astfel, legea Grothgus este încălcată. S-a dovedit că, în acest caz, o cantitate de radiații este absorbită de substanțe speciale - fotosensibilizatori, care transferă energia absorbită către o altă substanță, care, prin urmare, suferă o transformare chimică. În consecință, încălcarea Legii lui Grothgus este doar evidentă. De exemplu, hidrogenul molecular nu absoarbe lumina cu lungimea de undă de 253,7 nm. Cu toate acestea, atunci când un amestec de vapori de mercur și hidrogen este iradiat, se observă procesul de disociere a moleculelor de hidrogen în atomi:

Hg + h Hg *

Hg * + H 2 Hg + H + H

Un proces similar fotosensibilizat este fotosinteză- sinteza glucidelor din monoxid de carbon (IV) și apă, însoțită de eliberarea de oxigen. Molecula de clorofilă acționează ca un sensibilizant pentru această reacție fotochimică. Mai mult, clorofila b captează și colectează energia radiației luminii. După fotoexcitație, transferă excesul de energie către molecula de clorofilă A, care ia apoi o parte directă în procesul de fotosinteză.

Procesul total de fotosinteză este exprimat prin reacția:

6CO2 + 6H2O C 6 H 12 O 6 + 6 H 2 O, G 0 = 2861,9 kJ / mol

Fotosinteza este un proces redox complex care combină reacțiile fotochimice cu cele enzimatice. În mecanismul fotosintezei, se disting două etape - ușoarăși urlet întunecat... Etapa luminoasă include reacțiile fotochimice reale și reacțiile enzimatice asociate acestora, care completează oxidarea apei și formează fosfat de nicotinamidă adenină dinucleotidic redus ( NADPH 2) și acidul adenozin trifosforic ( ATF). În stadiul întunecat NADPH 2și ATF reface molecula CO 2 inainte de CH 2 Oși apoi se formează o monozaharidă într-un ciclu de reacții enzimatice conjugate care se desfășoară fără participarea unei radiații cuantice.

PROPRIETĂȚILE SOLUȚIILOR

INFORMAȚII GENERALE

Soluții sunt numite omogen sisteme (monofazate) constând din solvenți, substanțe dizolvate și produse de interacțiune ale căror concentrații pot varia pe o gamă largă.

Pot fi solide, lichide și gazoase. Procesele din obiecte biologice și procesele tehnologice din industria de prelucrare a agriculturii au loc în soluții apoase. Prin urmare, în viitor, ne vom limita la luarea în considerare a soluțiilor apoase de diverse substanțe.

În timpul dizolvării, are loc o distribuție uniformă a moleculelor sau a ionilor din substanța dizolvată în volumul solventului. Cu toate acestea, dizolvarea nu poate fi privită ca un proces pur fizic de difuzie a unei substanțe în alta. Acest lucru este demonstrat de eliberarea unei cantități semnificative de căldură atunci când unele substanțe sunt dizolvate în apă ( H2S04, NaOH alte). S-a stabilit că interacțiunile chimice sunt posibile între moleculele solventului și moleculele sau ionii solutului, însoțite de ruperea unora și formarea altor legături chimice. Acest lucru duce la formarea de produse de interacțiune între solvent și solut, care sunt numite solvați,și în soluții apoase - hidrați... Procesul de interacțiune în sine este numit în consecință solvatare sau hidratare.

Soluțiile sunt considerate în prezent ca fizician-sisteme chimice, ocupând o poziție intermediară în proprietățile lor dintre amestecurile mecanice și compușii chimici și au legile lor fizico-chimice caracteristice.

