Катализ: учение и принципы

Кафедра общей, неорганической и элементоорганической химии

 

Реферат

На тему «Катализ. Возникновение учения о катализе. Основные принципы катализа»

 

Выполнил(а) работу студент(ка) 2 курса

группы Б8118-04.03.01-фх

Шлык Надежда Павловна

 

г. Владивосток

2019

 

Введение

Ката́лиз (греч. κατάλυσις от καταλύειν «разрушение») — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который, согласно теории промежуточных соединений, многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.

Термин «катализ» был введён в 1835 году шведским учёным Йёнсом Якобом Берцелиусом.

Катализа́ция (явление катализа) распространена в природе (большинство процессов, происходящих в живых организмах, являются каталитическими) и широко используется в технике (в нефтепереработке и нефтехимии, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты и др.: большая часть всех промышленных реакций — каталитические).

Случай, когда катализатором является один из продуктов реакции или её исходных веществ, называют автокатализом.

 

 

История

Катализ является одним из основных направлений физической химии и в частности термодинамики. Рассмотрим сначала очень кратко основные этапы развития физической химии. Их можно выделить четыре:

  1. Подготовительный период, Методы математической обработки количественных анализов.
    начиная с момента применения физических приборов для изучения физико-химических явлений до 40-х годов XIX века, когда был открыт закон сохранения и превращения энергии.
  2. С 40-х до конца 70-х годов XIX века формирование отдельных направлений физической химии: электрохимии, термохимии, учение о равновесии, а так же становление первых научных основ физической химии.
  3. С конца 70-х до 1913 года — взлет творческой физико-химической мысли. Постепенная ее эволюция перешла в 80-90-е годы XIX века в бурную революцию.
  4. Примерно с 1913 года и до наших дней, боровская теория атомов.

Уже в подготовительный этап развития физической химии начали появляться догадки о существовании катализаторов и катализа. Бурное развитие катализа наблюдалось в последующие два этапа. Во второй половине XIX века в связи с успешным развитием органической химии, учения о катализе как бы замерзли на долгое время, несмотря на то, что осуществлению некоторых синтетических проблем могло произойти только благодаря катализу, но на это мало обращали внимания, и механизм катализа упускался из виду. Только в начале XX столетия катализ вновь обращает на себя внимание, Итак, рассмотрим истоки возникновения катализа.

 

Истоки возникновения учения о катализе

 

Еще в книге «Пиротехния»; опубликованной Бирингуччо в 1540 г., отмечалась роль времени в химических превращениях, В дальнейшем В. Гомбрег в 1700 г.. В, Льюис в 1759 г. и К. Венцель в 1777 г. вновь возвращались к этому вопросу. Особенно интересна работа немецкого химика Венцеля, в которой он высказал основные положения закона действия масс, сформулированного в более общем виде спустя почти столетие норвежскими учеными К, Гульдбергом и П. Вааге. Оствальд говорил о периоде развития химии после работ Венцеля до 50-60-х годов XIX в: «После полного надежд начала … наступает очень длительная пауза, только один раз прерванная отдельными замечаниями теоретического характера. В «Химической статике» Бертолле упоминается о медленных химических процессах, как о явлениях «распространения» химических реакций. Бертолле, так же как и Венцель, является одним из предшественников, а не родоначальником химической кинетики.

Только во второй половине XIX века были созданы условия для плодотворного изучения скоростей реакций (проверка предполагаемых механизмов их протекания). Очень большое значение при создании предпосылок для возникновения химической кинетики сыграло изучение катализа.

Уже в работах К. Кирхгофа, Л, Тенара, X, Дэви и И. Деберейнера, опубликованных в 1912-1925 года, было описано множество каталитических реакций. Большая часть первых гипотез катализа ограничивало каталитическое влияния агента рамками только физического воздействия на ход реакций, Эти гипотезы подчеркивали, что любое химическое изменение реагентов протекает по законам стехиометрии.

Несколько иной путь рассмотрения каталитических реакций предложил шведский химик Берцелиус в 1835 году, открывший в химии эпоху катализа. По его мнению, «каталитическая способность (каталитическая активность в современном понимании) многих как простых, так и сложных тел в твердом виде и форме раствора является одним из проявлений электрохимических отношений материи. Большой заслугой Берцелиуса для выработки предпосылок возникновения кинетики и для ее становления явилось то, что он сумел обобщить проведенные ранее исследования вне стехиометрического влияния веществ на различные реакции и объединить все эти процессы общностью причины каталитической силы, Берцелиус называл каталитическую силу «причиной химического действия» и выдвинул тезис о «тысячи каталитических реакций в организме». Хотя Берцелиус не смог найти единого объяснения механизмов «каталитических процессов», содержащиеся в его работе обобщения (отграничение каталитических процессов, а также показ широкой распространенности и специфики каталитических превращений), способствовали более деятельному ограничению механизмов каталитических реакций.

