I klasse IX-X Gymnasium fortsætte med at formulere begreber om hastighed kemisk reaktion, på virkningen på hastigheden af ​​kemiske omdannelser forskellige faktorer, udvide og uddybe viden om katalyse og katalysatorer, give nogle ideer om mekanismen for katalytiske fænomener.

I emnet " Alkalimetaller", der demonstrerer eksperimenter såsom interaktionen af ​​natrium med vand og saltsyre, vekselvirkningen mellem kalium og natrium med vand, understreger læreren, at nogle af disse reaktioner sker hurtigere end andre under samme forhold. For eksempel reagerer natrium kraftigere med saltsyre end med vand; Kalium reagerer kraftigere med vand end natrium. Efter forbrændingsforsøg i klor med natrium, kobber, antimon, brint, organisk stof Du kan stille spørgsmål: "Hvorfor blev antimonpulver brugt til forbrænding i klor, og ikke stykker, hvorfor brænder et bundt tynd kobbertråd i klor, men det gør en tyk tråd ikke?" I disse tilfælde forklares forskellen i stoffernes interaktion enten af ​​stoffernes beskaffenhed og atomernes struktur eller af en anden kontaktflade.

I det samme emne, når eleverne introduceres til saltsyres egenskaber, er det nyttigt at finde ud af, hvorfor reaktioner mellem denne syre og metaller (zink, magnesium) accelererer over tid. Accelerationen afhænger især af, at disse reaktioner frigiver et stort antal af varme, og med opvarmning af stoffer øges interaktionshastigheden.

Ved at bruge eksemplet med reaktionen mellem aluminium og jod er det værd at huske på, hvad en katalysator er og vise, at vand kan være en katalysator. En blanding af jod og aluminiumspulver hældes på et asbestnet i en bunke og et par dråber vand tilsættes. Samspillet mellem stoffer under påvirkning af vand accelererer, og en flamme bryder ud. Læreren gør opmærksom på, at der i blandingen, der ikke blev hældt ud af porcelænskoppen på nettet, ikke opstod et glimt, men det kan opstå efter noget tid og uden vand.

Det skal bemærkes, at vand ikke kun accelererer interaktionen mellem aluminium og jod, men spiller også en katalytisk rolle i mange kemiske processer. Den katalytiske virkning af vand under forbrændingen af ​​forskellige gasser, der anvendes i teknologien, er meget vigtig.

Når man overvejer egenskaberne af brintoverilte, er det angivet, at brintoverilte er et meget skrøbeligt stof. Når det opbevares i glasbeholdere, nedbrydes det langsomt og frigiver varme:

2H2O2 = 2H2O4 + O2 + 46 kcal

Læreren beder eleverne om at angive de forhold, der fremskynder nedbrydningen af ​​brintoverilte. Det kan de

angive i dette tilfælde: 1) opvarmning, 2) virkningen af ​​katalysatorer, 3) øge koncentrationen af ​​opløsningen. Det kan tilføjes, at nedbrydningen af ​​brintoverilte også forløber hurtigere i lyset dette kan bekræftes ved forsøg på; fritidsaktiviteter. Hæld hydrogenperoxid i to kolber fastgjort i stativer og luk dem med propper med gasudløbsrør. Placér rørene under væltede cylindre eller reagensglas fyldt med vand og sænket ned i en bred beholder med vand. Pak en af ​​kolberne ind i sort papir. Placer enhederne i et solrigt vindue eller belys dem med en elektrisk lampe ved 75-100 V. Eksperiment vil vise den hurtige nedbrydning af hydrogenperoxid under påvirkning af lys.

Derefter, i løbet af lektionen, studerer eleverne selvstændigt ændringen i nedbrydningshastigheden af ​​hydrogenperoxid under påvirkning af katalysatorer. Til arbejdet får du en 3-5% opløsning af brintoverilte, mangandioxid, koncentreret saltsyre, en splint, en tragt, filterpapir og flere reagensglas.

Opgaver: 1) Tjek, om brintoverilte nedbrydes i opløsningen, der blev udgivet? 2) Brug mangandioxid til at fremskynde nedbrydningsreaktionen af ​​hydrogenperoxid. 3) Bevis, at mangandioxid ikke ændrede sig kemisk som følge af reaktionen * 4) Bevis, at mangandioxid, der allerede er brugt som katalysator, igen kan fremskynde nedbrydningen af ​​hydrogenperoxid.

* (Test med saltsyre ved opvarmning.)

Efter eksamen selvstændigt arbejde læreren viser, at forskellige katalysatorer kan bruges til at fremskynde den samme kemiske reaktion, den nedbrydning uorganisk stof(brintoverilte) accelereres af organiske katalysatorer - enzymer. En 3% opløsning af hydrogenperoxid hældes i et lille bægerglas, hvorefter et lille stykke anbringes i det råt kød. Ilt frigives intensivt fra opløsningen, da blod og væv fra dyr indeholder enzymet katalase. Det skal understreges, at enzymer er fremragende naturlige reaktionsacceleratorer. En af de vigtige opgaver for fremtidens kemi er at kunstig produktion og anvendelse i industrien af ​​katalysatorer, der vil ligne enzymer i deres sammensætning og katalytiske egenskaber.