Principala caracteristică a oricărei soluții este concentraţie... De regulă, solventul este componenta soluției care este conținută într-o cantitate relativ mare și determină starea sa de fază. Proprietățile fizico-chimice ale soluțiilor depind de concentrațiile lor. Există multe astfel de dependențe. Toate sunt obținute presupunând că soluția este ideal. Ideal se numește o soluție în care:

1) concentrația solutului este foarte mică - fracția molară este mai mică de 0,005;

2) solutul este nevolatil, adică moleculele sale nu pot părăsi faza lichidă în faza gazoasă;

3) nu există forțe de interacțiune între particulele soluției, adică căldura amestecului este zero ( H p= 0) și nu există nicio modificare a volumului sistemului ( V p = 0);

S. I. LEVCHENKOV

CHIMIE FIZICĂ ȘI COLOIDĂ

Note de curs pentru studenții Facultății de Biologie din SFU (RSU)

2.3 PROCESE CATALITICE

Viteza unei reacții chimice la o anumită temperatură este determinată de viteza de formare a unui complex activat, care, la rândul său, depinde de valoarea energiei de activare. În multe reacții chimice, structura complexului activat poate include substanțe care nu sunt reactivi stoichiometric; este evident că în acest caz se schimbă și valoarea energiei de activare a procesului. În cazul prezenței mai multor stări de tranziție, reacția va continua în principal de-a lungul căii cu cea mai mică barieră de activare.

Cataliza este fenomenul unei modificări a vitezei unei reacții chimice în prezența substanțelor, a căror stare și cantitate rămân neschimbate după reacție.

Distinge pozitivși negativ cataliza (respectiv, creșterea și scăderea vitezei de reacție), deși adesea termenul „cataliză” înseamnă doar cataliză pozitivă; se numește cataliză negativă inhibitie.

O substanță care face parte din structura complexului activat, dar care nu este un reactiv stoichiometric, se numește catalizator. Toți catalizatorii au proprietăți comune, cum ar fi specificitatea și selectivitatea acțiunii.

Specificitate catalizatorul constă în capacitatea sa de a accelera doar o reacție sau un grup de reacții similare și de a nu afecta rata altor reacții. De exemplu, multe metale de tranziție (platină, cupru, nichel, fier etc.) sunt catalizatori pentru procesele de hidrogenare; oxidul de aluminiu catalizează reacțiile de hidratare etc.

Selectivitate catalizator - capacitatea de a accelera una dintre posibilele reacții paralele în condițiile date. Datorită acestui fapt, este posibil, folosind catalizatori diferiți, să se obțină produse diferite din aceleași materiale de pornire:

Motivul creșterii vitezei de reacție cu cataliză pozitivă este o scădere a energiei de activare atunci când reacția se desfășoară prin complexul activat cu participarea catalizatorului (Fig. 2.8).

Deoarece, conform ecuației lui Arrhenius, constanta de viteză a unei reacții chimice este exponențial dependentă de valoarea energiei de activare, o scădere a acesteia din urmă determină o creștere semnificativă a constantei de viteză. Într-adevăr, dacă presupunem că factorii preexponențiali din ecuația lui Arrhenius (II.32) pentru reacțiile catalitice și necatalitice sunt apropiați, atunci pentru raportul constantelor de viteză putem scrie:

Dacă ΔE A = –50 kJ / mol, atunci raportul constantelor vitezei va fi de 2,7 · 10 6 ori (într-adevăr, în practică, o astfel de scădere a E A mărește viteza de reacție de aproximativ 10 5 ori).

Trebuie remarcat faptul că prezența unui catalizator nu afectează amploarea modificării potențialului termodinamic ca urmare a procesului și, prin urmare, niciun catalizator nu poate face posibilă curgerea spontană a unui proces imposibil termodinamic (proces, ΔG (ΔF) care este mai mare decât zero). Catalizatorul nu modifică valoarea constantei de echilibru pentru reacțiile reversibile; efectul catalizatorului în acest caz este doar de a accelera realizarea unei stări de echilibru.

În funcție de starea de fază a reactanților și de catalizator, se disting cataliza omogenă și eterogenă.

Orez. 2.8 Diagrama energetică a unei reacții chimice fără catalizator (1)
și în prezența catalizatorului (2).