Впервые объяснение катализа с единой точки зрения дал Либих в 1839 году, который считал, что каталитические явления обусловлены нарушением равновесия в притяжении радикала к элементам или радикала с которыми он связан вследствие роста химической разницы составляющих его элементов.

Это нарушение вызывается;

  1. Изменение состояния сцепления, которые два или более элементов испытывают под влиянием теплоты;
  2. Соприкосновением с третьим телом, которое при этом не входит в соединение;
  3. Прибавлением элементов воды;
  4. Одновременным совместным действием этих причин.

Таким образом, Либих связывал отклонение от стехиометрии с непрерывностью химического взаимодействия, начатого под действием этих причин, считая, что катализатор при этом остается химически неизменным. Теория Либиха явилась обобщением формальных физических (действие химически неизменного катализатора) и химических (стехиометрических) представлений о механизме каталитических превращений,

Развитие идей Либиха в XIX веке было скорее умозрительным совершенствованием гениальных предвидений, чем созданием рабочего инструмента для исследования природы катализа, основанного на реально существовавшем уровне знаний и экспериментальных возможностей химиков.

Интересные представления развивал Р. Майер, который рассматривал катализ как частный случай разряжения, Разряжение представляет «стековой курок», приводящий в действие большие количества «дремавшей» энергии.

Концепция Майера в применении к катализа получила развитие у А. Рея и в особенности у Оствальда.

В последней четверти XIX века Германия занимала ведущее положение в области исследований физических изменений, связанных с химическими реакциями,

Оствальд был среди тех европейски ученых, которые открыли и оценили работы Гиббса, В 1892 году он перевел статьи Гиббса по термодинамики на немецкий язык. Оствальд практически сразу начал применять теории Гиббса при изучении катализа. Катализ (термин, предложенный Берцелиусом в 1835 году) — изменение скорости химической реакции в присутствии небольших количеств веществ (катализаторов), которые не принимают видимого участия в реакции. Так, в 1816 году Дэви установил, что порошкообразная платина во много раз ускоряет присоединение водорода к кислороду и различным органическим соединениям. А Кирхгоф показал, что кислота значительно ускоряет расщепление ряда органических соединений. Причем ни платина, ни кислота в процессе реакции не расходуются, количество их остается неизменным.

Оствальд указал, что теория Гиббса заставляет предположить, что катализаторы, ускоряют реакции, не вызывая изменения в соотношении энергий взаимодействующих частиц, Катализатор, утверждал Оствальд, образует с исходным веществом промежуточное соединение, которое распадается на конечные продукты реакции, При распаде промежуточного соединения катализатор высвобождается. В отсутствии катализатора, то есть в отсутствии образуемого катализатором промежуточного соединения, данная реакция протекает намного медленнее, возможно даже практически незаметно. Таким образом, катализатор ускоряет реакцию, но сам при этом не расходуется. Кроме того, поскольку молекулы катализатора используются снова и снова, для ускорения реакции большого количества веществ достаточного небольшого количества катализатора.

Этот взгляд на катализ сохраняется и сегодня. Он помог объяснить механизм действия белковых катализаторов (или ферментов) управляющих химическими реакциями в организме.

Таким образом, в XIX столетии можно выделить следующие основные концепции по вопросу о роли катализа в химическом превращении. Катализатор — причина химической реакции, и его присутствие — непременное условие ее протекания (по Бсрцелиусу); нарушение равновесия в притяжении радикала к элементам или радикала (по Либиху). с которыми он связан; катализатор играет роль спускового курка (по Майеру) и наконец, катализатор ускоряет химическую реакцию, которая идет сама по себе, то есть катализатор управляет, но не движет химическим превращением (по Оствальду).

Принципиально новый этап в развитии учения о катализе начался после создания химической кинетики, когда разработка проблем катализа была переведена на «рельсы» кинетики химических реакций.

Как отмечал в 1909 году Оствальд «до создания учения о скорости химических реакций не представлялось возможности вывести целесообразные понятия относительно катализа, так как последний состоит в изменении скорости химических реакции вследствие присутствия веществ, отсутствующий в конечных продуктах реакции».

