КАТАЛИЗ

Реакция разложения пероксида водорода с образованием водорода и кислорода самопроизвольно протекает очень медленно

Однако в присутствии оксида марганца (IV) реакция протекает очень быстро. Оксид марганца (IV) играет роль катализатора этой реакции. Катализатор - вещество, которое повышает скорость химической реакции, но само не расходуется в этом процессе.

Катализаторам свойственны следующие особенности:

1) катализатор не влияет на общую стехиометрию реакции;

2) катализатор одинаково ускоряет прямую и обратную реакции. Поэтому он увеличивает скорость достижения равновесия. Однако катализатор не изменяет положение равновесия. Это означает, что он не изменяет равновесные концентрации. Следовательно, катализатор не изменяет и выход реакции;

3) катализатор влияет на механизм реакции, открывая новый путь протекания реакции. Энергия активации на этом новом пути оказывается ниже прежней (рис. 9.16). В результате оказывается, что большее число реагирующих молекул обладает энергией, необходимой для успешного столкновения. Соответственно этому увеличивается полное число столкновений, приводящих к реакции в единицу времени, а значит, увеличивается и скорость реакции (рис. 9.17);

4) катализатор может увеличивать скорость одной реакции, но не увеличивать скорость другой, сходной с ней реакции;

5) катализатор принимает химическое участие в реакции. Он расходуется на одной стадии и регенерирует на следующей стадии реакции. Таким образом, катализатор может использоваться повторно, не подвергаясь окончательному превращению. Однако, хотя катализатор не подвергается результирующему химическому превращению, он вполне может изменять свое физическое состояние.

Рис. 9.16. Уменьшение энергии активации реакции с помощью катализатора.

Рис. 9.17. Увеличение частоты столкновений, приводящих к реакции, в присутствии катализатора.

Автокатализ

Так называется катализ реакции каким-либо из ее продуктов. Реакция вначале протекает медленно, но по мере образования продуктов она начинает ускоряться. Одним из наиболее широко известных примеров автокатализа является окисление щавелевой кислоты калия:

Эта реакция катализируется ионами При комнатной температуре она протекает вначале очень медленно. Однако по мере образования ионов реакция постепенно ускоряется. В лабораторных условиях это очень легко проверить, добавляя в реакционную смесь некоторое количество ионов в виде раствора сульфата Если это сделать с самого начала, реакция будет сразу же протекать с заметной скоростью.

Теория промежуточных соединений для объяснения действия катализаторов

В 1889 г. Аррениус выдвинул предположение, согласно которому действие катализатора заключается в том, что он образует промежуточное соединение (интермедиат). Можно представить себе, что катализатор (С) вступает в реакцию с реагентом, называемым субстратом (S), в результате чего образуется промежуточное соединение CS. Затем это промежуточное соединение разлагается, образуя продукт Р и прежний катализатор С:

Стадия 1 промежуточное соединение

Стадия 2

Таким образом, катализатор расходуется на первой стадии и регенерирует на второй стадии.

Теория промежуточного соединения может быть также применена и к реакциям, в которых участвуют два реагента:

Стадия 1 промежуточное соединение

Стадия 2

Суммарная реакция