2.3.1 Cataliză omogenă.

Cataliză omogenă - reacții catalitice în care reactanții și catalizatorul se află în aceeași fază. În cazul proceselor catalitice omogene, catalizatorul formează produse reactive intermediare cu reactivi. Luați în considerare o reacție

A + B ––> C

În prezența unui catalizator, se desfășoară două etape care se desfășoară rapid, în urma cărora se formează particule ale compusului intermediar AK și apoi (prin complexul activat AVK #) produsul final al reacției cu regenerarea catalizatorului:

A + K ––> AK

AK + B ––> C + K

Un exemplu de astfel de proces este reacția de descompunere a acetaldehidei, a cărei energie de activare este E A = 190 kJ / mol:

CH 3 CHO ––> CH 4 + CO

În prezența vaporilor de iod, acest proces are loc în două etape:

CH 3 CHO + I 2 ––> CH 3 I + HI + CO

CH 3 I + HI ––> CH 4 + I 2

Scăderea energiei de activare a acestei reacții în prezența unui catalizator este de 54 kJ / mol; constanta vitezei de reacție în acest caz crește de aproximativ 105 ori. Cel mai comun tip de cataliză omogenă este cataliza acidă, în care ionii de hidrogen H + acționează ca un catalizator.

2.3.2 Autocataliză.

Autocataliza- procesul de accelerare catalitică a unei reacții chimice de către unul dintre produsele sale. Un exemplu este reacția de hidroliză ester catalizată de ionul hidrogen. Acidul format în timpul hidrolizei se disociază cu formarea de protoni, care accelerează reacția de hidroliză. Particularitatea reacției autocatalitice este că această reacție are loc cu o creștere constantă a concentrației catalizatorului. Prin urmare, în perioada inițială a reacției, viteza acesteia crește, iar în etapele ulterioare, ca urmare a scăderii concentrației reactivilor, rata începe să scadă; curba cinetică a produsului de reacție autocatalitică are o formă caracteristică în formă de S (Fig. 2.9).

Orez. 2.9 Curba cinetică a produsului de reacție autocatalitică

2.3.3 Cataliză heterogenă.

Cataliză heterogenă - reacții catalitice care apar la interfața formată din catalizator și reactanți. Mecanismul proceselor catalitice eterogene este mult mai complicat decât în ​​cazul catalizei omogene. În fiecare reacție catalitică eterogenă, se pot distinge cel puțin șase etape:

1. Difuzarea materiilor prime la suprafața catalizatorului.

2. Adsorbția materiilor prime la suprafață cu formarea unui compus intermediar:

A + B + K ––> AVK

3. Activarea stării adsorbite (energia necesară pentru aceasta este adevărata energie de activare a procesului):

AVK ––> AVK #

4. Descompunerea complexului activat cu formarea de produse de reacție adsorbite:

AVK # ––> CDK

5. Desorbția produselor de reacție de pe suprafața catalizatorului.

CDK ––> C + D + K

6. Difuzarea produselor de reacție de pe suprafața catalizatorului.

O caracteristică specifică a proceselor heterocatalitice este capacitatea catalizatorului de a promova și otrăvi.

Promovare- o creștere a activității catalizatorului în prezența substanțelor care nu sunt ele însele catalizatori ai acestui proces (promotori). De exemplu, pentru o reacție catalizată de nichel metalic

CO + H 2 ––> CH 4 + H 2 O

introducerea unei mici impurități de ceriu în catalizatorul de nichel duce la o creștere bruscă a activității catalizatorului.

Otrăvire- o scădere accentuată a activității catalizatorului în prezența anumitor substanțe (așa-numitele otrăvuri catalitice). De exemplu, pentru reacția de sinteză a amoniacului (catalizatorul este fier spongios), prezența oxigenului sau a compușilor de sulf în amestecul de reacție determină o scădere bruscă a activității catalizatorului de fier; în același timp, capacitatea catalizatorului de a adsorbi materiile prime scade foarte ușor.

Pentru a explica aceste caracteristici ale proceselor catalitice eterogene, G. Taylor a făcut următoarea presupunere: nu întreaga suprafață a catalizatorului este activă catalitic, ci doar unele dintre secțiunile sale - așa-numita. centre active , care pot fi diferite defecte ale structurii cristaline a catalizatorului (de exemplu, proeminențe sau depresiuni pe suprafața catalizatorului). În prezent, nu există o teorie unificată a catalizei eterogene. Pentru catalizatori metalici, teoria multipletului ... Principalele prevederi ale teoriei multipletului sunt următoarele:

1. Centrul activ al catalizatorului este un set de un anumit număr de centre de adsorbție situate pe suprafața catalizatorului, în conformitate geometrică cu structura moleculei supuse transformării.

