Stoffer som deltar i reaksjoner og øker hastigheten, forblir uendret på slutten av reaksjonen, kalles katalysatorer.

Fenomenet med en endring i reaksjonshastigheten under påvirkning av slike stoffer kalles katalyse. Reaksjoner som oppstår under påvirkning av katalysatorer kalles katalytisk.

I de fleste tilfeller er effekten av en katalysator forklart av det faktum at den reduserer aktiveringsenergien til en reaksjon. I nærvær av en katalysator, fortsetter reaksjonen gjennom andre mellomstadier enn uten den, og disse stadiene er mer energisk tilgjengelige. Med andre ord, i nærvær av en katalysator, oppstår andre aktiverte komplekser, og deres dannelse krever mindre energi enn dannelsen av aktiverte komplekser som oppstår uten en katalysator. Dermed avtar aktiveringsenergien kraftig: noen molekyler, hvis energi var utilstrekkelig for aktive kollisjoner, viser seg nå å være aktive.

For en rekke reaksjoner er mellomprodukter studert; som regel er de veldig aktive ustabile produkter.

Virkningsmekanismen til katalysatorer er assosiert med en reduksjon i aktiveringsenergien til reaksjonen på grunn av dannelsen av mellomforbindelser. Katalyse kan representeres som følger:

A + K = A...K

A...K + B = AB + K,

hvor A...K er en intermediær aktivert forbindelse.

Figur 13.5 - Bilde av reaksjonsveien til en ikke-katalytisk A + B → AB-reaksjon (kurve 1) og en homogen katalytisk reaksjon (kurve 2).

I kjemisk industri katalysatorer brukes veldig mye. Under påvirkning av katalysatorer kan reaksjoner akselerere millioner av ganger eller mer. I noen tilfeller, under påvirkning av katalysatorer, kan det utløses reaksjoner som praktisk talt ikke oppstår under gitte forhold uten dem.

Skille homogen og heterogen katalyse.

Når homogen katalyse Katalysatoren og reaktantene danner én fase (gass eller løsning). Når heterogen katalyse katalysatoren er i systemet som en uavhengig fase.

Eksempler på homogen katalyse:

1) oksidasjon av SO 2 + 1/2O 2 = SO 3 i nærvær av NO; NO oksideres lett til NO 2, og NO 2 oksiderer allerede SO 2;

2) dekomponering av hydrogenperoksid i en vandig løsning til vann og oksygen: ioner Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, som katalyserer nedbrytningen av hydrogenperoksid, danner mellomliggende forbindelser med det, som videre spaltes med frigjøring av oksygen.

Homogen katalyse utføres gjennom mellomreaksjoner med en katalysator, og som et resultat blir en reaksjon med høy aktiveringsenergi erstattet av flere med lavere aktiveringsenergier og høyere hastighet:

CO + 1/2O 2 = CO 2 (katalysator - vanndamp).

Heterogen katalyse er mye brukt i kjemisk industri. De fleste av produktene som for tiden produseres av denne industrien er oppnådd ved bruk av heterogen katalyse. Ved heterogen katalyse skjer reaksjonen på overflaten av katalysatoren. Det følger at aktiviteten til katalysatoren avhenger av størrelsen og egenskapene til overflaten. For å ha en stor («utviklet») overflate, må katalysatoren ha en porøs struktur eller være i en sterkt knust (svært spredt) tilstand. På praktisk anvendelse katalysatoren påføres vanligvis på en bærer som har en porøs struktur (pimpstein, asbest, etc.).

Som i tilfellet med homogen katalyse, i heterogen katalyse fortsetter reaksjonen gjennom aktive mellomprodukter. Men her er disse forbindelsene overflateforbindelser av katalysatoren med de reagerende stoffene. Ved å gå gjennom en rekke stadier som involverer disse mellomproduktene, ender reaksjonen med dannelsen av sluttprodukter, og katalysatoren blir ikke forbrukt som et resultat.

Alle katalytiske heterogene reaksjoner inkluderer stadiene av adsorpsjon og desorpsjon.

Den katalytiske effekten av overflaten reduseres til to faktorer: en økning i konsentrasjonen ved grensesnittet og aktivering av adsorberte molekyler.

Eksempler på heterogen katalyse:

2H20 = 2H2O + O2 (katalysator – MnO2);

H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (katalysator - platina).

Katalyse spiller en svært viktig rolle i biologiske systemer. De fleste kjemiske reaksjoner som skjer i fordøyelsessystemet, i blodet og i cellene til dyr og mennesker er katalytiske reaksjoner. Katalysatorer, kalt enzymer i dette tilfellet, er enkle eller komplekse proteiner. Således inneholder spytt enzymet ptyalin, som katalyserer omdannelsen av stivelse til sukker. Et enzym som finnes i magen, pepsin, katalyserer nedbrytningen av proteiner. Det er omtrent 30 000 forskjellige enzymer i menneskekroppen: hver av dem fungerer som en effektiv katalysator for den tilsvarende reaksjonen.

Katalysatorer er stoffer som kan fremskynde en kjemisk reaksjon, uten at katalysatorene i seg selv forbrukes i den kjemiske reaksjonen. Det er fastslått at katalysatorer endrer mekanismen for en kjemisk reaksjon. I dette tilfellet oppstår andre, nye overgangstilstander, preget av lavere energibarrierehøyde. Således, under påvirkning av katalysatoren, avtar den

aktiveringsenergien til prosessen (fig. 3). Ved å gå inn i ulike typer interaksjoner med mellomliggende partikler, forblir katalysatorene i uendrede mengder ved slutten av reaksjonen. Katalysatorer virker bare på termodynamisk tillatte reaksjoner. Katalysatoren kan ikke forårsake en reaksjon pga påvirker ikke dens drivkrefter. Katalysatoren påvirker ikke den kjemiske likevektskonstanten, fordi reduserer aktiveringsenergien til både forover- og bakreaksjoner.

Fig.3 Energidiagram av reaksjonen A + B = AB a) uten katalysator og b) i nærvær av en katalysator. Ea er aktiveringsenergien til en ikke-katalytisk reaksjon; Ea 1 og Ea 2 - aktiveringsenergi av den katalytiske reaksjonen; AA er en intermediær reaktiv forbindelse av katalysatoren med en av reagensene; A...K, AK...B – aktiverte komplekser av den katalytiske reaksjonen; A...B - aktivert kompleks av en ikke-katalytisk reaksjon; ∆E kat. – reduksjon i aktiveringsenergi under påvirkning av katalysatoren.

