Imię i nazwisko
Imię i nazwisko
Grupa
Ćwiczenie 14
Temat: Kataliza
I. Część teoretyczna
Kataliza - zjawisko zmiany szybkości reakcji chemicznej pod wpływem katalizatora. Wyróżnia się katalizę dodatnią (zwiększenie szybkości) i katalizę ujemną (spadek szybkości reakcji) zwaną też inhibicją.
Badanie czynników, które wpływają na szybkość reakcji, zyskiwało stale na znaczeniu w miarę ciągłego wielkiego rozwoju przemysłu chemicznego. Jako przykład można przytoczyć nowoczesną metodę wytwarzania toluenu, służącego do wyrobu materiału wybuchowego (trinitrotoluenu) oraz do innych celów.
Najczęściej spotykanym sposobem zmiany szybkości reakcji jest zmiana temperatury lub stężenia. Jednak zwiększenie szybkości reakcji za pomocą tych parametrów nie zawsze jest pożyteczne, zwłaszcza w reakcjach egzotermicznych. Należy mieć na uwadze również trwałość reagentów, sprawność działania aparatury, wytrzymałość tworzywa, z którego jest ona wykonana itp. Trzeba zatem szukać innych sposobów zmiany szybkość reakcji zapewniających jej efektywny przebieg w danej temperaturze z uwzględnieniem wymienionych zastrzeżeń. W tym celu używa się katalizatorów, których obecność w układzie reagentów wywołuje zmianę szybkości reakcji chemicznej. Bierze on udział w zachodzących reakcjach, jednakże tak, że pozostaje po ich zajściu w niezmienionej ilości i postaci chemicznej, w związku z czym nie pojawia się w sumarycznych równaniach opisywanych reakcji. Substancje zwiększające szybkość są nazywane katalizatorami dodatnimi (lub skrótowo katalizatorami), zaś substancje hamujące daną reakcję zwane są jej inhibitorami (katalizatorami ujemnymi). Katalizatory dodatnie przyspieszają reakcje obniżając ich energie aktywacji poprzez zmianę drogi reakcji.
Uważamy, że katalizatory przyspieszają reakcję, zbliżając cząsteczki reagujące do siebie i utrzymując je w konfiguracji korzystnej dla przebiegu reakcji. Niestety, wiemy tak mało o istocie aktywności katalitycznej, że poszukiwanie odpowiednich katalizatorów jest w dużej mierze empiryczne. Badanie przydatności reakcji katalitycznej, podobnie jak każdego innego procesu chemicznego, polega na próbnym jej przeprowadzeniu i obserwowaniu jej przebiegu. Wspólna cechą wszystkich katalizatorów jest to, że nie mają wpływu na położenie równowagi końcowej, do której zmierza dany proces chemiczny. Zmieniają tylko szybkość, z jaką układ zdąża do tego stanu.
Jeżeli z obliczeń termodynamicznych wynika, że w reaktorze zamkniętym równowagowy stopień przemiany reakcji AB wynosi np. 74%, to żaden katalizator nie zwiększy tej wartości do 86%. Wynika z tego ciekawy wniosek, potwierdzony licznymi doświadczeniami, że katalizator przyspieszający jakąś reakcje, przyspiesza także reakcje biegnącą w kierunku przeciwnym. To stwierdzenie jest zgodne z prawem Guldberga i Waagego, które mówi że stała równowagi, a więc wielkości nie ulegają zmianie w obecności katalizatora, stanowi iloraz stałych szybkości reakcji przebiegających w przeciwnych kierunkach. Jeśli jedna ze stałych szybkości reakcji zostanie zmieszona pod wpływem katalizatora, to dla zachowania stałej równowagi musi ulec zmianie w kierunku przeciwnym. Zdolność katalizatorów do kierowania reakcjami chemicznymi ma duże znaczenie w przemyśle chemicznym. Rozróżniamy katalizę w układach homogenicznych i w układach heterogenicznych. Ogólny mechanizm reakcji katalitycznych, zarówno homogenicznych jak i heterogenicznych, wyjaśnia się tworzeniem przejściowo połączenia katalizatora z substratami, połączenia które następnie rozpadają się dając produkty i zregenerowany katalizator.