For at forklare, hvorfor nedbrydningen af ​​brintoverilte går hurtigere, når den opbevares i glasbeholdere, udføres et forsøg. En opløsning af hydrogenperoxid hældes i tre reagensglas, en opløsning af svovlsyre tilsættes til et af dem, kaustisk soda tilsættes til det andet, og det tredje efterlades til sammenligning (kontrolopløsning). Alle tre opløsninger opvarmes (ikke til kogning). Ilt frigives kraftigt fra et reagensglas med opløsninger af hydrogenperoxid og natriumhydroxid, mindre kraftigt - fra et reagensglas med en kontrolopløsning. I nærvær af svovlsyre (hydrogenioner) nedbrydes hydrogenperoxid ikke. OH-ioner katalyserer processen med nedbrydning af hydrogenperoxid, derfor nedbrydes hydrogenperoxid let i en glasbeholder, hvis vægge frigiver hydroxylioner til opløsningen.

Konsolidering og udvikling af viden om hastigheden af ​​kemiske reaktioner fortsætter. Ved at lede en blanding af svovldioxid og ilt gennem et opvarmet glasrør uden katalysator viser læreren, at dannelsen af ​​svovlsyreanhydrid under disse forhold ikke er mærkbar, og spørger eleverne, hvordan vekselvirkningen mellem gasser kan fremskyndes. Under samtalen viser det sig, at sådanne metoder til at accelerere reaktioner som at øge koncentrationen af ​​reagenser, øge temperaturen uden brug af en katalysator ikke giver de nødvendige resultater. Oxidationsreaktionen af ​​svovldioxid til svovldioxid er reversibel:

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,

og temperaturstigningen accelererer i højere grad nedbrydning af svovlsyreanhydrid end dets dannelse.

De kontrollerer, om jernoxid vil være en katalysator for oxidationsreaktionen af ​​svovldioxid. Når man demonstrerer kontaktoxidationen af ​​svovldioxid til svovlsyreanhydrid i nærværelse af jernoxid, observeres dannelsen af ​​svovlsyreanhydrid, der ryger i luften. Det konstateres herefter, at jernoxidet ikke har ændret sig kemisk som følge af reaktionen. For at gøre dette skal du gentage eksperimentet med kontaktoxidation af svovldioxid til svovlsyreanhydrid med den samme portion jernoxid. Det bemærkes endvidere, at forskellige katalysatorer kan anvendes til at accelerere oxidationen af ​​svovldioxid. Ud over jernoxid, kemisk industri brugt platin, og nu bruger de vanadiumpentoxid V 2 O 5 *.

* (Den vanadiumkatalysator, der i øjeblikket anvendes, har en kompleks sammensætning (se: D. A. Epshtein. Kemilærer om kemisk teknologi, M., Publishing House of the Academy of Sciences of the RSFSR, 1961).)

Det er også vigtigt at understrege katalysatorens egenskaber, at accelerere reaktionen uden at påvirke dens reversibilitet: oxidationsreaktionen af ​​svovldioxid til svovldioxid forbliver reversibel, selvom der anvendes en katalysator.

Når man studerer kontaktmetoden til fremstilling af svovlsyre, er det nødvendigt at overveje brugen af ​​en katalysator i industrien. Uden katalysator hurtig produktion store mængder svovlsyreanhydrid ville være umuligt, men dets anvendelse stiller nogle yderligere krav til procesbetingelser. Faktum er, at urenheder i reaktanterne påvirker katalysatoren negativt. Arsentrioxid har en negativ effekt på vanadiumkatalysatoren, som de siger, "forgifter" den. Derfor er omhyggelig rensning af de reagerende gasser fra urenheder nødvendig.

Hvis eleverne har et spørgsmål om, hvorfor katalysatoren er forgiftet, forklarer læreren først dens handling ved hjælp af teorien om dannelse af mellemforbindelser og overvejer derefter den giftige virkning af urenheder.

Acceleration af reaktioner ved hjælp af en katalysator opstår på grund af det faktum, at den danner svage forbindelser med udgangsstofferne og derefter frigives igen i fri form. Disse reaktioner forløber meget hurtigere end reaktionen mellem svovldioxid og oxygen. Hvis blandingen af ​​gasser indeholder urenheder, der indgår i irreversible reaktioner med katalysatoren, opstår dens forgiftning. På trods af omhyggelig rensning af gasser falder aktiviteten af ​​katalysatorer, der anvendes til fremstilling af svovlsyre, over tid. Dens "ældning" er forårsaget ikke kun af gradvis forgiftning, men også af langvarig opvarmning og mekanisk ødelæggelse, som ændrer tilstanden af ​​katalysatoroverfladen. Ikke hele overfladen af ​​katalysatoren deltager i den katalyserede reaktion, men kun dens trimmede sektioner - aktive centre, og antallet af disse centre falder med "ældning".