Det er homogen og heterogen katalyse. I det første tilfellet er katalysatoren i samme fase med reagensene, og i det andre er katalysatoren fast, på hvis overflate en kjemisk reaksjon mellom reagenser finner sted.

Kjemisk likevekt

Kjemiske reaksjoner deles vanligvis inn i reversible og irreversible. Irreversible kjemiske reaksjoner fortsetter inntil minst ett av utgangsstoffene er fullstendig oppbrukt, dvs. Reaksjonsproduktene interagerer enten ikke med hverandre i det hele tatt, eller danner stoffer som er forskjellige fra de opprinnelige. Det er svært få slike reaksjoner. For eksempel:

2KClO 3 (tv) = 2 KCl (tv) + 3O 2 (g)

I elektrolyttløsninger anses reaksjoner som oppstår med dannelse av nedbør, gasser og svake elektrolytter (vann, komplekse forbindelser) som praktisk talt irreversible.

De fleste kjemiske reaksjoner er reversible, dvs. de går både forover og bakover. Dette blir mulig når aktiveringsenergiene til de direkte og omvendte prosessene avviker litt fra hverandre, og reaksjonsproduktene er i stand til å omdannes til utgangsstoffene. For eksempel er HI-syntesereaksjonen en typisk reversibel reaksjon:

H 2(g) +I 2(g) ⇄ 2HI (g)

Loven om massevirkning (uttrykk av reaksjonshastigheten) for henholdsvis direkte og omvendte prosesser vil ha formen: = ∙ ; = 2

På et tidspunkt oppstår en tilstand når hastigheten på forover- og reversreaksjoner blir like = (Fig. 4).

Fig. 4 Endring i hastighetene for fremover ( og bakover ( reaksjoner)) over tid t

Denne tilstanden kalles kjemisk likevekt. Den er dynamisk (bevegelig) i naturen og kan skifte i en eller annen retning avhengig av endringer i ytre forhold. Fra øyeblikket av likevekt, under konstante ytre forhold, endres ikke konsentrasjonene av utgangsstoffene og reaksjonsproduktene over tid. Konsentrasjonene av reagenser som tilsvarer likevektstilstanden kalles likevekt. For å bestemme likevektskonsentrasjonen til et reagens, er det nødvendig å trekke fra dens opprinnelige konsentrasjon mengden stoff som har reagert på det tidspunktet likevektstilstanden inntreffer: MED lik = C ref. - MED pro-reaktør. Antall reagenser som gikk inn i reaksjonen og dannet av dem på tidspunktet for likevekt av produktene er proporsjonalt med de støkiometriske koeffisientene i reaksjonsligningen.

En likevektstilstand under konstante ytre forhold kan eksistere i det uendelige. I en tilstand av balanse

∙ = [ 2 , hvorfra / [= 2 / ∙ .

Ved konstant temperatur er hastighetskonstantene for forover- og reversprosessene konstante verdier.

Forholdet mellom to konstanter er også verdien av konstanten K= / og kalles kjemisk likevektskonstant. Det kan uttrykkes

enten gjennom konsentrasjonene av reaktantene = , eller gjennom deres partialtrykk , hvis reaksjonen skjer med deltakelse av gasser.

I det generelle tilfellet, for reaksjonen aA+bB+ …⇄cC+dD+ … er den kjemiske likevektskonstanten lik forholdet mellom produktet av konsentrasjonene av reaksjonsproduktene og produktet av konsentrasjonene av utgangsstoffene i potenser lik deres støkiometriske koeffisienter.

Den kjemiske likevektskonstanten avhenger ikke av prosessens vei og bestemmer dybden av dens forekomst når likevektstilstanden er nådd. Jo større denne verdien er, desto større grad av omdannelse av reaktanter til produkter.

Den kjemiske likevektskonstanten, så vel som reaksjonshastighetskonstantene, er bare funksjoner av temperaturen og naturen til de reagerende stoffene og er ikke avhengig av deres konsentrasjon.

For heterogene prosesser er ikke konsentrasjonen av faste stoffer inkludert i uttrykket for reaksjonshastigheten og den kjemiske likevektskonstanten, fordi reaksjonen skjer på overflaten av den faste fasen, hvis konsentrasjon forblir konstant over tid. For eksempel for en reaksjon:

FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO 2 (g)

uttrykket for likevektskonstanten vil være:

K p og K c er relatert av relasjonen K s = K c (RT) ∆ n, hvorn=n forts. -n råvarer – endring i antall føflekker gassformig stoffer under reaksjonen. For denne reaksjonen er K p = K c, siden n av gassformige stoffer er null.

I klasse IX-X videregående skole fortsette å formulere konsepter om hastigheten på kjemiske reaksjoner, påvirkningen av ulike faktorer på hastigheten av kjemiske transformasjoner, utvide og utdype kunnskap om katalyse og katalysatorer, og gi noen ideer om mekanismen til katalytiske fenomener.

I emnet " Alkalimetaller", demonstrerer eksperimenter som samspillet mellom natrium og vann og saltsyre, interaksjonen mellom kalium og natrium med vann, understreker læreren at noen av disse reaksjonene skjer raskere enn andre under samme forhold. For eksempel reagerer natrium kraftigere med saltsyre enn med vann; Kalium reagerer kraftigere med vann enn natrium. Etter forbrenningseksperimenter i klor med natrium, kobber, antimon, hydrogen, organisk materiale Du kan stille spørsmål: "Hvorfor ble antimonpulver brukt til forbrenning i klor, og ikke biter? Hvorfor brenner en bunt tynn kobbertråd i klor, men en tykk ledning gjør det ikke?" I disse tilfellene er forskjellen i interaksjonen mellom stoffer forklart enten av stoffenes natur og strukturen til atomer, eller av en annen kontaktflate.

I samme emne, når man introduserer elevene til egenskapene til saltsyre, er det nyttig å finne ut hvorfor reaksjoner mellom denne syren og metaller (sink, magnesium) akselererer over tid. Akselerasjonen avhenger spesielt av at disse reaksjonene slipper et stort nummer av varme, og med oppvarming av stoffer øker interaksjonshastigheten.

Ved å bruke eksempelet på reaksjonen mellom aluminium og jod, er det verdt å huske hva en katalysator er og vise at vann kan være en katalysator. En blanding av jod og aluminiumspulver helles på et asbestnett i en haug og noen dråper vann tilsettes. Samspillet mellom stoffer under påvirkning av vann akselererer, og en flamme bryter ut. Læreren gjør oppmerksom på at i blandingen som ikke ble helt ut av porselenskoppen på nettet, oppsto det ikke et blink, men det kan oppstå etter litt tid og uten vann.