Kataliza Homogeniczna:
Katalizator stanowi jeden ze składników fazy ciekłej lub gazowej, w której odbywa się katalizowana reakcja. Jako przykład katalizy homogenicznej mogą służyć procesy spalania wodoru lub tlenku węgla(II) w obecności pary wodnej, inwersja sacharozy, zmydlanie estrów, hydroliza skrobi w obecności jonów hydroniowych itp. Obecność katalizatora umożliwia niekiedy przebieg reakcji łańcuchowej, niemożliwej do zrealizowania bez katalizatora. W przypadku reakcji zachodzących w roztworach katalizatorem jest często sam rozpuszczalnik, zwłaszcza wtedy, gdy jego cząsteczki posiadają znaczny moment dipolowy. Niejednokrotnie produkty reakcji mogą stanowić katalizatory, jak to ma miejsce, np.: przy autokatalitycznej redukcji jonów MnO4- w obecności jonów Fe2+
MnO4- + 5Fe2+ +8H3O+ ↔ Mn2+ + 5Fe3+ + 12H2O
Ta reakcja przebiega momentalnie, gdy tylko pojawią się pierwsze produkty reakcji (np.: mangan na +2 stopniu utlenienia). Kataliza homogeniczna odgrywa dużą rolę w reakcjach biochemicznych. kataliza homogeniczna w roztworach wodnych i niewodnych bardzo często wiąże się z obecnością kwasów i zasad. Do tej grupy należy, między innymi, przemiana skrobi w glukozę pod wpływem kwasów lub nadtlenku wodoru w obecności zasad. Według przyjętej obecnie interpretacji utworzenie połączenia przejściowego następuje w wymienionych reakcjach na skutek wymiany produktu. W szczególnym przypadku, jeżeli rolę katalizatora spełnia cząsteczka kwasu, oddaje ona proton zasadowej cząsteczce substratu R, dając nietrwały produkt RH+ oraz sprzężoną zasadę
R + Hkat → RH+ + Kat-
Następnie jony RH+ ulegają rozpadowi z utworzeniem produktu P i równoczesnym przekazaniem protonu zasadzie
RH+ + Kat- → Hkat + P
Działanie katalizatora zasadowego (Kat) na substrat (RH) przedstawiają reakcje:
RH + Kat → KatH+ +R-
KatH+ + R- → Kat + P
Kataliza Heterogeniczna:
W tym układzie katalizator tworzy oddzielną fazę, najczęściej fazę stałą. W przypadku katalizy heterogenicznej mamy do czynienia z katalizatorem stałym, przyspieszającym reakcję przebiegającą w fazie ciekłej lub gazowej, określa się w przemyśle nazwą „kontaktów”. W związku z tym mówimy o katalizie kontaktowej. Każdy proces katalityczny w takim układzie musi objąć: adsorpcje substratu na powierzchni katalizatora, reakcję i desorpcję produktu. Mimo to reakcja zachodząca w taki sposób jest wielokrotnie szybsza od reakcji bez katalizatora. Na powierzchni kontaktu na stępuje zagęszczenia reagujących cząstek, które są przyciągane do niego przez nienasycone siły walencyjne powierzchniowych atomów kontaktu. Czasami siły te są zdolne do rozbicia cząsteczki na atomy (adsorpcja H2 na sproszkowanym niklu). Powierzchnia kontaktu jest niejednorodna. Są na niej centra aktywne, tzn. miejsca na których zachodzi proces katalityczny. Ośrodkami aktywnymi są nierówności na powierzchni kontaktu, atomy fazy stałej wystające ponad sieć kryształu szczeliny, defekty w sieci krystalicznej oraz miejsca zetknięcia faz stałych z domieszką, którą może spełnić rolę promotora katalitycznego. Za istnieniem centrów aktywnych przemawia doświadczenie, które jednoznacznie pozwala stwierdzić, że aktywność katalizatora unicestwia się truciznami o stężeniu znacznie mniejszym niż wynika to z powierzchni adsorpcyjnej katalizatora.
II. Część doświadczalna
Doświadczenie 1
Przebieg doświadczenia:
Do dwóch próbówek wlewamy po 1/5 objętości roztworu kwasu siarkowego, dodajemy kilka kropli KMnO4 i wstrząsamy. Następnie do jednej z nich wlewamy dwie krople KNO3, a drugą pozostawiamy bez zmian. Do obu próbówek wrzucamy granulkę cynku
Opracowanie wyników:
W próbówce zawierającej jako katalizator KNO3 reakcja zaszła szybciej niż w próbówce nie zawierającej KNO3
Występuje tu kataliza homogeniczna
Doświadczenie 2
Przebieg doświadczenia:
Do dwóch próbówek wlewamy po 1/5 objętości KSCN i po trzy krople FeCl3, oraz do pierwszej dwie krople roztworu CuSO4. następnie do obu dodać po 3 cm3 roztworu Na2S2O3
Opracowanie wyników:
W próbówce zawierającej jako katalizator CuSO4 reakcja zaszła szybciej niż w próbówce nie zawierającej CuSO4
Występuje tu kataliza homogeniczna
Doświadczenie 3
Przebieg doświadczenia:
Do dwóch próbówek wlewamy po 1/5 kwasu azotowego (V) i po dwie krople MnSO4, oraz do pierwszej AgNO3. następnie do obu dodać po 5cm3 roztworu (NH4)2S2O8 i ogrzać w łaźni do wrzenia
Opracowanie wyników:
W próbówce zawierającej jako katalizator AgNO3 reakcja zaszła szybciej niż w próbówce nie zawierającej AgNO3
Występuje tu kataliza homogeniczna
Doświadczenie 4
Przebieg doświadczenia:
Do dwóch próbówek wlewamy po 1cm3 objętości roztworu kwasu siarkowego, KMnO4 i H2C2O4. Następnie do jednej z nich wlewamy 1cm3 MnSO4, a drugą pozostawiamy bez zmian.
Opracowanie wyników:
W próbówce zawierającej jako katalizator MnSO4reakcja zaszła szybciej niż w próbówce nie zawierającej MnSO4
Występuje tu kataliza homogeniczna