Характерні особливості каталізаторів

Каталізатори мають ряд загальних характерних особливостей:

1. Каталізатор не впливає на загальну стехіометрію реакції, він бере хімічну участь у процесі, витрачається на одній стадії і регенерується на іншій.

2. Каталізатор зменшує енергію активації реакції, завдяки чому збільшується її швидкість

k = A ∙e^–Ea/(RT).

3. Каталізатор не впливає на константу рівноваги, він тільки скорочує час досягнення рівноваги, однаково збільшуючи швидкість прямої та зворотної реакцій

K = k_пр/k_зв.

4. Для всіх каталізаторів характерні такі загальні властивості, як специфічність і селективність дії.

Специфічність каталізатора полягає в його здатності прискорювати лише одну реакцію або групу однотипних реакцій і не впливати на швидкість інших реакцій.

Селективність каталізатора – здатність прискорювати лише одну з можливих за даних умов паралельних реакцій. Завдяки цьому стало можливим, використовуючи різні каталізатори, з одних й тих самих вихідних речовин одержувати різні продукти:

[Cu]: CO + Н₂  СНзОН [Аl₂О₃]: С₂Н₅ОН  С₂Н₄ + Н₂О,

[Ni]: CO + Н₂  СН₄ + Н₂О [Сu]: С₂Н₅ОН  СН₃СНО + Н₂.

Рис. Енергетична діаграма хімічної реакції без каталізатора і в присутності каталізатора

КАТАЛІТИЧНІ ПРОЦЕСИ

Швидкість хімічної реакції при певній температурі визначається швидкістю утворення активованого комплексу, яка, в свою чергу, залежить від величини енергії активації. У багатьох хімічних реакціях в структуру активованого комплексу можуть входити речовини, які стехіометрично не є реагентами; вочевидь, у цьому випадку змінюється і величина енергії активації процесу. При наявності декількох перехідних станів реакція буде йти переважно по шляху з найменшим активаційним бар'єром. Розрізняють позитивний і негативний каталіз (відповідно збільшення або зменшення швидкості реакції), хоча часто під терміном "каталіз" мають на увазі лише позитивний каталіз; негативний каталіз називають інгібуванням.

Причиною збільшення швидкості реакції при позитивному каталізі є зменшення енергії активації при протіканні реакції через активований комплекс з участю каталізатора (рис).

За рівнянням Арреніуса константа швидкості хімічної реакції знаходиться в експоненційній залежності від величини енергії активації, зменшення останньої веде до значного збільшення константи швидкості. Зменшення енергії активації всього на 50 кДж/моль веде до збільшення швидкості реакції в 27∙10⁵ раз (насправді, внаслідок низки побічних ефектів, таке зменшення енергії активації прискорює реакцію «всього» в 10⁵ раз).

Гомогенний каталіз

У цьому випадку і реагенти і каталізатор утворюють одну фазу. При цьому каталізатор утворює з реагентами проміжні реакційноздатні продукти. Розглянемо деяку реакцію:

А +В  С.

Без каталізатора вона проходить в одну стадію, причому процес внаслідок великої енергії активації відбувається повільно. У присутності каталізатора відбуваються дві стадії, в результаті яких утворюються частинки проміжної сполуки АК (швидка стадія) і потім кінцевий продукт реакції з регенерацією каталізатора (повільна стадія):

А + К ↔ АК, АК + В  С + К.

Енергетичні бар'єри, які треба подолати на кожній з цих стадій, значно менші, ніж для некаталітичного процесу, тому вони відбуваються з більшою швидкістю, ніж некаталітична реакція. Прикладом такого процесу може бути реакція розкладення ацетальдегіду, енергія активації якої Е_А = 190 кДж/моль:

CH₃CHO  СН₄ + CO.

В присутності парів йоду процес протікає в дві стадії:

СН₃СНО + І₂  СН₃І + НІ + CO ,

СН₃І + НІ СН₄ + І_2.

Зменшення енергії активації цієї реакції в присутності каталізатора складає 54 кДж/моль; константа швидкості реакції при цьому збільшується приблизно в 100000 раз. Найбільш розповсюдженим типом гомогенного каталізу є кислотний каталіз, при якому в ролі каталізатора виступають йони Н⁺.

Існують такі типи гомогенного каталізу: кислотно-основний, окисно-відновний, координаційний, гомогенний газофазний, ферментний.