Det skal bemerkes at vann ikke bare akselererer interaksjonen mellom aluminium og jod, men spiller også en katalytisk rolle i mange kjemiske prosesser. Den katalytiske effekten av vann under forbrenning av ulike gasser som brukes i teknologi er svært viktig.

Når man vurderer egenskapene til hydrogenperoksid, er det indikert at hydrogenperoksid er et svært skjørt stoff. Når den lagres i glassbeholdere, brytes den sakte ned og frigjør varme:

2H2O2 = 2H2O4 + O2 + 46 kcal

Læreren ber elevene liste opp forholdene som akselererer nedbrytningen av hydrogenperoksid. De kan

angi i dette tilfellet: 1) oppvarming, 2) virkningen av katalysatorer, 3) øke konsentrasjonen av løsningen. Det kan legges til at nedbrytningen av hydrogenperoksid også skjer raskere i lys, dette kan bekreftes av erfaring med fritidsaktiviteter. Hell hydrogenperoksid i to kolber festet i stativer og lukk dem med propper med gassutløpsrør. Plasser rørene under veltede sylindre eller reagensrør fylt med vann og senket ned i et bredt kar med vann. Pakk en av kolbene inn i svart papir. Plasser enhetene i et solfylt vindu eller belys dem med en elektrisk lampe på 75-100 V. Eksperiment vil vise den raske nedbrytningen av hydrogenperoksid under påvirkning av lys.

Deretter, i løpet av leksjonen, studerer studentene uavhengig endringen i nedbrytningshastigheten av hydrogenperoksid under påvirkning av katalysatorer. For arbeid får du en 3-5% løsning av hydrogenperoksid, mangandioksid, konsentrert saltsyre, en splint, en trakt, filterpapir og flere reagensrør.

Oppgaver: 1) Sjekk om hydrogenperoksid brytes ned i løsningen som ble utgitt? 2) Ved å bruke mangandioksid, akselerere nedbrytningsreaksjonen av hydrogenperoksid. 3) Bevis at mangandioksid ikke endret seg kjemisk som følge av reaksjonen * 4) Bevis at mangandioksid, allerede brukt som katalysator, igjen kan akselerere nedbrytningen av hydrogenperoksid.

* (Test med saltsyre ved oppvarming.)

Etter endt utdanning selvstendig arbeid læreren viser at forskjellige katalysatorer kan brukes for å fremskynde den samme kjemiske reaksjonen, den nedbrytningen uorganisk materiale(hydrogenperoksid) akselereres av organiske katalysatorer - enzymer. En 3% løsning av hydrogenperoksid helles i et lite beger, deretter legges et lite stykke rått kjøtt i det. Oksygen frigjøres intensivt fra løsningen, siden blod og vev til dyr inneholder enzymet katalase. Det bør understrekes at enzymer er utmerkede naturlige reaksjonsakseleratorer. En av de viktige oppgavene for fremtidig kjemi er kunstig produksjon og industriell bruk av katalysatorer som vil ligne enzymer i deres sammensetning og katalytiske egenskaper.

For å forklare hvorfor nedbrytningen av hydrogenperoksid går raskere når den lagres i glassbeholdere, gjennomføres et eksperiment. En løsning av hydrogenperoksid helles i tre reagensrør, en løsning av svovelsyre tilsettes til ett av dem, kaustisk soda tilsettes til det andre, og det tredje er igjen for sammenligning (kontrollløsning). Alle tre løsningene varmes opp (ikke til koking). Oksygen vil frigjøres sterkt fra et reagensrør med løsninger av hydrogenperoksid og natriumhydroksid, mindre sterkt - fra et reagensrør med en kontrollløsning. I nærvær av svovelsyre (hydrogenioner) brytes ikke hydrogenperoksid ned. OH-ioner katalyserer prosessen med nedbrytning av hydrogenperoksid, derfor brytes hydrogenperoksid lett ned i en glassbeholder, hvis vegger frigjør hydroksylioner i løsningen.

Konsolidering og utvikling av kunnskap om hastigheten på kjemiske reaksjoner fortsetter. Ved å føre en blanding av svoveldioksid og oksygen gjennom et oppvarmet glassrør uten katalysator, viser læreren at dannelsen svovelsyreanhydrid under disse forholdene er det ikke merkbart, og spør elevene hvordan samspillet mellom gasser kan akselereres. Under samtalen viser det seg at slike metoder for å akselerere reaksjoner som å øke konsentrasjonen av reagenser, øke temperaturen, uten bruk av en katalysator, ikke gir de nødvendige resultatene. Oksydasjonsreaksjonen av svoveldioksid til svoveldioksid er reversibel:

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,

og en økning i temperatur akselererer nedbrytningen av svovelsyreanhydrid i større grad enn dannelsen.

De sjekker om jernoksid vil være en katalysator for oksidasjonsreaksjonen av svoveldioksid. Når man demonstrerer kontaktoksidasjonen av svoveldioksid til svovelsyreanhydrid i nærvær av jernoksid, observeres dannelsen av svovelsyreanhydrid som ryker i luften. Det fastslås da at jernoksidet ikke har endret seg kjemisk som følge av reaksjonen. For å gjøre dette, gjenta eksperimentet med kontaktoksidasjon av svoveldioksid til svovelsyreanhydrid med samme porsjon jernoksid. Det bemerkes videre at forskjellige katalysatorer kan brukes for å akselerere oksidasjonen av svoveldioksid. I tillegg til jernoksid ble platina brukt i kjemisk industri, og nå brukes vanadiumpentoksid V 2 O 5 *.

* (Vanadiumkatalysatoren som for tiden brukes har en kompleks sammensetning (se: D. A. Epshtein. Kjemilærer om kjemisk teknologi, M., Publishing House of the Academy of Sciences of the RSFSR, 1961).)

Det er også viktig å understreke egenskapen til katalysatoren, akselerere reaksjonen, uten å påvirke dens reversibilitet: oksidasjonsreaksjonen av svoveldioksid til svoveldioksid forblir reversibel selv om en katalysator brukes.

Når man studerer kontaktmetoden for produksjon av svovelsyre, er det nødvendig å vurdere bruken av en katalysator i industrien. Uten en katalysator ville rask produksjon av store mengder svovelsyreanhydrid vært umulig, men bruken av den fører til noen Tilleggskrav til prosessbetingelsene. Faktum er at urenheter i reaktantene påvirker katalysatoren negativt. Arsentrioksid har en negativ effekt på vanadiumkatalysatoren, som de sier, "forgifter" den. Derfor er nøye rensing av de reagerende gassene fra urenheter nødvendig.