Det foregående afsnit undersøgte, hvordan man i lyset af teorien om atomstrukturen skal forklare energiens indvirkning på initieringen af ​​en kemisk reaktion for eleverne. Dette vil gøre det muligt at løse spørgsmålet om, hvorfor kemiske reaktioner accelererer, når de opvarmes. Eleverne ved, at når temperaturen i stoffer stiger, stiger antallet af aktive molekyler, molekylernes bevægelseshastighed og antallet af deres møder per tidsenhed stiger. I atomerne af aktive molekyler flyttes elektroner til højere energiniveauer. Sådanne molekyler er ustabile og kan lettere reagere med molekyler af andre stoffer.

Teorien om elektrolytisk dissociation hjælper med at forklare, hvorfor reaktioner mellem opløsninger af syrer, salte og baser forekommer næsten øjeblikkeligt. Opløsninger af disse stoffer indeholder allerede aktive partikler - modsat ladede ioner. Derfor forløber reaktioner mellem vandige opløsninger af syrer, salte og baser meget hurtigt og adskiller sig væsentligt fra reaktioner mellem de samme stoffer, men taget i tør form.

Ved at starte en lektion om emnet "Hastighed af en kemisk reaktion", minder læreren om, at kemiske reaktioner kan forekomme med ved forskellige hastigheder, studiet af de forhold, der påvirker det, er af stor praktisk betydning.

Hvordan kan man måle hastigheden af ​​en kemisk reaktion?

Eleverne ved allerede, at hastigheden af ​​en kemisk omdannelse kan bedømmes ud fra mængden af ​​stof, der reagerede eller blev produceret i en bestemt tid, at hastigheden mekanisk bevægelse målt ved den afstand et legeme tilbagelægger pr. tidsenhed; For at beregne denne hastighed skal du bruge formlen

hvor v er hastighed, S er vej og t er tid.

Med dette i betragtning skriver eleverne analogt en formel til beregning af hastigheden af ​​en kemisk reaktion

hvor m er mængden af ​​stof, der gik ind i reaktionen eller blev opnået som et resultat af den i løbet af tiden t.

Overvej, hvad der er ulempen ved denne formel. Det viser sig, at når du bruger det, vil den beregnede reaktionshastighed være forskellig selv for to portioner af det samme stof taget under de samme betingelser.

Lad os antage, at 15 g af et stof nedbrydes i et kar hvert sekund. Det viser sig, at når der indføres en skillevæg i denne beholder, som vil dele stoffet i den i to dele i forholdet 1:2, vil reaktionen i den første (mindre) del forløbe med en hastighed på 5 g/sek. og i den anden - 10 g/sek.

For at den beregnede hastighed skal karakterisere selve reaktionen, og ikke hvor meget af udgangsstoffet der tages, er det nødvendigt at tage højde for ændringen i reaktantens masse pr. volumen, dvs. ændringen i koncentrationen af ​​reaktanten. reaktant. Derfor kan hastigheden af ​​en kemisk reaktion beregnes ved hjælp af formlen:

v=c0-ct/t

hvor c 0 er startkoncentrationen af ​​et hvilket som helst af de reagerende stoffer, c t er koncentrationen af ​​det samme stof efter t sekunder. Ved beregning af hastighed udtrykkes koncentrationen normalt i mol pr. liter og tid i sekunder.

På denne lektion Vær opmærksom på de vigtigste måder accelererende kemiske reaktioner. Til dette formål udføres et laboratorieforsøg, der viser, at hastigheden af ​​en kemisk reaktion afhænger af koncentrationen af ​​de reagerende stoffer.

Til forsøget anvendes følgende udstyr, placeret på elevbordene: 1) et stativ med tre reagensglas, hvoraf det ene indeholder en krystal af natriumiodid eller kaliumiodid (på størrelse med 2 - 3 stifthoveder), det andet indeholder en opløsning af ferrichlorid, og den tredje - tom; 2) en kolbe eller et glas vand; 3) to identiske glasrør; 4) glasstang.

Læreren inviterer eleverne til at forberede sig til eksperimentet: 1) tilsæt vand til natriumiodid for at danne 1/2 reagensglas med opløsning og bland væsken med en pind, 2) hæld 1/3 af den resulterende opløsning i et andet reagensglas, 3 ) tilsæt til opløsningen hældt i et andet reagensglas reagensglas med en opløsning af vand, således at mængderne af opløsninger af natriumiodid (eller kaliumiodid) i reagensglassene er de samme.

Læreren stiller spørgsmål for at kontrollere elevernes forståelse af anvisningerne:

1) Hvor mange gange fortyndes natriumiodidopløsningen i det andet reagensglas?