Уже Берцелиус и Либих упоминали об использовании времени превращения для характеристики активности катализаторов. Однако закон скоростей реакций был сформулирован Л. Вильгельми в 1850г. при исследовании проникании инверсии тростникового сахара, катализируемой неорганическими кислотами (HCl, HNO3, H2SO4 и Н3РO4):

С12Н22О11  + Н2О  С6Н12О6

левулеаза декстроза

В приведенной формуле, «характеризующей химический процесс», скорость реакции пропорциональна действующим количествам сахара и катализирующей кислоты:

где:
dZ/dt — изменение количества сахара dZ за время dt (скорость процесса),
M — среднее количество сахара, которое подвергалось инверсии в течение бесконечно малого промежутка времени dt под действием каждой имеющейся единицы концентрации катализирующей кислоты (константа скорости реакции),
Z и S — соответственно количество сахара и катализирующей кислоты.
Следует упомянуть немецких химиков И. Левенталя и Е, Ленссена, которые в 1862 году независимо от работ Вильгельми сравнили действие различных кислот на протекание каталитической инверсии тростникового сахара

В 1882 году Меншуткин обнаружил ускорение химической реакции ее продуктами, то есть показал наглядный пример автокатализа,
Начиная с этого же года, Оствальд предпринял ряд исследований относительно каталитической активности кислот некоторых гидролитических реакций (гидролиз ацетамида, омыление метилацетета).

Таким образом, первыми объектами были каталитические реакции органических соединений, а так же реакции окисления, Становление кинетики химических реакций завершает классическая работа Я.Г. Вант-Гаффа «Очерки по химической динамике» (1884г.). С этого момента кинетика превращается из метода исследования в раздел физической химии. С утверждением кинетики химических реакций связан принципиально новый подход к изучению проблем катализа.

 

Теории промежуточной хемосорбции.

 

В начале 30-х годов были выдвинуты интересные гипотезы о связи между непрерывности изменения химического сродства и катализатором, опиравшиеся на достижения гетерогенного катализа, В работах И. Ленгмюра, А.А, Баландина, X. Тейлора и некоторых других химиков было показано, что первичный акт гетерогенного катализа представляет собой валентное взаимодействие атомов или молекул реагента с поверхностными атомами катализатора, то есть формой взаимодействия катализатора с реагентами является промежуточная хемосорбция. В этой теории произошел формальный синтез физических (роль адсорбции в катализе) и химических (валентное взаимодействие катализатора с реагентом) концепции катализа.

Дальнейшим развитием общей концепции промежуточной хемосорбции явились теории, конкретизирующие представления о поверхностных соединениях и о механизме их образования. Это послужило поводом к систематическому исследованию роли структуры поверхности в катализаторе, что нашло отражение в теории активных центров и статической теории активной поверхности.

Изучение хемосорбции привело далее к созданию теории активированной адсорбции.

Более высокий уровень в развитии концепции промежуточной хемосорбции был достигнут в конце 1920 — начале 1930-х годов при создании первой из общих теорий, связывающих образование поверхностных соединений с инициированием реакций. управлением активностью твердых катализаторов и селективностью их действия — мультиплетной теории (А. А. Баландин, 1929-1930 годах).

Мультиплетная теория катализа (теория промежуточных образований)

 

Согласно представлениям Баландина, при каталитическом превращении происходит расслабление и последующее перераспределение связей между реагирующими атомами, временно связанными с несколькими атомами катализатора в мультиплетном комплексе. При этом механизм каталитического акта является развитием представлений Лорана и Кекуле, а также некоторых физико-химиков начала XX века (Марселин) о промежуточной конфигурации атомов в процессе превращения. Баландиным была отмечена необходимость структурного соответствия между строением реагирующих молекул и кристаллической решеткой катализатора для того, чтобы произошла хемосорбция. Мультиплетная теория посредством принципа структурного соответствия ввела матричный эффект в катализ и хорошо объяснила многие случаи ориентации реакций, т.е. их селективной направленности. Однако энергетическая часть мультиплетной теории не давала химикам принципиальной возможности неэмпирического расчета энергетических характеристик системы. Только после разработки теории абсолютных скоростей была создана принципиальная схема расчета скоростей реакций.