Hvis elevene har et spørsmål om hvorfor katalysatoren er forgiftet, forklarer læreren først handlingen ved hjelp av teorien om dannelse av mellomforbindelser, og vurderer deretter den giftige effekten av urenheter.

Akselerasjon av reaksjoner ved hjelp av en katalysator oppstår på grunn av det faktum at den danner svake forbindelser med utgangsstoffene, og deretter frigjøres igjen i fri form. Disse reaksjonene går mye raskere enn reaksjonen mellom svoveldioksid og oksygen. Hvis blandingen av gasser inneholder urenheter som inngår irreversible reaksjoner med katalysatoren, oppstår dens forgiftning. Til tross for nøye rensing av gasser, avtar aktiviteten til katalysatorer som brukes i produksjonen av svovelsyre over tid. Dens "aldring" er forårsaket ikke bare av gradvis forgiftning, men også av langvarig oppvarming og mekanisk ødeleggelse, som endrer tilstanden til katalysatoroverflaten. Ikke hele overflaten av katalysatoren deltar i den katalyserte reaksjonen, men bare dens trimmede seksjoner - aktive sentre, og antallet av disse sentrene avtar med "aldring".

Den forrige delen undersøkte hvordan, i lys av teorien om atomstruktur, effekten av energi på initieringen av en kjemisk reaksjon skal forklares for elevene. Dette vil gjøre det mulig å løse spørsmålet om hvorfor kjemiske reaksjoner akselererer ved oppvarming. Elevene vet at når temperaturen i stoffer øker, øker antallet aktive molekyler, bevegelseshastigheten til molekylene og antall møter deres per tidsenhet øker. I atomene til aktive molekyler flyttes elektroner til høyere energinivåer; slike molekyler er ustabile og kan lettere reagere med molekyler av andre stoffer.

Teorien om elektrolytisk dissosiasjon forklarer hvorfor reaksjoner mellom løsninger av syrer, salter og baser oppstår nesten umiddelbart. Løsninger av disse stoffene inneholder allerede aktive partikler - motsatt ladede ioner. Derfor går reaksjoner mellom vandige løsninger av syrer, salter og baser veldig raskt og skiller seg vesentlig fra reaksjoner mellom de samme stoffene, men tatt i tørr form.

Ved å starte en leksjon om emnet "Hastighet for en kjemisk reaksjon", minner læreren om at kjemiske reaksjoner kan oppstå med forskjellige hastigheter; å studere forholdene som påvirker det er av stor praktisk betydning.

Hvordan kan du måle hastigheten på en kjemisk reaksjon?

Elevene vet allerede at hastigheten på en kjemisk transformasjon kan bedømmes ut fra mengden av et stoff som reagerte eller ble produsert i løpet av en viss tid, at hastigheten på mekanisk bevegelse måles av banen som et legeme går per tidsenhet; For å beregne denne hastigheten, bruk formelen

hvor v er hastighet, S er bane og t er tid.

Med dette i betraktning skriver elevene analogt en formel for å beregne hastigheten på en kjemisk reaksjon

hvor m er mengden stoff som kom inn i reaksjonen eller ble oppnådd som et resultat av den i løpet av tiden t.

Tenk på hva som er ulempen med denne formelen. Det viser seg at når du bruker det, vil den beregnede reaksjonshastigheten være forskjellig selv for to porsjoner av det samme stoffet tatt under samme forhold.

La oss anta at 15 g av et stoff brytes ned i et kar hvert sekund. Det viser seg at når en skillevegg innføres i dette karet, som vil dele stoffet i det i to deler i forholdet 1:2, vil reaksjonen i den første (mindre) delen fortsette med en hastighet på 5 g/sek. , og i den andre - 10 g/sek.

For at den beregnede hastigheten skal karakterisere selve reaksjonen, og ikke hvor mye av utgangsstoffet som tas, er det nødvendig å ta hensyn til endringen i massen til reaktanten per volum, dvs. endringen i konsentrasjonen av reaktanten. reaktant. Derfor kan hastigheten på en kjemisk reaksjon beregnes ved å bruke formelen:

v=co-ct/t

hvor c 0 er startkonsentrasjonen av noen av de reagerende stoffene, c t er konsentrasjonen av samme stoff etter t sekunder. Ved beregning av hastighet uttrykkes konsentrasjonen vanligvis i mol per liter og tid i sekunder.

Denne leksjonen fokuserer på de viktigste måtene å fremskynde kjemiske reaksjoner. For dette formålet utføres et laboratorieeksperiment som viser at hastigheten på en kjemisk reaksjon avhenger av konsentrasjonen av de reagerende stoffene.

Til forsøket brukes følgende utstyr, plassert på elevbordene: 1) et stativ med tre reagensrør, hvorav det ene inneholder en krystall av natriumjodid eller kaliumjodid (på størrelse med 2 - 3 pinnehoder), det andre inneholder en løsning av jernklorid, og den tredje - tom; 2) en kolbe eller et glass vann; 3) to identiske glassrør; 4) glassstang.

Læreren inviterer elevene til å forberede seg til eksperimentet: 1) tilsett vann til natriumjodid for å danne 1/2 reagensrør med løsning og bland væsken med en pinne, 2) hell 1/3 av den resulterende løsningen i et annet reagensrør, 3 ) tilsett løsningen som helles over i et annet reagensrør med en løsning av vann slik at volumene av løsningene av natriumjodid (eller kaliumjodid) i reagensglassene er de samme.

Læreren stiller spørsmål for å sjekke elevenes forståelse av retningene:

1) Hvor mange ganger fortynnes natriumjodidløsningen i det andre reagensglasset?

2) Hvor mange ganger er saltkonsentrasjonen i det første reagensglasset større enn i det andre?

Det bemerkes at konsentrasjonen av en av løsningene er to ganger konsentrasjonen av den andre. Etter dette, i to tilberedte løsninger, reageres jernklorid med natriumjodid, som frigjør fritt jod:

2NaI + 2FeCl 3 = 2NaCl + 2FeCl 2 + I 2,

2I - + 2Fe 3+ = 2Fe 2+ + I 2.

Elevene bestemmer i hvilket reagensrør vekselvirkningshastigheten til salter er større og etter hvilke kriterier dette kan bedømmes. Forutsetningen er testet eksperimentelt.

Først helles like mengder stivelsespasta (1-2 ml) i begge reagensglassene med løsninger av natriumjodid (eller kaliumjodid), og deretter, etter blanding, noen dråper av en 5-10% løsning av jernklorid. Det anbefales å helle jern(III)kloridløsningen i begge reagensglassene samtidig. Den blå fargen vises mer sannsynlig i et reagensrør med en løsning med høyere konsentrasjon. I reagensrøret hvor konsentrasjonen av løsningen er høyere, er det mer sannsynlig at jodioner møtes med jernioner, og interagerer derfor oftere med dem - reaksjonen går raskere.