2) Hvor mange gange er saltkoncentrationen i det første reagensglas større end i det andet?

Det bemærkes, at koncentrationen af ​​en af ​​opløsningerne er to gange koncentrationen af ​​den anden. Herefter reageres ferrichlorid i to tilberedte opløsninger med natriumiodid, som frigiver frit jod:

2NaI + 2FeCl3 = 2NaCl + 2FeCl2 + I2,

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

Eleverne bestemmer, i hvilket reagensglas hastigheden af ​​vekselvirkning af salte er større, og efter hvilke kriterier dette kan bedømmes. Antagelsen afprøves eksperimentelt.

Først hældes lige store mængder stivelsespasta (1-2 ml) i begge reagensglas med opløsninger af natriumiodid (eller kaliumiodid), og derefter, efter blanding, et par dråber af en 5-10% opløsning af ferrichlorid. Det er tilrådeligt at hælde jernchloridopløsningen i begge reagensglas på samme tid. Den blå farve forekommer mere sandsynlig i et reagensglas med en opløsning af højere koncentration. I reagensglasset, hvor koncentrationen af ​​opløsningen er højere, er der større sandsynlighed for, at jodioner mødes med ferri-ioner, og derfor interagerer med dem oftere - reaktionen forløber hurtigere.

Læreren viser forbrændingen af ​​svovl i luften og spørger eleverne, hvordan denne reaktion kan fremskyndes. Eleverne foreslår at placere brændende svovl i ilt og udføre dette eksperiment. Baseret på analysen af ​​eksperimenter laver de generel konklusion: hastigheden af ​​en kemisk reaktion afhænger af koncentrationen af ​​de reagerende stoffer (antallet af ioner eller molekyler pr. volumenenhed).

Vi går videre til spørgsmålet om indflydelsen af ​​overfladen af ​​reagerende stoffer på hastigheden af ​​kemisk reaktion. Eleverne husker reaktioner, der involverer blanding og formaling af reagerende stoffer: formaling af en blanding af ammoniak med læsket kalk, vekselvirkning af små stykker marmor eller zink med saltsyre, forbrænding af pulveriseret brændsel i dyser, brug af knuste malme ved smeltning af metaller og svovlkis ved fremstilling af svovlsyre. Betingelserne for fyring af pyrit ved fremstilling af svovlsyre diskuteres mere detaljeret. Til fremstilling af svovldioxid bruges knust pyrit, da det brænder hurtigere end pyrit taget i store stykker. Forbrændingen af ​​støvet pyrit sker især hurtigt, hvis det udstødes med en luftstrøm fra en dyse, samt når det brændes i et fluidiseret leje, når hele overfladen af ​​pyritstykkerne kommer i kontakt med luft.

Det skal tages i betragtning, at kemiske reaktioner med stærkt knuste brændbare stoffer kan ledsages af en eksplosion. Der har for eksempel været sukkerstøveksplosioner på sukkerproducerende fabrikker.

De konkluderer, at jo mere knust et fast stof er, jo hurtigere er den kemiske reaktion, hvori det deltager.

Derefter analyseres temperaturens effekt på hastigheden af ​​en kemisk reaktion. Den samme mængde svovlsyreopløsning hældes i et reagensglas med 1/4 af hyposulfitopløsningen; Parallelt med dette eksperiment drænes opvarmede opløsninger af hyposulfit og svovlsyre:

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

Tiden, indtil opløsningerne bliver uklare, noteres. Læreren siger, at når temperaturen stiger med 10° C, stiger hastigheden af ​​de fleste reaktioner med 2-3 gange.

Ud fra den opnåede viden får eleverne mulighed for at forklare accelerationen af ​​kemiske reaktioner, når stoffer opvarmes.

I denne lektion er der ikke behov for at demonstrere erfaring med stoffers katalytiske virkninger, da eleverne blev fortrolige med det ved hjælp af eksempler på reaktionen ved nedbrydning af hydrogenperoxid og oxidation af svovldioxid. De lister de katalytiske reaktioner, som de kender, og giver definitioner af katalyse og katalysator.

For at konsolidere viden i denne lektion stilles følgende spørgsmål:

1. Hvad bestemmer hastigheden af ​​en kemisk reaktion? Giv eksempler.
2. Under hvilke forhold stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion?
3. Hvordan kan man i lyset af teorien om elektrolytisk dissociation forklare, at udviklingen af ​​brint, når zink reagerer med eddikesyre, sker meget langsommere, end når zink reagerer med saltsyre?
4. På hvilke måder kan du fremskynde reaktionen mellem zink og saltsyre?
5. Hvorfor blusser en splint, der ulmer i luften, op i ilt?
6. Du har fået to reagensglas, hvor calciumcarbonat langsomt reagerer med saltsyre. Prøv at fremskynde den kemiske reaktion i hvert reagensglas ved hjælp af forskellige teknikker.
7. Hvorfor stiger hastigheden af ​​en kemisk reaktion med stigende temperatur?
8. Hvilke metoder til at accelerere kemiske reaktioner bruges til fremstilling af svovlsyre?
9. Angiv, hvilke kemiske reaktioner du kender, der accelereres af katalysatorer.