 

Заключение

 

Идеи Берцелиуса и Либиха так и остались гениальными предвидениями, не опирающимися на надежный фундамент представлений о динамике процесса. Только после разработки первых теорий формальной кинетики в 80-х годах XIX века начали интенсивно развиваться теории катализа (контактные представления Вант-Гоффа и Оствальда). Новые успехи в развитии кинетики в XX веке (коллизионные представления, теории разветвленных цепей реакций и абсолютных скоростей реакций) порождали дальнейшее совершенствование представлений о катализе в то время: теория промежуточной хемосорбции, цепная и электронная теория катализа химическая концепция активной поверхности, теория кислотно-основного катализа и оксидных ансамблей. Специфика каталитических теорий обусловлена как самим характером соотнесения кинетики и катализа, так и важным промышленным значением последнего. Недаром объектами кинетического исследования оказывались главным образом хорошо известные химикам и производственникам каталитические превращения (например, основной постулат химической кинетики был сформулирован Вильгельми при изучении инверсии тростникового сахара, а затем подтвержден Бертло при исследовании омыления и этерификации). Тесное историческое и логическое переплетение проблем кинетики и катализа обусловило и общую задачу, стоящую перед этим динамическим направлением химии — создание фундаментальной количественной теории протекания реакций.

Одной из интересных попыток решения этой проблемы (наряду с развитием квантово-механических исследований и корреляционного анализа) явилось создание теории саморазвития электронных каталитических систем. основанное на последовательном применении динамического метопа, предполагающего переменность всех основных параметров катализа (природа катализатора, постоянство активности и специфичности катализатора и механизм каталитического акта).

В настоящее время работы по катализу вступили в новую фазу своего развития. Наметилось заметное сближения между гомогенно-гетерогенным и ферментативным видами катализа, Химики все чаще обращаются к ферментативному катализу не только как к объекту исследования, но и как к источнику новых идей способных помочь в создании более эффективных химических процессов.

Создание новых высокоэффективных катализаторов, по-видимому, может быть осуществлено в результате использования принципов структурной организации ферментов, в присутствии которых реакции протекают со значительно большими скоростями, чем в присутствии синтетических катализаторов и в весьма мягких условиях

 

Принцип работы

Основные принципы катализа

Катализатор изменяет механизм реакции на энергетически более выгодный, то есть снижает энергию активации. Катализатор образует с молекулой одного из реагентов промежуточное соединение, в котором ослаблены химические связи. Это облегчает его реакцию со вторым реагентом. Важно отметить, что катализаторы ускоряют обратимые реакции как в прямом, так и в обратном направлениях. Поэтому они не смещают химическое равновесие.

По влиянию на скорость реакции катализ многие источники делят на положительный (скорость реакции растет) и отрицательный (скорость реакции падает). В последнем случае происходит процесс ингибирования, который нельзя считать «отрицательным катализом», поскольку ингибитор в ходе реакции расходуется.

 

Катализ бывает гомогенным и гетерогенным (контактным). В гомогенном катализе катализатор состоит в той же фазе, что и реактивы реакции, в то время как гетерогенные катализаторы отличаются фазой.

Гомогенный катализ

Гомогенный – это такой катализ, когда катализатор и все реагирующие вещества находятся в одной фазе.

Главным положением гомогенного катализа является представление о том, что в ходе реакции образуются неустойчивые промежуточные соединения катализатора с реагирующими веществами, которые затем распадаются с регенерацией катализатора.

К гомогенному катализу относятся многие реакции кислотно-основного взаимодействия, реакции комплексообразования, многочисленные реакции гидрирования, сульфидирования, реакции, катализированные ферментами.

Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:

H2О2 + I⁻ → H2О + IO⁻

H2О2 + IO⁻ → H2О + О2 + I⁻

Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель. Нередко реагирующая система гетерогенного каталитического процесса складывается из трех фаз в различных сочетаниях, например, реагенты могут быть в газовой и жидкой фазах, а катализатор – в твердой.

Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.

1.Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества

2.Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем их хемосорбция

3.Химическая реакция между реагирующими молекулами

4.Десорбция продуктов с поверхности катализатора

5.Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток

Примером гетерогенного катализа является окисление SO2 в SO3 на катализаторе V2O5 при производстве серной кислоты (контактный метод).