Læreren viser forbrenningen av svovel i luften og spør elevene hvordan denne reaksjonen kan akselereres. Elevene foreslår å plassere brennende svovel i oksygen og utføre dette eksperimentet. Basert på analysen av forsøkene trekkes en generell konklusjon: hastigheten på en kjemisk reaksjon avhenger av konsentrasjonen av de reagerende stoffene (antall ioner eller molekyler per volumenhet).

Vi går videre til spørsmålet om påvirkningen av overflaten til reagerende stoffer på hastigheten av kjemisk reaksjon. Elevene husker reaksjoner som involverer blanding og maling av reagerende stoffer: maling av en blanding av ammoniakk med lesket kalk, interaksjon av små biter av marmor eller sink med saltsyre, forbrenning av pulverisert brensel i dyser, bruk av knust malm i smelting av metaller og svovelkis i produksjonen av svovelsyre. Betingelsene for brenning av svovelkis ved produksjon av svovelsyre er nærmere omtalt. For å produsere svoveldioksid brukes knust svovelkis, siden det brenner raskere enn kis tatt i store stykker. Forbrenningen av støvet svovelkis skjer spesielt raskt hvis den støtes ut med en luftstrøm fra en dyse, samt når den brennes i et fluidisert sjikt, når hele overflaten av pyrittbitene kommer i kontakt med luft.

Det må tas i betraktning at kjemiske reaksjoner med sterkt knuste brannfarlige stoffer kan være ledsaget av en eksplosjon. Det har for eksempel vært sukkerstøveksplosjoner ved sukkerproduserende fabrikker.

De konkluderer med at jo mer knust et fast stoff er, jo raskere er hastigheten på den kjemiske reaksjonen den deltar i.

Deretter analyseres effekten av temperatur på hastigheten til en kjemisk reaksjon. Den samme mengde svovelsyreløsning helles i et reagensrør med 1/4 av hyposulfittløsningen; Parallelt med dette eksperimentet dreneres oppvarmede løsninger av hyposulfitt og svovelsyre:

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 + S↓

Tiden til løsningene blir uklare noteres. Læreren sier at når temperaturen øker med 10°C, øker hastigheten på de fleste reaksjoner med 2-3 ganger.

Basert på tilegnet kunnskap gis studentene mulighet til å forklare akselerasjonen av kjemiske reaksjoner når stoffer varmes opp.

I denne leksjonen er det ikke nødvendig å demonstrere erfaring med de katalytiske effektene av stoffer, siden studentene ble kjent med det ved å bruke eksempler på reaksjonen ved nedbrytning av hydrogenperoksid og oksidasjon av svoveldioksid. De lister opp de katalytiske reaksjonene som er kjent for dem og gir definisjoner av katalyse og katalysator.

For å konsolidere kunnskapen i denne leksjonen, stilles følgende spørsmål:

1. Hva bestemmer hastigheten på en kjemisk reaksjon? Gi eksempler.
2. Under hvilke forhold øker hastigheten på en kjemisk reaksjon?
3. Hvordan kan man i lys av teorien om elektrolytisk dissosiasjon forklare at utviklingen av hydrogen når sink reagerer med eddiksyre skjer mye langsommere enn når sink reagerer med saltsyre?
4. På hvilke måter kan du fremskynde reaksjonen mellom sink og saltsyre?
5. Hvorfor blusser en splint som ulmer i luften opp i oksygen?
6. Du har fått to reagensglass der kalsiumkarbonat langsomt reagerer med saltsyre. Prøv å fremskynde den kjemiske reaksjonen i hvert reagensrør ved å bruke forskjellige teknikker.
7. Hvorfor øker hastigheten på en kjemisk reaksjon med økende temperatur?
8. Hvilke metoder for å akselerere kjemiske reaksjoner brukes i produksjonen av svovelsyre?
9. List opp hvilke kjemiske reaksjoner du kjenner til som akselereres av katalysatorer.

Når man studerer reaksjonen av ammoniakksyntese, møter studentene igjen bruken av en katalysator, og sammen med å konsolidere tidligere ervervet informasjon om katalyse og katalysatorer, kan denne kunnskapen utvikles noe.

Læreren gjør oppmerksom på det faktum at begge reaksjonene - syntesen av ammoniakk og dens nedbrytning til nitrogen og hydrogen - skjer i nærvær av den samme katalysatoren - redusert jern, som akselererer både forover- og bakreaksjonene i samme grad. Derfor forskyver ikke katalysatoren den kjemiske likevekten, men bidrar bare til en raskere oppnåelse av denne tilstanden. For å sjekke deres forståelse av denne bestemmelsen, stiller læreren dem spørsmål:

1. Er det mulig å produsere ammoniakk i produksjon fra en blanding av nitrogen og hydrogen under høyt trykk og oppvarming, men uten katalysator? Hvorfor?
2. Ammoniakksyntesereaksjonen akselereres av varme og en katalysator. Hva er forskjellen i påvirkningen av disse forholdene på kjemisk likevekt?

Læreren introduserer elevene for syntesen av ammoniakk i produksjonen, og påpeker at katalysatoren raskt mister aktiviteten hvis ikke gassene (hydrogen og nitrogen) først blir frigjort fra urenheter. I denne prosessen har oksygen, vanndamp, karbonmonoksid, hydrogensulfid og andre svovelforbindelser en giftig effekt.

Som i tilfellet med katalytisk oksidasjon av svoveldioksid til trioksid, utøver katalysatoren under syntesen av ammoniakk sin akselererende effekt bare innenfor visse temperaturgrenser. Ved temperaturer over 600°C reduserer redusert jern dets katalytiske aktivitet.

Ved å bruke eksemplet med ammoniakksyntese kan vi vurdere virkningsmekanismen til katalysatoren. Det bemerkes at jernnitrid dannes på overflaten av jernkatalysatoren:

Hydrogen reagerer med nitrid for å produsere ammoniakk:

FeN2 + 3H2 → Fe + 2NH3.

Deretter gjentas prosessen.

Reaksjonene av jernnitriddannelse og dets interaksjon med hydrogen går veldig raskt.

Når man studerer reaksjonene ved ammoniakkoksidasjon, etter å ha demonstrert eksperimenter på forbrenning av ammoniakk i oksygen og katalytisk oksidasjon av ammoniakk, gjøres elevenes oppmerksomhet mot det faktum at utgangsstoffene i disse to tilfellene ble tatt like, men avhengig av forhold (bruk av en katalysator), oppnås forskjellige produkter .