Når man studerer reaktionen af ​​ammoniaksyntese, møder eleverne igen brugen af ​​en katalysator, og sammen med konsolidering af tidligere erhvervede informationer om katalyse og katalysatorer kan denne viden udvikles noget.

Læreren gør opmærksom på, at begge reaktioner - syntesen af ​​ammoniak og dens nedbrydning til nitrogen og brint - sker i nærværelse af den samme katalysator - reduceret jern, hvilket accelererer både fremadgående og omvendte reaktioner i samme grad. Derfor forskyder katalysatoren ikke den kemiske ligevægt, men bidrager kun til en hurtigere opnåelse af denne tilstand. For at kontrollere deres forståelse af denne bestemmelse stiller læreren dem spørgsmål:

1. Er det muligt at fremstille ammoniak i produktion fra en blanding af nitrogen og brint under højt tryk og når det opvarmes, men uden katalysator? Hvorfor?
2. Ammoniaksyntesereaktionen accelereres af varme og en katalysator. Hvad er forskellen i disse forholds indflydelse på kemisk ligevægt?

Læreren introducerer eleverne til syntesen af ​​ammoniak i produktionen og påpeger, at katalysatoren hurtigt mister sin aktivitet, hvis gasserne (brint og nitrogen) ikke først bliver befriet for urenheder. I denne proces har ilt, vanddamp, kulilte, svovlbrinte og andre svovlforbindelser en giftig virkning.

Som i tilfældet med den katalytiske oxidation af svovldioxid til trioxid udøver katalysatoren under syntesen af ​​ammoniak kun sin accelererende virkning inden for visse temperaturgrænser. Ved temperaturer over 600°C reducerer reduceret jern dets katalytiske aktivitet.

Ved at bruge eksemplet med ammoniaksyntese kan vi overveje katalysatorens virkningsmekanisme. Det bemærkes, at jernnitrid dannes på overfladen af ​​jernkatalysatoren:

Hydrogen reagerer med nitrid for at producere ammoniak:

FeN2 + 3H2 → Fe + 2NH3.

Derefter gentages processen.

Reaktionerne af jernnitriddannelse og dets interaktion med hydrogen forløber meget hurtigt.

Når man studerer reaktionerne ved ammoniakoxidation, efter demonstration af forsøg med forbrænding af ammoniak i oxygen og katalytisk oxidation af ammoniak, henledes elevernes opmærksomhed på, at udgangsstofferne i disse to tilfælde blev taget ens, men afhængigt af betingelser (brug af en katalysator), opnås forskellige produkter .

Ammoniakoxidation kan føre til dannelsen forskellige stoffer ifølge ligningerne:

4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20;

4NH3 + 4O2 = 2N2O + 6H20;

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

Katalysatoren, platin, accelererer kun den sidste af disse reaktioner. Ved hjælp af en katalysator er det derfor muligt at styre interaktionen mellem ammoniak og oxygen i den ønskede retning. Dette finder anvendelse i kemisk produktion ved modtagelse salpetersyrer s.

Dannelse af begrebet kemisk produktion i 9. klasse giver store muligheder for at gøre eleverne fortrolige med praktisk ledelse hastigheden af ​​kemiske reaktioner i kemiske anlæg.

Med udgangspunkt i generaliseringen af ​​viden om tidligere undersøgt produktion (saltsyre, svovlsyre, salpetersyre, ammoniak) danner læreren hos eleverne begrebet om bedste forhold udførelse af kemiske reaktioner i produktionen: brug af optimale temperaturer, forøgelse af koncentrationen af ​​reagerende stoffer, forøgelse af kontaktoverfladen af ​​reagerende stoffer, brug af katalysatorer. Efter dette, for at identificere de omstændigheder, der begrænser brugen af ​​hver tilstand, bliver eleverne stillet spørgsmålet: "Er det muligt at øge temperaturen i det uendelige for at accelerere kemiske reaktioner i produktionen?" De finder ud af, at stærk opvarmning kan flytte den kemiske ligevægt i en uønsket retning, og i tilfælde af brug af en katalysator reducere dens aktivitet. Tages dette i betragtning, anvendes ikke maksimale, men optimale temperaturer i produktionen.

Andre betingelser for at udføre kemiske reaktioner i produktionen analyseres på samme måde.

Studiet af nyt faktamateriale i kemi i klasse IX-X bruges til yderligere at konsolidere viden om hastigheden af ​​kemiske reaktioner.

Når man studerer egenskaberne hvidt fosfor læreren siger, at lyset af hvidt fosfor i mørke indikerer dets langsomme oxidation i luften. Dernæst overvejer vi, under hvilke forhold oxidationen af ​​hvidt fosfor kan fremskyndes. Opvarmning, knusning af fosfor og brugen af ​​ilt fremskynder faktisk oxidationen af ​​fosfor, hvilket får det til at blusse op.

