Катализаторы, каталитические системы.

Катализатор — химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции^[1]. Количество катализатора, в отличие от реагентов, после реакции не изменяется. Важно понимать, что катализатор не участвует в реакции. Они обеспечивают более быстрый путь для реакции, катализатор реагирует с исходным веществом, получившееся промежуточное соединение подвергается превращениям и в конце расщепляется на продукт и катализатор. Затем катализатор снова реагирует с исходным веществом, и этот каталитический цикл многократно повторяется. Катализаторы подразделяются на гомогенные и гетерогенные. Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный — образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества. Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды. Обычно каталитическая система состоит из: •специальной сотовой конструкции. Соты нужны, чтобы увеличить площадь реакции между газообразной жидкостью и твердой поверхностью. • активной фазы (= катализатора), обычно из металла или оксида, которая поставляет активные центры, в которых происходит химическая реакция.

Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические системы

Окислительно-восстановительная способность веществ. Типы ОВР.

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов в веществах, называются окислительно-восстановительными. Любая окислительно-восстановительная реакция (ОВР) состоит из двух сопряженных процессов: 1. Окисление – это процесс отдачи электронов частицей, который приводит к повышению СО элемента: . 2. Восстановление – это процесс приема электронов частицей, который сопровождается уменьшением СО элемента: . Вещества, отдающие свои электроны в процессе окисления, называют восстановителями, а вещества, принимающие электроны в процессе восстановления, являются окислителями. Проявление тех или иных окислительно-восстановительных свойств атомов зависит от многих факторов, важнейшие из которых – положение элемента в Периодической системе, его СО в веществе, характер свойств, проявляемых другими участниками реакции. По окислительно-восстановительной активности вещества можно условно разделить на три группы: 1. Типичные восстановители – это простые вещества, атомы которых имеют невысокие значения ЭО (например, металлы, водород, углерод), а также частицы, в которых имеются атомы в минимальной (низшей) для них степени окисления (например, хлор в соединении H⁺¹Cl^-1). 2. Типичные окислители – это простые вещества, атомы которых характеризуются высокой ЭО (например, фтор и кислород), а также частицы, в составе которых имеются атомы в высшей (максимальной) СО (например, хром в соединении K⁺¹₂Cr⁺⁶O^-2₄). 3. Вещества, обладающие окислительно-восстановительной двой­­ственностью свойст, – это многие неметаллы (например, сера и фосфор), а также вещества, содержащие элементы в промежуточной СО (например, марганец в соединении Mn⁺⁴O^-2₂). Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой различные вещества, называются межмолекулярными. Например: . В некоторых реакциях окислителем и восстановителем являются атомы различных по природе элементов одной и той же молекулы, такие ОВР называются внутримолекулярными, например: . Реакции, в ходе которых окислителем и восстановителем является атом одного и того же элемента, находящегося в составе одного и того же вещества, называются реакциями диспропорционирования, например: .

Метод электронного баланса.

Существует несколько способов подбора коэффициентов в уравнениях ОВР, из которых наиболее распространены метод электронного баланса и метод ионно-электронных уравнений. Оба метода основаны на реализации двух принципов:

1.Принцип материального баланса – число атомов всех элементов до и после реакции должно быть одинаковым; 2. Принцип электронного баланса – число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, принятых окислителем. Метод электронного баланса является универсальным, то есть им можно пользоваться для уравнивания ОВР, протекающих в любых условиях. Основные этапы составления уравнений реакций по методу электронного баланса: 1. Записывают схему реакции, определяют СО элементов, выявляют окислитель и восстановитель. Например: … Очевидно, что СО изменяется у марганца (уменьшается) и у железа (увеличивается). Таким образом, KMnO₄ – окислитель, а FeSO₄ – восстановитель. 2. Составляют полуреакции окисления и восстановления: (восстановление), (окисление). 3. Балансируют количество принятых и отданных электронов путем переноса коэффициентов, стоящих перед электронами, в виде множителей, поменяв их местами: ½´ 1½´ 2, ½´ 5½´ 10. Если коэффициенты кратны друг другу, их следует уменьшить, поделив каждый на наибольшее общее кратное. Если коэффициенты нечетные, а формула хотя бы одного вещества содержит четное количество атомов, то коэффициенты следует удвоить. Так, в рассматриваемом примере коэффициенты перед электронами нечетные (1 и 5), а формула Fe₂(SO₄)₃ содержит два атома железа, поэтому коэффициенты увеличиваем в два раза. 4. Записывают суммарную реакцию электронного баланса. При этом количество принятых и отданных электронов должно быть одинаковым и должно сократиться на данном этапе уравнивания.. 5. Расставляют коэффициенты в молекулярном уравнении реакции и вносят недостающие вещества. При этом коэффициенты перед веществами, которые содержат атомы элементов изменявших СО, берутся из суммарной реакции электронного баланса, а атомы остальных элементов уравнивают обычным способом, соблюдая следующую последовательность: – атомы металлов; – атомы неметаллов (кроме кислорода и водорода); – атомы водорода; – атомы кислорода. Для рассматриваемого примера 2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O.