Ammoniakkoksidasjon kan oppstå med dannelse av forskjellige stoffer i henhold til ligningene:

4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20;

4NH3 + 402 = 2N20 + 6H20;

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Katalysatoren, platina, akselererer bare den siste av disse reaksjonene. Derfor, ved å bruke en katalysator, er det mulig å rette interaksjonen mellom ammoniakk og oksygen i ønsket retning. Dette finner anvendelse i kjemisk produksjon ved produksjon av salpetersyre.

Å danne konseptet med kjemisk produksjon i klasse IX gir store muligheter for å introdusere elevene til praktisk kontroll av hastigheten på kjemiske reaksjoner i kjemiske anlegg.

Basert på generalisering av kunnskap om tidligere studert produksjon (saltsyre, svovelsyre, salpetersyre, ammoniakk), danner læreren i studentene konseptet om de beste betingelsene for å gjennomføre kjemiske reaksjoner i produksjonen: bruk av optimale temperaturer, øke konsentrasjonen av reagerende stoffer, øke kontaktflaten til reagerende stoffer, og bruken av katalysatorer. Etter dette, for å identifisere omstendighetene som begrenser bruken av hver tilstand, blir studentene stilt spørsmålet: "Er det mulig å øke temperaturen på ubestemt tid for å akselerere kjemiske reaksjoner i produksjonen?" De finner ut at sterk oppvarming kan forskyve den kjemiske likevekten i en uønsket retning, og ved bruk av en katalysator redusere aktiviteten. Tar dette i betraktning, brukes ikke maksimale, men optimale temperaturer i produksjonen.

Andre forhold for å gjennomføre kjemiske reaksjoner i produksjonen analyseres på samme måte.

Studiet av nytt faktamateriale i kjemi i klasse IX-X brukes til ytterligere å konsolidere kunnskap om hastigheten på kjemiske reaksjoner.

Når han studerer egenskapene til hvitt fosfor, sier læreren at lyset av hvitt fosfor i mørket indikerer dets langsomme oksidasjon i luft. Deretter vurderer vi under hvilke forhold oksidasjonen av hvitt fosfor kan akselereres. Oppvarming, knusing av fosfor og bruk av oksygen akselererer faktisk oksidasjonen av fosfor, noe som får det til å blusse.

Elevene bruker kunnskap om måter å akselerere kjemiske prosesser for å forutsi betingelsene for dannelse av superfosfat. De sier at reaksjonen mellom tertiært kalsiumfosfat og svovelsyre kan akselereres ved å varme opp, male kalsiumfosfatet, røre og øke konsentrasjonen av svovelsyre. Læreren, som oppsummerer det som er sagt, legger til det i

I denne produksjonen brukes riktignok oppvarming, men til dette bruker de varmen som frigjøres under selve reaksjonen, når knust tertiært kalsiumfosfat blandes grundig med svovelsyre.

Når studentene studerer organiske stoffer, møter de mange prosesser som involverer katalysatorer, for eksempel produksjon av flybensin, gummi og aromatiske hydrokarboner.

Vi kan vurdere rollen til svovelsyre i hydratiseringen av etylen. I nærvær av svovelsyre, i stedet for den langsomme reaksjonen med å tilsette vann til etylen (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH), skjer følgende prosesser raskt etter hverandre: 1) svovelsyre kombineres med etylen for å danne etylsvoveleter:

2) etylsvoveleter gjennomgår forsåpning for å danne etylalkohol og svovelsyre.

Etter avdestillering av alkoholen vises svovelsyre i samme mengde, men den deltok i dannelsen av mellomproduktet. Studentene undersøker andre eksempler på den katalytiske virkningen av svovelsyre (dannelse av etylen og etyleter fra etylalkohol) uavhengig når de gjør leksene sine.

De samme stoffene med samme katalysator, men ved forskjellige temperaturer, reagerer og danner forskjellige produkter. Dette bør understrekes når du gjør deg kjent med egenskapene til alkoholer.

Samspillet mellom karbonmonoksid og hydrogen viser at ved bruk av forskjellige katalysatorer kan forskjellige organiske produkter oppnås fra de samme stoffene. Denne interaksjonen kan føre til dannelse av metylalkohol, hydrokarboner eller høyere alkoholer. Den ønskede retningen for interaksjon av stoffer oppnås ved bruk av en katalysator som akselererer den tilsvarende reaksjonen, men som ikke har en signifikant effekt på andre. For å fremskynde reaksjonen ved dannelse av metylalkohol, brukes en blanding av kromoksider og sinkoksid som katalysator.

Etter å ha studert hydrokarboner og oksygenholdig organiske forbindelser For å generalisere kunnskap tilbys studentene en oppgave for selvstendig arbeid i klassen eller hjemme: velg fra en slik og en del av læreboken alle tilfeller av katalytiske reaksjoner, og hver elev får bare en slik del av lærebokmaterialet at han kan visning i den tildelte tiden.

Ta fra hverandre industrielle metoder ved å skaffe organiske stoffer, er det nyttig å trekke elevenes oppmerksomhet til det faktum at for å kontrollere hastigheten på kjemiske reaksjoner, brukes de samme teknikkene som brukes i produksjonen av uorganiske

13. Periodisk lov D.I. Mendeleev. Periodisitet i endringer i ulike egenskaper ved elementer (ioniseringspotensial, elektronaffiniteter, atomradier, etc.)

14. Likheter og forskjeller i de kjemiske egenskapene til grunnstoffer i hoved- og sekundærundergruppene i forbindelse med atomets elektroniske struktur.

15. Kjemisk binding. Typer kjemiske bindinger. Energi og geometriske egenskaper ved forbindelsen

16. Naturen til kjemiske bindinger. Energieffekter i prosessen med dannelse av kjemiske bindinger

17. Grunnprinsipper for solmetoden. Utveksling og donor-akseptormekanismer for kovalent bindingsdannelse

18. Valensmuligheter for atomer av elementer i bakken og eksiterte tilstander

20. Metning av en kovalent binding. Begrepet valens.

21. Polaritet til en kovalent binding. Teori om hybridisering. Typer hybridisering. Eksempler.

22. Polaritet til en kovalent binding. Dipolmoment.

23. Fordeler og ulemper med all-metoden.

24. Metode for molekylære orbitaler. Enkle konsepter.

26. Ionebinding som et begrensende tilfelle av en kovalent polar binding. Egenskaper til ioniske bindinger. Hovedtyper av krystallgitter for forbindelser med ioniske bindinger.

