Катализ. Особенности каталитических процессов

Понятие катализа было введено Берцелиусом (1836 г). Катализ - изменение скорости реакции в присутствии некоторых веществ, называемых катализаторами, которые сами в процессе реакции остаются неизменными и по составу и по количеству.

Различают положительный и отрицательный катализ. В настоящее время до 70% химических реакций - это процессы каталитические. Катализаторы сильно влияют на скорость реакции, увеличивая ее в случае положительного катализа и понижая в случае отрицательного.

Вещества, уменьшающие скорость реакции, называется ингибиторами. Если катализатором является один из продуктов реакции, то такая реакция называется автокаталитической. Например, восстановление FeO водородом катализируется железом: FeO + H₂ → Fe + H₂O.

Катализаторам свойственны следующие особенности:

1. Катализатор не влияет на положение термодинамического равновесия, т.е. на величину константы равновесия, а только ускоряет достижение состояния равновесия.

2. Катализаторы обладают избирательностью (селективностью) действия, т.е. каждый катализатор ускоряет лишь определенные реакции:

Но существуют универсальные катализаторы, например AlCl₃ - катализатор хлорирования, изомеризации, алкилирования, полимеризации.

3. Катализатор приводит к уменьшению энергии активации катализируемой реакции по сравнению с реакцией без катализатора. Так как, энергия активации входит в показатель степени в уравнении Аррениуса, то даже небольшое ее понижение ведет к сильному увеличению скорости.

Для объяснения этого используется теория промежуточных соединений Аррениуса (1889 г): в ходе реакции образуется неустойчивое промежуточное соединение катализатора с реагирующими веществами (интермедиат), которое затем распадается с регенерацией катализатора.

Рассмотрим реакцию: А + В → АВ,

Е₁ - энергия активации реакции в отсутствии катализатора.

В присутствии катализатора (К) процесс протекает по стадиям (катализатор не участвует в стехиометрическом уравнении реакции):

А + К → АК (интермедиат, энергия активации - Е₂),

АК + В → АВ + К (энергия активации - Е₃),

E₁ > E₂ + E₃.

Уравнение Аррениуса: k = Ae^-E/RT.

Рис. 5.9. Уменьшение энергии активации с помощью катализатора

Пример, CH₃COH (ацетальдегид) «CH₄ + CO.

Энергия активации данной реакции: Е=45500 кал/моль. В присутствии йода реакция идет в 1000 раз быстрее (E=32500 кал/моль).

CH₃CHO + J₂ → CH₃J + HJ + CO

CH₃J + HJ → CH₄ + J₂

CH₃CHO + J₂ → CH₄ + CO + J₂

4. Ускорение реакции пропорционально концентрации катализатора.

5. Физическое и химическое сродство катализатора к реагентам.

Для реакций гидрирования и дегидрирования используют Pt, Pd, Ni, которые обладают специфической адсорбцией водорода. Для реакции гидратации и дегидратации используют Al₂O₃, который склонен к образованию гидратов. Для реакций окисления используют серебро, медь, склонные к образованию нескольких степеней окисления.