 

Течение реакции именно на поверхности катализатора можно продемонстрировать на опыте, в котором пластинку из платины нагревают в пламени газовой горелки, затем пламя тушат и пускают на пластинку струю газа из горелки, при этом пластинка снова раскаляется докрасна — окисление метана происходит на поверхности металла

Уравне́ние Михаэ́лиса — Ме́нтен — уравнение наиболее известной модели ферментативной кинетики, описывает зависимость скорости реакции, катализируемой ферментом, от концентрации субстрата при определённых общепринятых допущениях. Уравнение названо в честь физикохимиков Леонора Михаэлиса и Мод Леоноры Ментен, опубликовавших в в 1913 году статью, в которой они провели математический анализ ферментативной кинетики. Простейшая кинетическая схема, для которой справедливо уравнение Михаэлиса:

E+S↔ ES→ E+P

Уравнение имеет вид:

 

v= , где

 

Vm— максимальная скорость реакции, равная kcatE0;

Km— константа Михаэлиса. По определению,

Km=  , где

K(-1) есть константа скорости реакции распада фермент-субстратного комплекса на фермент и исходный субстрат, k(1) есть константа скорости реакции образования фермент-субстратного комплекса и k(2) есть константа скорости реакции распада фермент-субстратного комплекса на фермент и продукт. Константа Михаэлиса численно равна концентрации субстрата, при которой скорость реакции составляет половину от максимальной;

S — концентрация субстрата.

Общая скорость гетерогенного каталитического процесса определяется скоростями отдельных стадий и лимитируется наиболее медленной из них. Говоря о стадии, лимитирующей процесс, предполагают, что остальные стадии протекают настолько быстро, что в каждой из них практически достигается равновесие. Скорости отдельных стадий определяются параметрами технологического процесса. По механизму процесса в целом, включая собственно каталитическую реакцию и диффузионные стадии переноса вещества, различают процессы, проходящие в кинетической, внешнедиффузионной и внутридиффузионной областях. Скорость процесса в общем случае определяется выражением:

da/dt = k Dc

где Dc – движущая сила процесса, равная произведению действующих концентраций реагирующих веществ, для процесса, протекающего в газовой фазе движущая сила выражается в парциальных давлениях реагирующих веществ Dр; k – константа скорости.

В общем случае константа скорости зависит от многих факторов:

k = f (k1, k2, kпоб, …..Dи, Dи/, Dп, ….) (3)

где k1, k2, kпоб — константы скоростей прямой, обратной и побочной реакции; Dи, Dи/, Dп — коэффициенты диффузии исходных веществ и продукта, определяющие значение k во внешне- или внутридиффузионной областях процесса.

В кинетической области k не зависит от коэффициентов диффузии. Общее кинетическое уравнение скорости газового каталитического процесса с учетом влияния на скорость основных параметров технологического режима:

u = kvDpPnb0 = k0 e-Ea/RT vDpPnb0

где v — расход газа, Dp — движущая сила процесса при Р»0,1 МПа (1 ат), P — отношение рабочего давления к атмосферному нормальному, то есть безразмерная величина, b— коэффициент пересчета к нормальному давлению и температуре, n — порядок реакции.

Механизм химических стадий определяется природой реагирующих веществ и катализатора. Процесс может лимитироваться хемосорбцией одного из реагентов поверхностью катализатора или десорбцией продуктов реакции. Скорость реакции может контролироваться образованием заряженного активированного комплекса. В этих случаях заряжение поверхности катализатора под действием каких-либо факторов оказывает существенное влияние на протекание реакции. В кинетической области протекают главным образом процессы на малоактивных катализаторах мелкого зернения с крупными порами при турбулентном течении потока реагентов, а также при низких температурах, близких к температурам зажигания катализатора. Для реакций в жидкостях переход в кинетическую область может происходить и с повышением температуры вследствие понижения вязкости жидкости и, следовательно, ускорения диффузии. С повышением температуры уменьшается степень ассоциации, сольватации, гидратации молекул реагентов в растворах, что приводит к росту коэффициентов диффузии и соответственно переходу из диффузионной области в кинетическую. Для реакций, общий порядок которых выше единицы, характерен переход из диффузионной области в кинетическую при значительном понижении концентрации исходных реагентов. Переход процесса из кинетической области во внешнедиффузионную может происходить при снижении скорости потока, повышении концентрации повышении температуры.

Во внешнедиффузионной области протекают прежде всего процессы на высокоактивных катализаторах, обеспечивающих быструю реакцию и достаточный выход продукта за время контакта реагентов с катализаторами, измеряемое долями секунды. Очень быстрая реакция почти полностью протекает на внешней поверхности катализатора. В этом случае нецелесообразно применять пористые зерна с высокоразвитой внутренней поверхностью, а нужно стремиться развить наружную поверхность катализатора. Так, при окислении аммиака на платине последнюю применяют в виде тончайших сеток, содержащих тысячи переплетений платиновой проволоки. Наиболее эффективным средством ускорения процессов, протекающих в области внешней диффузии, является перемешивание реагентов, которое часто достигается увеличением линейной скорости реагентов. Сильная турбулизация потока приводит к переходу процесса из внешнедиффузионной области во внутридиффузионную (при крупнозернистых мелкопористых катализаторах) или же в кинетическую области.