27. Metallkobling. Egendommer. Elementer i båndteori for å forklare egenskapene til metallisk binding.

28. Intermolekylær interaksjon. Orienterings-, induksjons- og dispersjonseffekter.

29. Hydrogenbinding.

30. Grunnleggende typer krystallgitter. Funksjoner av hver type.

31. Termokjemiens lover. Følger fra Hess' lover.

32. Konseptet med indre energi i et system, entalpi og entropi

33. Gibbs energi, dens forhold til entalpi og entropi. Endring i Gibbs energi i spontane prosesser.

34. Rate av kjemiske reaksjoner. Lov om massevirkning for homogene og heterogene reaksjoner. Essensen av hastighetskonstanten. Reaksjonens rekkefølge og molekylæritet.

35. Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon

36. Temperaturens innflytelse på hastigheten til kjemiske reaksjoner. Van't Hoffs regel. Aktiveringsenergi. Arrhenius-ligningen.

37. Funksjoner ved løpet av heterogene reaksjoner. Påvirkning av diffusjon og graden av diskrethet av materie.

38. Påvirkningen av en katalysator på hastigheten til kjemiske reaksjoner. Årsaker til påvirkningen av katalysatoren.

39. Reversible prosesser. Kjemisk balanse. Likevektskonstant.

41. Bestemmelse av løsning. Fysisk-kjemiske prosesser under dannelsen av løsninger. Endring i entalpi og entropi under oppløsning.

42. Metoder for å uttrykke konsentrasjonen av løsninger.

43. Raoults lov

44. Osmose. Osmotisk trykk. Van't Hoffs lov.

45. Elektrolyttløsninger. Sterke og svake elektrolytter. Grad av elektrolytisk dissosiasjon. Isotonisk koeffisient.

47. Reaksjon i elektrolyttløsninger, deres retning. Skift av ioniske likevekter.

48. Ionisk produkt av vann. Hydrogenindeks som en kjemisk egenskap for en løsning.

49. Heterogene likevekter i elektrolyttløsninger. Løselighetsprodukt

50. Hydrolyse av salter, dens avhengighet av temperatur, fortynning og arten av salter (tre typiske tilfeller). Hydrolyse konstant. Praktisk betydning i metallkorrosjonsprosesser.

51. Kjemisk likevekt ved grensesnittet mellom metall og løsning. Elektrisk dobbeltlag. Potensielt hopp. Hydrogenreferanseelektrode. En rekke standard elektrodepotensialer.

52. Avhengighet av elektrodepotensialet av stoffenes natur, temperatur og konsentrasjon av løsningen. Nernsts formel.

53. Galvaniske celler. Prosesser på elektroder. Emk av en galvanisk celle.

56. Elektrolyse av løsninger og smelter. Sekvens av elektrodeprosesser. Overspenning og polarisering.

57. Interaksjon av metaller med syrer og alkalier.

58. Korrosjon av metaller i saltløsninger.

59. Anvendelse av elektrolyse i industrien.

61. Metoder for å bekjempe korrosjon.

38. Påvirkningen av en katalysator på hastigheten til kjemiske reaksjoner. Årsaker til påvirkningen av katalysatoren.

Stoffer som ikke forbrukes som følge av en reaksjon, men som påvirker hastigheten, kalles katalysatorer. Katalysatorer som reduserer hastigheten på en reaksjon kalles inhibitorer. Effekten som katalysatorer har på kjemiske reaksjoner kalles katalyse . Essensen av katalyse er at i nærvær av en katalysator, endres banen som den totale reaksjonen fortsetter, andre overgangstilstander med forskjellige aktiveringsenergier dannes, og derfor endres også hastigheten på den kjemiske reaksjonen. Det er homogen og heterogen katalyse. Ved heterogen katalyse skjer reaksjonen på overflaten av katalysatoren. Det følger at aktiviteten til katalysatoren avhenger av størrelsen og egenskapene til overflaten. For å ha et stort overflateareal må katalysatoren ha en porøs struktur eller være i en svært fragmentert tilstand. Katalysatorer utmerker seg ved selektivitet: de virker selektivt på prosesser, og leder dem i en bestemt retning. Negativ katalyse brukes til å bremse korrosjon.

39. Reversible prosesser. Kjemisk balanse. Likevektskonstant.

Reaksjoner som går i bare én retning og ender med fullstendig omdannelse av de opprinnelige reaktantene til de endelige stoffene kalles irreversible. 2KClO3 = 2KCl + 3O2 . Vendbar er reaksjoner som skjer samtidig i to gjensidig motsatte retninger. 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Reversible reaksjoner fortsetter ikke til fullføring: ingen av reaktantene er fullstendig oppbrukt. Reversible prosesser: til å begynne med, når du blander utgangsstoffene, er hastigheten på foroverreaksjonen høy, og hastigheten på den omvendte reaksjonen er null. Ettersom reaksjonen fortsetter, forbrukes utgangsmaterialene og deres konsentrasjoner faller, noe som resulterer i en reduksjon i reaksjonshastigheten. Samtidig vises reaksjonsprodukter hvis konsentrasjon øker, og følgelig øker hastigheten på den omvendte reaksjonen. Når hastigheten på forover- og bakreaksjonene blir like, oppstår kjemisk likevekt. Det kalles dynamisk likevekt, siden reaksjoner fremover og bakover oppstår, men på grunn av de samme hastighetene er endringer i systemet ikke merkbare. En kvantitativ egenskap ved kjemisk likevekt er en verdi som kalles den kjemiske likevektskonstanten. Ved likevekt er hastigheten på forover- og bakreaksjonene like, mens konstante konsentrasjoner av utgangsstoffene og reaksjonsproduktene, kalt likevektskonsentrasjoner, etableres i systemet. For 2CO + O 2 = 2CO 2 kan likevektskonstanten beregnes ved hjelp av ligningen: Den numeriske verdien av likevektskonstanten, til en første tilnærming, karakteriserer utbyttet av en gitt reaksjon. Utbyttet av en reaksjon er forholdet mellom mengden stoff oppnådd og mengden som ville oppnås hvis reaksjonen fortsatte til fullførelse. K>>1 reaksjonsutbytte er høyt, K<10-6). В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в наиболее подвижной фазе. Катализатор не влияет на константу равновесия. Он может только ускорить наступление равновесия. K=e^(-ΔG/RT).

40. Påvirkningen av ulike faktorer på forskyvningen av likevekt. Le Chateliers prinsipp.

Hvis systemet er i likevekt, vil det forbli i det så lenge ytre forhold forblir konstante. Prosessen med å endre alle forhold som påvirker likevekt kalles et skifte i likevekt.