2. În timpul adsorbției moleculelor care reacționează pe centrul activ, se formează un complex multiplet, în urma căruia are loc o redistribuire a legăturilor, ducând la formarea produselor de reacție.

Teoria multiplotelor se numește uneori teoria similarității geometrice a centrului activ și a moleculelor care reacționează. Pentru diverse reacții, numărul centrelor de adsorbție (fiecare dintre ele fiind identificat cu un atom de metal) în centrul activ este diferit - 2, 3, 4 etc. Astfel de centre active se numesc, respectiv, dublet, triplet, cvadruplet etc. (în cazul general, un multiplet, căruia îi datorează numele teoria).

De exemplu, conform teoriei multipletelor, dehidrogenarea alcoolilor monohidrați saturați are loc pe un dublet, iar deshidrogenarea ciclohexanului - pe un sextet (Fig. 2.10 - 2.11); teoria multiplilor a făcut posibilă relaționarea activității catalitice a metalelor cu valoarea razei lor atomice.

Orez. 2.10 Deshidrogenarea alcoolilor pe un dublet

Orez. 2.11 Deshidrogenarea ciclohexanului pe un sextet

2.3.4 Cataliza enzimatică.

Cataliza enzimatică - reacții catalitice care implică enzime - catalizatori biologici cu caracter proteic. Cataliza enzimatică are două caracteristici:

1. Activitate ridicată , care este cu câteva ordine de mărime mai mare decât activitatea catalizatorilor anorganici, ceea ce se explică printr-o scădere foarte semnificativă a energiei de activare a procesului de către enzime. Astfel, rata constantă pentru descompunerea peroxidului de hidrogen catalizat de ionii Fe 2+ este de 56 s -1; constanta vitezei aceleiași reacții catalizate de enzima catalază este de 3,5 × 107, adică reacția în prezența enzimei se desfășoară de un milion de ori mai rapid (energiile de activare ale proceselor sunt de 42 și respectiv 7,1 kJ / mol). Constantele de viteză ale hidrolizei ureei în prezența acidului și ureazei diferă cu treisprezece ordine de mărime, în valoare de 7,4 · 10 -7 și 5 · 10 6 s -1 (energia de activare este de 103 și respectiv 28 kJ / mol).

2. Specificitate ridicată ... De exemplu, amilaza catalizează defalcarea amidonului, care este un lanț de unități de glucoză identice, dar nu catalizează hidroliza zaharozei, a cărei moleculă este compusă din fragmente de glucoză și fructoză.

Conform ideilor general acceptate despre mecanismul catalizei enzimatice, substratul S și enzima F sunt în echilibru cu complexul enzimă-substrat format foarte rapid FS, care se descompune relativ lent în produsul de reacție P cu eliberarea enzimei libere; Astfel, stadiul descompunerii complexului enzimă-substrat în produse de reacție este determinantul vitezei (limitativ).

F + S<––>FS ––> F + P

Studiul dependenței vitezei reacției enzimatice de concentrația substratului la o concentrație constantă a enzimei a arătat că, odată cu creșterea concentrației substratului, viteza de reacție crește mai întâi și apoi se oprește din schimbare (Fig. 2.12 ) și dependența vitezei de reacție de concentrația substratului este descrisă de următoarea ecuație:

(II.45)

Catamlys- accelerarea selectivă a uneia dintre posibilele direcții permise termodinamic ale unei reacții chimice sub acțiunea unui catalizator, care intră în mod repetat într-o interacțiune chimică intermediară cu participanții la reacție și îi restabilește compoziția chimică după fiecare ciclu intermediar interacțiuni chimice... Termenul „cataliză” a fost introdus în 1835 de către omul de știință suedez Jøns Jakob Berzelius.