Eleverne bruger viden om måder at accelerere kemiske processer på til at forudsige betingelserne for dannelsen af ​​superfosfat. De siger, at reaktionen mellem tertiær calciumphosphat og svovlsyre kan fremskyndes ved opvarmning, formaling af calciumphosphat, omrøring og forøgelse af koncentrationen af ​​svovlsyre. Læreren opsummerer, hvad der er blevet sagt, tilføjer, at i

I denne produktion bruges ganske rigtigt opvarmning, men til dette bruger de den varme, der frigives under selve reaktionen, når knust tertiært calciumphosphat blandes grundigt med svovlsyre.

Når elever studerer organiske stoffer, møder eleverne mange processer, der involverer deltagelse af katalysatorer, for eksempel produktion af flybenzin, gummi og aromatiske kulbrinter.

Vi kan overveje svovlsyrens rolle i hydreringen af ​​ethylen. I nærvær af svovlsyre sker tilsætningen af ​​vand til ethylen (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH) hurtigt efter hinanden i stedet for en langsomt forekommende reaktion følgende processer: 1) svovlsyre kombineres med ethylen for at danne ethylsvovlether:

2) ethylsvovlether gennemgår forsæbning til dannelse af ethylalkohol og svovlsyre.

Efter afdestillering af alkoholen optræder svovlsyre i samme mængde, men den deltog i dannelsen af ​​mellemproduktet. Eleverne undersøger selvstændigt andre eksempler på svovlsyres katalytiske virkning (dannelse af ethylen og ethylether fra ethylalkohol), når de laver deres lektier.

De samme stoffer med den samme katalysator, men med forskellige temperaturer reagere for at danne forskellige produkter. Dette bør understreges, når du gør dig bekendt med egenskaberne af alkoholer.

Interaktionen mellem kulilte og brint viser, at der ved brug af forskellige katalysatorer kan opnås forskellige organiske produkter fra de samme stoffer. Denne interaktion kan komme med uddannelse methylalkohol carbonhydrider eller højere alkoholer. Den ønskede retning for vekselvirkning af stoffer opnås ved brug af en katalysator, der accelererer den tilsvarende reaktion, men som ikke har en signifikant effekt på andre. For at fremskynde reaktionen af ​​methylalkoholdannelse anvendes en blanding af chromoxider og zinkoxid som katalysator.

Efter at have studeret kulbrinter og iltholdige organiske forbindelser For at generalisere viden tilbydes eleverne en opgave til selvstændigt arbejde i klassen eller hjemme: vælg fra sådan og sådan en del af lærebogen alle tilfælde af katalytiske reaktioner, og hver elev får kun givet en sådan del af lærebogens materiale, at han kan visning i den afsatte tid.

At skille ad industrielle metoder opnår organiske stoffer, er det nyttigt at henlede elevernes opmærksomhed på det faktum, at for at kontrollere hastigheden af ​​kemiske reaktioner anvendes de samme teknikker, som bruges til fremstilling af uorganiske

13. Periodisk lov D.I. Mendeleev. Periodicitet i ændringer i forskellige egenskaber ved grundstoffer (ioniseringspotentiale, elektronaffiniteter, atomradier osv.)

14. Ligheder og forskelle i de kemiske egenskaber af grundstoffer i hoved- og sekundære undergrupper i forbindelse med atomets elektroniske struktur.

15. Kemisk binding. Typer af kemiske bindinger. Forbindelsens energi og geometriske karakteristika

16. Naturen af ​​kemiske bindinger. Energieffekter i processen med dannelse af kemiske bindinger

17. Grundprincipper for solmetoden. Udveksling og donor-acceptor mekanismer for kovalent bindingsdannelse

18. Valensmuligheder for grundstoffers atomer i jorden og exciterede tilstande

20. Mætning af en kovalent binding. Begrebet valens.

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

22. Polaritet af en kovalent binding. Dipol moment.

23. Fordele og ulemper ved alle metoden.

24. Metode til molekylære orbitaler. Basale koncepter.

26. Ionbinding som et begrænsende tilfælde af en kovalent polær binding. Egenskaber ved ionbindinger. Hovedtyper af krystalgitre til forbindelser med ionbindinger.

27. Metalforbindelse. Ejendommeligheder. Elementer af båndteori til at forklare træk ved metallisk binding.

28. Intermolekylær interaktion. Orienterings-, induktions- og dispersionseffekter.

29. Hydrogenbinding.

30. Grundlæggende typer af krystalgitre. Funktioner af hver type.

31. Termokemiens love. Følger af Hess' love.

32. Begrebet indre energi i et system, entalpi og entropi

33. Gibbs energi, dens forhold til entalpi og entropi. Ændring i Gibbs energi i spontane processer.

34. Hastighed af kemiske reaktioner. Lov om massevirkning for homogene og heterogene reaktioner. Essensen af ​​hastighedskonstanten. Reaktionens rækkefølge og molekylæritet.