Le's prinsipp: Hvis på syst. finne. i balanse for å utøve en ytre påvirkning, deretter systemet for endring. på en slik måte å kompensere for denne påvirkningen.

Konsekvenser: 1) Med økende temperatur. balanseforskyvning til fordel for en endoterm reaksjon.

2) Når trykket øker, skifter likevekten. mot et mindre volum (eller et mindre antall føflekker)

3) Ved økning i konsentrasjonen av et av utgangsstoffene, skifter likevekten mot en økning i konsentrasjonen av reaksjonsprodukter, og omvendt.

Hvorfor øker katalysatorer hastigheten på en kjemisk reaksjon? Det viser seg at de handler i full overensstemmelse med populær visdom: "En smart person vil ikke klatre på et fjell, en smart person vil gå rundt et fjell." For at stoffer skal begynne å samhandle, må partiklene deres (molekyler, atomer, ioner) gis en viss energi, kalt aktiveringsenergi (fig. 13, a). Katalysatorer senker denne energien ved å kombinere med en av de reagerende stoffene og flytte den langs et "energifjell" for å møte et annet stoff med mindre energi. Derfor, i nærvær av en katalysator, går kjemiske reaksjoner ikke bare raskere, men også ved en lavere temperatur, noe som reduserer kostnadene ved produksjonsprosesser.

Ris. 1. 3.
Energidiagrammer av katalytiske reaksjoner ved bruk av en konvensjonell (a) og selektiv (b) katalysator

Og ikke bare. Bruk av katalysatorer kan føre til at de samme stoffene reagerer forskjellig, dvs. med dannelse av forskjellige produkter (fig. 13, b). For eksempel blir ammoniakk oksidert av oksygen til nitrogen og vann, og i nærvær av en katalysator - til nitrogenoksid (II) og vann (skriv ned reaksjonsligningene og vurder prosessene med oksidasjon og reduksjon).

Prosessen med å endre hastigheten på en kjemisk reaksjon eller banen den skjer langs kalles katalyse. I likhet med reaksjoner er det homogene og heterogene typer katalyse. Når enzymer brukes, kalles katalyse enzymatisk. Denne typen katalyse har vært kjent for mennesket siden antikken. Takket være den enzymatiske nedbrytningen av organiske stoffer lærte mennesket å bake brød, brygge øl og lage vin og ost (fig. 14).

Ris. 14.
Siden antikken har mennesket brukt katalyse, som oppstår når man baker brød, brygger øl, lager vin, lager ost

De mest kjente enzymene i hverdagen er de som finnes i vaskepulver. De lar deg rense tøyet for flekker og ubehagelig lukt under vask.

La oss se nærmere på katalysatorer ved hjelp av et kjemisk eksperiment.

Hydrogenperoksid (i hverdagen kalles det ofte hydrogenperoksid) er et nødvendig medikament i ethvert medisinsk skap i hjemmet (fig. 15).

Ris. 15.
Hydrogenperoksidløsning

Utløpsdatoen må angis på emballasjen til dette legemidlet, siden det brytes ned under lagring:

Men under normale forhold går denne prosessen så sakte at vi ikke merker frigjøring av oksygen, og bare ved å åpne en flaske der hydrogenperoksid har vært lagret i lang tid kan vi merke hvordan det frigjøres litt gass fra den. Hvordan fremskynde denne prosessen? La oss gjennomføre et laboratorieeksperiment.

Laboratorieforsøk nr. 9 Dekomponering av hydrogenperoksid ved bruk av mangan(IV)oksid

Laboratorieforsøk nr. 10
Påvisning av katalase i matvarer

Katalysatorer gjør ikke bare produksjonsprosessene mer økonomiske, men gir også et betydelig bidrag til miljøvern. Dermed er moderne personbiler utstyrt med en katalytisk enhet, inne i hvilken det er keramiske cellulære katalysatorbærere (platina og rhodium). Når de passerer gjennom dem, omdannes skadelige stoffer (karbonoksider, nitrogenoksider, uforbrent bensin) til karbondioksid, nitrogen og vann (fig. 16).

Ris. 16.
En bils katalysator som omdanner nitrogenoksider fra eksosgassene til ufarlig nitrogen.

For kjemiske reaksjoner er imidlertid ikke bare katalysatorer som fremskynder reaksjonen viktige, men også stoffer som kan bremse dem. Slike stoffer kalles hemmere. De mest kjente er metallkorrosjonshemmere.

Laboratorieforsøk nr. 11
Hemming av interaksjonen mellom syrer og metaller med metenamin

I vokabularet til en vanlig person er det ofte ord som er lånt fra kjemi. For eksempel antioksidanter, eller antioksidanter. Hva kalles stoffer antioksidanter? Du har sikkert lagt merke til at hvis du lagrer smør i lang tid, endrer det farge, smak og får en ubehagelig lukt - det oksiderer i luften. For å forhindre at matvarer blir ødelagt, tilsettes antioksidanter til dem. De spiller også en viktig rolle i å opprettholde menneskers helse, fordi uønskede oksidasjonsprosesser også forekommer i kroppen, som et resultat av at en person blir syk, blir sliten og eldes raskere. Menneskekroppen mottar antioksidanter ved å spise mat som inneholder for eksempel karoten (vitamin A) og vitamin E (fig. 17).

Ris. 17.
Antioksidanter: a - β-karoten; b - vitamin E

Så hastigheten på en kjemisk reaksjon kan kontrolleres ved hjelp av katalysatorer og inhibitorer, endringer i temperatur, konsentrasjon av reagerende stoffer, trykk (for homogene gassreaksjoner) og kontaktområdet til reagerende stoffer (for heterogene prosesser). Og selvfølgelig avhenger hastigheten på kjemiske reaksjoner av arten av reaktantene.

Nye ord og begreper

1. Katalysatorer.
2. Enzymer.
3. Katalyse (homogen, heterogen, enzymatisk).
4. Inhibitorer.
5. Antioksidanter.

Arbeidsoppgaver for selvstendig arbeid

1. Hva er katalysatorer? Hvilken rolle spiller de i kjemiske reaksjoner? Hvorfor fremskynder katalysatorer kjemiske reaksjoner?
2. Hvilken rolle spilte enzymatisk katalyse i den menneskelige sivilisasjonens historie?
3. Utarbeid en rapport om rollen til katalysatorer i moderne produksjon.
4. Utarbeide en rapport om rollen til inhibitorer i moderne produksjon.
5. Utarbeid en rapport om rollen til antioksidanter i medisin og næringsmiddelindustrien.