Fenomenul catalizei este răspândit în natură (majoritatea proceselor care apar în organismele vii sunt catalitice) și este utilizat pe scară largă în tehnologie (în rafinarea petrolului și petrochimie, în producția de acid sulfuric, amoniac, acid azotic etc.). Majoritatea reacțiilor industriale sunt catalitice.

Catalizatori se numesc substanțe care modifică viteza reacțiilor chimice.

Unii catalizatori accelerează foarte mult reacția - cataliza pozitivă, sau pur și simplu cataliza, în timp ce alții încetinesc cataliza negativă. Exemple de cataliză pozitivă sunt producerea de acid sulfuric, oxidarea amoniacului în acid azotic folosind un catalizator de platină etc.

În funcție de influența sa asupra vitezei de reacție, cataliza este împărțită în pozitivă (viteza de reacție crește) și negativă (viteza de reacție scade). În acest din urmă caz, are loc un proces de inhibare, care nu poate fi considerat „cataliză negativă”, deoarece inhibitorul este consumat în timpul reacției.

Cataliza poate fi omogenă și eterogenă (de contact). În cataliza omogenă, catalizatorul se află în aceeași fază cu reactivii de reacție, în timp ce catalizatorii eterogeni diferă în fază.

Cataliză omogenă.

Un exemplu cataliza omogenă este descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența ionilor de iod. Reacția are loc în două etape:

H 2 О2+ Eu> H2O+ IO, H2O2+ IO> H2O + О2+ Eu

Cu cataliza omogenă, efectul catalizatorului se datorează faptului că acesta interacționează cu reactanți pentru a forma compuși intermediari, ceea ce duce la o scădere a energiei de activare.

Cataliză heterogenă.

În cazul catalizei eterogene, accelerarea procesului are loc de obicei pe suprafața unui solid - un catalizator; prin urmare, activitatea unui catalizator depinde de mărimea și proprietățile suprafeței sale. În practică, catalizatorul este de obicei susținut pe un suport solid poros.

Mecanismul catalizei eterogene este mai complex decât cel al catalizei omogene. Mecanismul catalizei eterogene include cinci etape, toate fiind reversibile.

• 1. Difuzia reactanților la suprafața unui solid
• 2. Adsorbția fizică pe centrele active ale suprafeței solide a moleculelor care reacționează și apoi chemisorbția lor
• 3. Reacția chimică între moleculele care reacționează
• 4. Desorbția produselor de pe suprafața catalizatorului
• 5. Difuzarea produsului de pe suprafața catalizatorului în fluxul general

Un exemplu de cataliză eterogenă este oxidarea SO2 la SO3 pe un catalizator V2O5 în producția de acid sulfuric (metoda de contact).

Majoritatea reacțiilor catalitice sunt efectuate pe catalizatori poroși, a căror suprafață interioară este formată din pori, canale de diferite dimensiuni și lungimi. Acești pori pot fi izolați sau interconectați. Principalul factor care determină viteza și natura mișcării gazelor în porii catalizatorului este dimensiunea porilor. Viteza de mișcare liberă a moleculelor poate ajunge la 1000 m / s, iar inhibarea mișcării în pori este asociată cu coliziunile dintre moleculele de gaz și cu pereții porilor.

Majoritatea reacțiilor catalitice sunt neselective, ceea ce impune anumite limitări metodelor cinetice de analiză.

Majoritatea reacțiilor catalitice implică mai multe tipuri diferite de atomi și molecule. Determinarea mecanismului de reacție și a naturii forțelor care acționează între acești atomi și molecule și între acestea și suprafață este, desigur, o sarcină dificilă, dar poate fi simplificată prin studierea comportamentului de adsorbție a unui tip de atomi sau molecule. Astfel de studii au arătat că atunci când anumite molecule sunt adsorbite pe anumiți adsorbanți, legătura din moleculă se rupe și două legături apar cu adsorbantul; în acest caz, molecula adsorbită se transformă în doi atomi adsorbiți. Acest proces este o reacție chimică de suprafață, iar atomii adsorbiți formați sunt numiți de obicei atomi chimisorbiți. Dacă la temperaturi suficient de scăzute nu apare o astfel de reacție și moleculele adsorbite nu se dezintegrează în doi atomi adsorbiți, atunci astfel de molecule sunt numite adsorbite fizic.