35. Faktorer, der påvirker hastigheden af ​​en kemisk reaktion

36. Temperaturens indflydelse på hastigheden af ​​kemiske reaktioner. Van't Hoffs regel. Aktiveringsenergi. Arrhenius ligning.

37. Træk ved forløbet af heterogene reaktioner. Påvirkningen af ​​diffusion og graden af ​​diskrethed af stof.

38. En katalysators indflydelse på hastigheden af ​​kemiske reaktioner. Årsager til katalysatorens indflydelse.

39. Reversible processer. Kemisk balance. Ligevægtskonstant.

41. Bestemmelse af opløsning. Fysisk-kemiske processer under dannelsen af ​​opløsninger. Ændring i entalpi og entropi under opløsning.

42. Metoder til at udtrykke koncentrationen af ​​opløsninger.

43. Raoults lov

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

45. Elektrolytopløsninger. Stærke og svage elektrolytter. Grad af elektrolytisk dissociation. Isotonisk koefficient.

47. Reaktion i elektrolytopløsninger, deres retning. Skift af ioniske ligevægte.

48. Ionisk produkt af vand. Brintindeks som en kemisk egenskab ved en opløsning.

49. Heterogene ligevægte i elektrolytopløsninger. Opløselighedsprodukt

50. Hydrolyse af salte, dens afhængighed af temperatur, fortynding og arten af ​​salte (tre typiske tilfælde). Hydrolyse konstant. Praktisk betydning i metalkorrosionsprocesser.

51. Kemisk ligevægt ved metal-opløsning-grænsefladen. Elektrisk dobbelt lag. Potentielt spring. Hydrogen referenceelektrode. En række standardelektrodepotentialer.

52. Elektrodepotentialets afhængighed af stoffernes beskaffenhed, opløsningens temperatur og koncentration. Nernsts formel.

53. Galvaniske celler. Processer på elektroder. Emk af en galvanisk celle.

56. Elektrolyse af opløsninger og smelter. Sekvens af elektrodeprocesser. Overspænding og polarisering.

57. Interaktion af metaller med syrer og baser.

58. Korrosion af metaller i saltopløsninger.

59. Anvendelse af elektrolyse i industrien.

61. Metoder til bekæmpelse af korrosion.

38. En katalysators indflydelse på hastigheden af ​​kemiske reaktioner. Årsager til katalysatorens indflydelse.

Stoffer, der ikke forbruges som følge af en reaktion, men som påvirker dens hastighed, kaldes katalysatorer. Katalysatorer, der reducerer hastigheden af ​​en reaktion, kaldes inhibitorer. Den effekt, som katalysatorer har på kemiske reaktioner, kaldes katalyse .

39. Reversible processer. Kemisk balance. Ligevægtskonstant.

Essensen af ​​katalyse er, at i nærværelse af en katalysator ændres den vej, langs hvilken den samlede reaktion forløber, andre overgangstilstande med forskellige aktiveringsenergier dannes, og derfor ændres hastigheden af ​​den kemiske reaktion også. Der er homogene og heterogene katalyse. Ved heterogen katalyse sker reaktionen på overfladen af ​​katalysatoren. Det følger heraf, at aktiviteten af ​​katalysatoren afhænger af størrelsen og egenskaberne af dens overflade. For at have et stort overfladeareal skal katalysatoren have en porøs struktur eller være i en stærkt fragmenteret tilstand. Katalysatorer er kendetegnet ved selektivitet: de virker selektivt på processer og dirigerer dem i en bestemt retning. Negativ katalyse bruges til at bremse korrosion. Reaktioner, der kun forløber i én retning og ender med den fuldstændige omdannelse af de oprindelige reaktanter til de endelige stoffer, kaldes . irreversible. 2KClO3 = 2KCl + 3O2 Vendbar

er reaktioner, der opstår samtidigt i to gensidigt modsatte retninger Kemisk ligevægt bestemmes af en størrelse kaldet den kemiske ligevægtskonstant. Ved ligevægt er hastighederne for de fremadrettede og omvendte reaktioner ens, mens konstante koncentrationer af udgangsstofferne og reaktionsprodukterne, kaldet ligevægtskoncentrationer, etableres i systemet. For 2CO + O 2 = 2CO 2 kan ligevægtskonstanten beregnes ved hjælp af ligningen: Den numeriske værdi af ligevægtskonstanten, til en første tilnærmelse, karakteriserer udbyttet af en given reaktion. Udbyttet af en reaktion er forholdet mellem den opnåede mængde stof og den mængde, der ville blive opnået, hvis reaktionen fortsatte til afslutning. K>>1 reaktionsudbytte er højt, 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. Indflydelsen af ​​forskellige faktorer på forskydningen af ​​ligevægt. Le Chateliers princip.