Скорость диффузии u можно рассчитать, используя первый закон Фика, который при постоянстве условий диффузии выражается формулой

где G — количество вещества, перенесенное за время t в направлении х, перпендикулярном к поверхности зерна катализатора при концентрации с диффундирующего компонента в ядре потока реагентов, S — свободная внешняя поверхность катализатора, dc/dx -градиент концентрации.

Кислотно-основной и окислительно-востановительный катализ

По типам реакций катализ делят на окислительно-восстановительный и кислотно-основной. В реакциях, протекающих по окислительно-восстановительному механизму, промежуточное взаимодействие с катализатором сопровождается гомолитическим разрывом двухэлектронных связей в реагирующих веществах и образованием связей с катализатором по месту неспаренных электронов последнего. Типичными катализаторами окислительно-восстановительного взаимодействия являются металлы или оксиды переменной валентности.

Кислотно-основные каталитические реакции протекают в результате промежуточного протолитического взаимодействия реагирующих веществ с катализатором или взаимодействия с участием неподеленной пары электронов (гетеролитический) катализ. Гетеролитический катализ протекает с таким разрывом ковалентной связи, при котором, в отличие от гомолитических реакций, электронная пара, осуществляющая связь, целиком или частично остается у одного из атомов или группы атомов. Каталитическая активность зависит от легкости передачи протона реагенту (кислотный катализ) или отрыва протона от реагента (основной катализ) в первом акте катализа. По кислотно-основному механизму протекают каталитические реакции гидролиза, гидратации и дегидратации, полимеризации, поликонденсации, алкилирования, изомеризации и др. Активными катализаторами являются соединения бора, фтора, кремния, алюминия, серы и других элементов, обладающих кислотными свойствами, или соединений элементов первой и второй групп периодической системы, обладающих основными свойствами. Гидратация этилена по кислотно-основному механизму с участием кислотного катализатора НА осуществляется следующим образом: на первой стадии катализаторор служит донором протона

СН2=СН2 + НА ® СН3-СН2+ + А

вторая стадия – собственно гидратация

СН3-СН2+ + НОН ® СН3СН2ОН + Н+

третья стадия – регенерация катализатора

Н+ + А ® НА.

Окислительно-восстановительные и кислотно-основные реакции можно рассматривать по радикальному механизму, согласно которому образующаяся при хемосорбции прочная связь молекула-решетка катализатора способствует диссоциации реагирующих молекул на радикалы. При гетерогенном катализе свободные радикала, мигрируя по поверхности катализатора, образуют нейтральные молекулы продукта, которые десорбируются.

Существует также фотокатализ, когда процесс инициируется под действием света.

 

Список литературы

  1. Катализ гомогенный и гетерогенный. Ферментативный катализ. Уравнение Михаэлиса-Ментен. [электронный ресурс] / Режим доступа: https://studfile.net/preview/5510098/page:4/
  2. Лекция. Катализ. [электронный ресурс] / Режим доступа: https://studfile.net/preview/437923/
  3. Боресков Г. К. Катализ. Вопросы теории и практики. — Новосибирск, 1987
  4. Гейтс Б. Химия каталитических процессов / Б. Гейтс, Дж. Кетцир, Г. Шуйт. — М.: Мир, 1981. — 551 с.
  5. Колесников И. М. Катализ и производство катализаторов. — М.: Техника, 2004. — 399 с.
  6. Яблонский Г. С., Быков В. И., Горбань А. Н. Кинетические модели каталитических реакций. — Новосибирск: Наука (Сиб. отделение), 1983. — 255 c.
  7. Шмидт Ф. К. Физико-химические основы катализа — И.: Фрактал — 2004. — С. 9
  8. История развития катализа и теорий, объясняющих это явление. [электронный ресурс] / Режим доступа: https://www.kazedu.kz/referat/172816
  9. ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ О КАТАЛИЗЕ. [электронный ресурс] / Режим доступа: https://www.liveinternet.ru/community/3168041/post99289906
  10. Романовский Б.В. Основы катализа[электронный ресурс] / режим доступа: https://nashol.com/2017031593557/osnovi-kataliza-romanovskii-b-v-2014.html
Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Рефераты бесплатно
Adblock
detector