Viteza reacțiilor chimice poate crește brusc în prezența diferitelor substanțe care nu sunt reactivi și nu fac parte din produsele de reacție. Acest fenomen remarcabil se numește cataliză(din grecescul "katalysis" - distrugere). O substanță, în prezența căreia viteza de reacție crește într-un amestec, se numește catalizator. Cantitatea sa înainte și după reacție rămâne neschimbată. Catalizatorii nu reprezintă nicio clasă specială de substanțe. Metalele, oxizii, acizii, sărurile și compușii complecși pot prezenta acțiune catalitică în diferite reacții. Reacțiile chimice din celulele vii sunt controlate de proteinele catalitice numite enzime. Cataliza ar trebui considerată ca un factor chimic cu adevărat în creșterea ratei reacțiilor chimice, deoarece catalizatorul este direct implicat în reacție. Cataliza este adesea un mijloc mai puternic și mai puțin riscant de accelerare a reacției decât creșterea temperaturii. Acest lucru este clar ilustrat de exemplul reacțiilor chimice din organismele vii. Reacțiile, cum ar fi hidroliza proteinelor, care în laboratoare trebuie efectuate cu încălzire prelungită până la punctul de fierbere, în timpul digestiei se desfășoară fără încălzire la temperatura corpului.

Pentru prima dată fenomenul catalizei a fost observat de chimistul francez L. J. Thenard (1777-1857) în 1818. El a descoperit că oxizii unor metale, atunci când sunt adăugați la o soluție de peroxid de hidrogen, provoacă descompunerea acestuia. Un astfel de experiment poate fi reprodus cu ușurință prin introducerea cristalelor de permanganat de potasiu într-o soluție de peroxid de hidrogen de 3%. Sarea KMnO4 este transformată în MnO2 și oxigenul este eliberat rapid din soluție sub acțiunea oxidului:

Efectul direct al catalizatorului asupra vitezei de reacție este asociat cu o scădere a energiei de activare. La temperaturi normale, o scădere? iar cu 20 kJ / mol crește rata constantă de aproximativ 3000 de ori. Declasează E L poate fi mult mai puternic. Cu toate acestea, o scădere a energiei de activare este o manifestare externă a acțiunii catalizatorului. Reacția se caracterizează printr-o anumită valoare E. v care se poate schimba numai atunci când reacția în sine se schimbă. Oferind aceleași produse, reacția cu participarea substanței adăugate urmează o cale diferită, prin alte etape și cu o energie de activare diferită. Dacă pe această nouă cale energia de activare este mai mică și reacția este corespunzător mai rapidă, atunci spunem că substanța ego-ului este un catalizator.

Catalizatorul interacționează cu unul dintre reactivi pentru a forma un compus intermediar. La una dintre etapele ulterioare ale reacției, catalizatorul este regenerat - lasă reacția în forma sa originală. Reactivii, participând la reacția catalitică, continuă să interacționeze între ei și de-a lungul unui traseu lent, fără participarea unui catalizator. Prin urmare, reacțiile catalitice aparțin unei varietăți de reacții complexe numite serie-paralelă. În fig. 11.8 arată dependența constantei de viteză de concentrația catalizatorului. Complotul de dependență nu trece prin zero, deoarece în absența unui catalizator, reacția nu se oprește.

Orez. 11.8.

constanta observabila k exprimată ca sumă k u+ & k c (k)

Exemplul 11.5. La o temperatură de -500 ° C, reacția de oxidare a oxidului de sulf (IV)

care este una dintre etapele producției industriale de acid sulfuric, este foarte lent. O altă creștere a temperaturii este inacceptabilă, deoarece echilibrul se deplasează spre stânga (reacția este exotermă) și randamentul produsului scade prea mult. Dar această reacție este accelerată de diferiți catalizatori, dintre care unul poate fi oxidul azotic (P). În primul rând, catalizatorul reacționează cu oxigenul:

și apoi transferă atomul de oxigen la oxidul de sulf (IV):

Acesta formează produsul final al reacției și regenerează catalizatorul. Pentru reacție, s-a deschis posibilitatea de a curge de-a lungul unei noi căi, în care constantele de viteză au crescut semnificativ:

Diagrama de mai jos prezintă ambele căi ale procesului de oxidare S02. În absența unui catalizator, reacția se desfășoară numai de-a lungul căii lente și în prezența unui catalizator, în ambele.

