
- •Стерлитамакский филиал
- •7. Э л е к т р о х и м и я в в е д е н и е
- •И с т о р и ч е с к и й о ч е р к
- •7.1 Растворы электролитов
- •7.1.1 Основы теории электролитической диссоциации
- •Причины электролитической диссоциации
- •7.1.2 Теория сильных электролитов дебая и гюккеля
- •7.2.1 Удельная и эквивалентная электропроводности
- •7.2.2 Закон кольрауша
- •7.2.3 Зависимость электропроводности сильных и слабых электролитов от концентрации электролита
- •7.2.4 Подвижность и числа переноса ионов
- •7.2.5 Кондуктометрия
- •7.2.5.1 Измерение электропроводности
- •7.2.5.2 Применение кондуктометрии
- •1.Степень диссоциации электролитов
- •2. Константа диссоциации электролита
- •3.Определение произведения растворимости (пр) труднорастворимых соединений (электролитов).
- •4.Кондуктометрическое титрование
- •5.Электропроводность как метод физико-химического анализа
- •7.3 Электродвижущие силы и равновесные электродные потенциалы
- •7.3.1 Гальванический элемент и электролизер. Законы электролиза
- •7.3.2.1 Термодинамика гальванического элемента
- •7.3.2.2 Определение термодинамических параметров химической реакции
- •7.3.3 Скачки потенциала на границе раздела фаз в электрохимических системах
- •7.3.4 Электродные потенциалы
- •7.3.5 Классификация электродов
- •7.3.6 Водородный электрод
- •7.3.7 Каломельный электрод
- •Потенциал его определяемся соотношением
- •7.3.8 Измерение эдс. Нормальный элемент
- •7.3.9 Концентрационные цепи
- •К цепям второго рода относятся цепи с газовыми или амальгамными электродами.
- •7.3.10 Диффузионные потенциалы
- •7.3.11 Окислительно-восстановительные электроды и цепи
- •7.3.12 Применение потенциометрических методов
- •7.3.13 Стеклянный электрод
- •7.3.14 Потенциометрическое титрование
- •7.4 Неравновесные электрохимические процессы
- •7.4.1 Поляризация
- •7.4.2 Концентрационная поляризация
- •7.4.4 Перенапряжение выделения водорода
- •7.4.5 Полярография
- •Топливные элементы
- •Метода защиты металлов от коррозии
- •8. Химическая кинетика
- •8.1 Скорость химической реакции
- •8.4 Необратимая реакция второго порядка
- •8.5 Обратимая реакция первого порядка
- •А в.
- •8.6 Обратимая реакция второго порядка
- •8.7 Параллельные реакции
- •8.8 Последовательные реакции
- •Подставим выражение в уравнение. Тогда
- •8.9 Методы определения порядка реакции
- •8.10 Влияние температуры на скорость реакции
- •8.11 Теория активных столкновений молекул
- •8.12 Применение теории столкновений к бимолекулярным реакциям. Расчет константы скорости
- •8.13 Бимолекулярный механизм активации мономолекулярной реакции
- •8.14 Теория активного комплекса или переходного состояния
- •8.15 Цепные реакции
- •8.16 Фотохимические реакции
- •8.17 Особенности гетерогенных процессов
- •Растворение твердых тел в жидкостях
- •9. Каталитические реакции
- •9.1 Особенности и классификация каталитических процессов
- •9.2 Гомогенный катализ
- •9.3 Обобщенная теория кислот и оснований. Кислотно-основный катализ
- •9.6 Теории гетерогенного катализа
- •9.6.1 Мультиплетная теория
- •9.6.2 Теория активных ансамблей
- •9.6.3 Электронная теория
- •Содержание
- •7.4 Неравновесные электрохимические процессы
- •8. Химическая кинетика
- •9. Каталитические реакции
- •450062, Г. Уфа, ул. Космонавтов, 1.
- •453118, Г. Стерлитамак, пр. Октября, 2.
9. Каталитические реакции
9.1 Особенности и классификация каталитических процессов
Каталитическими называются реакции, протекающие с участием катализаторов - веществ, не входящих в стехиометрическое уравнение и остающихся после реакции химически неизменными. Катализаторы вступают в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции, промежуточные вещества включаются в состав активного комплекса, а после реакции вновь выделяются. Катализаторы сильно влияют на скорость реакций, увеличивая ее в случае так называемого положительного катализа и понижая в случае отрицательного. Вещества, в присутствии которых скорость уменьшается, обычно называются ингибиторами. Иногда катализатором может быть один из продуктов реакции. Такая реакция называется автокаталитической
Каталитические реакции чрезвычайно распространены в природе и часто используются в промышленности. Большинство биологических процессов катализируется и регулируется особыми веществами - ферментами. Промышленные реакции полимеризации, крекинга нефти, синтеза и других продуктов - преимущественно каталитические.
При гомогенном катализе катализатор и все реагирующие вещества составляют одну общую фазу.
При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в различных фазах, а каталитическая реакция протекает на поверхности раздела фаз.
Отметим некоторые общие свойства катализаторов. Катализатор не влияет на положение термодинамического равновесия, т. е. на величину константы равновесия. Поэтому можно добиться значительной скорости экзотермических обратимых реакций при невысоких температурах (такие реакции протекают тем полнее, чем ниже температура, но без катализатора недостаточно быстро).
Катализаторы обладают избирательностью (селективностью) действия, т. е. каждый катализатор может преимущественно ускорять лишь некоторые реакций. Во многих случаях исходные вещества способны реагировать в различных термодинамически допустимых направлениях. Применяя селективно действующий катализатор, можно осуществить превращение только по одному какому-либо направлению.
Для заметного каталитического действия обычно достаточно очень малого количества катализатора. Одна молекула катализатора может «заставить» вступить в реакцию миллионы молекул реагирующих веществ в секунду. В гомогенном катализе скорость реакции чаще всего пропорциональна концентрации катализатора. Влияние катализатора на скорость реакции характеризуется удельной каталитической активностью; за меру которой принимается скорость реакции в присутствии катализатора, отнесенная в гомогенном катализе к единице количества катализатора, а в гетерогенном - к единице поверхности катализатора. Механизм действия катализаторов может быть очень сложным. Но всегда в присутствии катализатора реакция идет иначе, чем без него, через образование ряда промежуточных соединений. В каталитической реакции энергия активации даже самой медленной стадии меньше энергии активации некаталитической реакции, и общая скорость процесса возрастает. Так как энергия активации входит в показатель степени в уравнении Аррениуса, то даже сравнительно небольшое ее: понижение ведет к сильному увеличению скорости.
Кроме изменения энергии активации присутствие катализатора может вызывать зарождение цепных реакций, облегчать необходимую ориентацию сталкивающихся молекул реагентов, приводить к замене трудно осуществимых стадий с тройными столкновениями на более вероятные стадии с двойными столкновениями и др.