Există două tipuri de cataliză - omogenși eterogen.În primul caz, catalizatorul și reactivii formează un sistem omogen sub forma unui amestec sau soluție de gaze. Un exemplu de oxidare a oxidului de sulf este cataliza omogenă. Viteza unei reacții catalitice omogene depinde atât de concentrațiile reactanților, cât și de concentrația catalizatorului.

În cataliză eterogenă, catalizatorul este un solid în formă pură sau susținut purtător. De exemplu, platina ca catalizator poate fi fixată pe azbest, alumină etc. Moleculele reactive sunt adsorbite (absorbite) dintr-un gaz sau soluție în puncte specifice de pe suprafața catalizatorului - centre active și sunt activate în acest caz. După conversia chimică, moleculele produsului format sunt desorbite de pe suprafața catalizatorului. La centrele active, actele de transformare a particulelor se repetă. Printre alți factori, viteza reacției catalitice eterogene depinde de suprafața materialului catalitic.

Cataliza heterogenă este utilizată în special pe scară largă în industrie. Acest lucru se datorează ușurinței de implementare a unui proces catalitic continuu când amestecul de reactivi trece printr-un aparat de contact cu un catalizator.

Catalizatorii acționează selectiv, accelerând un tip de reacție foarte specific sau chiar o reacție individuală și neafectând pe alții. Acest lucru permite utilizarea catalizatorilor nu numai pentru a accelera reacțiile, ci și pentru a converti în mod intenționat materiile prime în produsele dorite. Metanul și apa la 450 ° C pe catalizatorul Fe 2 0 3 sunt transformate în dioxid de carbon și hidrogen:

Aceleași substanțe la 850 ° C pe suprafața nichelului reacționează cu formarea de monoxid de carbon (P) și hidrogen:

Cataliza aparține acelor domenii ale chimiei în care nu este încă posibil să se facă previziuni teoretice precise. Toți catalizatorii industriali pentru prelucrarea produselor petroliere, a gazelor naturale, a producției de amoniac și mulți alții au fost dezvoltați pe baza unor cercetări experimentale laborioase și îndelungate.

Capacitatea de a controla ratele proceselor chimice este de neprețuit în activitatea economică umană. În producția industrială de produse chimice, este de obicei necesară creșterea ratelor proceselor chimice tehnologice, iar în timpul depozitării produselor, este necesară reducerea ratei de descompunere sau expunere la oxigen, apă etc. Se cunosc substanțe care pot încetini reacțiile chimice. Sunt chemați inhibitori, sau catalizatori negativi. Inhibitorii sunt fundamental diferiți de catalizatorii reali prin faptul că reacționează cu particule active (radicali liberi), care dintr-un motiv sau altul apar în substanță sau în mediul său și provoacă reacții valoroase de descompunere și oxidare. Inhibitorii sunt consumați treptat, încetându-și efectul protector. Cel mai important tip de inhibitor este antioxidanții, care protejează diverse materiale de expunerea la oxigen.

De asemenea, trebuie amintit ceea ce nu se poate realiza cu catalizatori. Ele pot accelera doar reacțiile spontane. Dacă reacția nu se desfășoară spontan, atunci catalizatorul nu va putea să o accelereze. De exemplu, niciun catalizator nu poate provoca descompunerea apei în hidrogen și oxigen. Acest proces poate fi realizat numai prin electroliză, în timp ce se cheltuiește lucrări electrice.

Catalizatorii pot activa, de asemenea, procese nedorite. În ultimele decenii, a avut loc o distrugere treptată a stratului de ozon al atmosferei la o altitudine de 20-25 km. Se consideră că anumite substanțe sunt implicate în degradarea ozonului, cum ar fi hidrocarburile halogenate emise în atmosferă de întreprinderile industriale și utilizate și în scopuri domestice.