Hvis systemet er i ligevægt, vil det forblive i det, så længe de ydre forhold forbliver konstante.

Processen med at ændre betingelser, der påvirker ligevægt, kaldes et skift i ligevægt. Le's princip

: Hvis på syst. Find. i balance til at udøve en ekstern indflydelse, så forandringssystemet. på en sådan måde at kompensere for denne påvirkning.

Konsekvenser

: 1) Med stigende temperatur. balanceforskydning til fordel for en endoterm reaktion.

2) Når trykket stiger, skifter ligevægten. mod et mindre volumen (eller et mindre antal mol) 3) Ved en stigning i koncentrationen af ​​et af udgangsstofferne skifter ligevægten mod en stigning i koncentrationen af ​​reaktionsprodukter og omvendt.

Stoffer, der deltager i reaktioner og øger dens hastighed, forbliver uændret i slutningen af ​​reaktionen, kaldes katalyse katalysatorer. Fænomenet med en ændring i reaktionshastigheden under påvirkning af sådanne stoffer kaldes

. Reaktioner, der opstår under påvirkning af katalysatorer, kaldes

katalytisk.

Katalysatorers virkningsmekanisme er forbundet med et fald i reaktionens aktiveringsenergi på grund af dannelsen af ​​mellemliggende forbindelser. Katalyse kan repræsenteres som følger:

A + K = A...K

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

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

Figur 13.5 - Billede af reaktionsvejen for en ikke-katalytisk A + B → AB reaktion (kurve 1) og en homogen katalytisk reaktion (kurve 2).

I den kemiske industri anvendes katalysatorer meget bredt. Under påvirkning af katalysatorer kan reaktioner accelerere millioner af gange eller mere. I nogle tilfælde, under påvirkning af katalysatorer, kan reaktioner exciteres, som praktisk talt ikke forekommer under givne betingelser uden dem.

Skelne homogen og heterogen katalyse.

Hvornår homogen katalyse katalysatoren og reaktanterne danner én fase (gas eller opløsning). Hvornår heterogen katalyse katalysatoren er i systemet som en uafhængig fase.

Eksempler på homogen katalyse:

1) oxidation af SO2 + 1/2O2 = SO3 i nærvær af NO; NO oxideres let til NO 2, og NO 2 oxiderer allerede SO 2;

2) nedbrydning af hydrogenperoxid i en vandig opløsning til vand og oxygen: ioner Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, der katalyserer nedbrydningen af ​​hydrogenperoxid, danner mellemforbindelser med det, som yderligere nedbrydes med frigivelsen af ​​ilt.

Homogen katalyse udføres gennem mellemreaktioner med en katalysator, og som følge heraf erstattes en reaktion med en høj aktiveringsenergi af flere med lavere aktiveringsenergier og en højere hastighed:

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

Heterogen katalyse er meget udbredt i den kemiske industri. De fleste af de produkter, der i øjeblikket produceres af denne industri, er fremstillet ved hjælp af heterogen katalyse. Ved heterogen katalyse sker reaktionen på overfladen af ​​katalysatoren. Det følger heraf, at aktiviteten af ​​katalysatoren afhænger af størrelsen og egenskaberne af dens overflade. For at have en stor ("udviklet") overflade skal katalysatoren have en porøs struktur eller være i en stærkt knust (meget spredt) tilstand. Ved praktiske anvendelser påføres katalysatoren sædvanligvis på en bærer med en porøs struktur (pimpsten, asbest osv.).

Som i tilfældet med homogen katalyse forløber reaktionen ved heterogen katalyse gennem aktive mellemprodukter. Men her er disse forbindelser overfladeforbindelser af katalysatoren med de reagerende stoffer. Ved at passere gennem en række trin, der involverer disse mellemprodukter, ender reaktionen med dannelsen af ​​slutprodukter, og katalysatoren forbruges ikke som et resultat.

Alle katalytiske heterogene reaktioner inkluderer adsorptions- og desorptionsstadierne.

Den katalytiske effekt af overfladen reduceres til to faktorer: en stigning i koncentrationen ved grænsefladen og aktiveringen af ​​adsorberede molekyler.

Eksempler på heterogen katalyse:

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

H2 + 1/2 O2 = H2O (katalysator - platin).

Katalyse spiller en meget vigtig rolle i biologiske systemer. De fleste kemiske reaktioner, der forekommer i fordøjelsessystemet, i blodet og i cellerne hos dyr og mennesker, er katalytiske reaktioner. Katalysatorer, kaldet enzymer i dette tilfælde, er simple eller komplekse proteiner. Spyt indeholder således enzymet ptyalin, som katalyserer omdannelsen af ​​stivelse til sukker. Et enzym, der findes i maven, pepsin, katalyserer nedbrydningen af ​​proteiner. Der er omkring 30.000 forskellige enzymer i den menneskelige krop: hver af dem tjener som en effektiv katalysator for den tilsvarende reaktion.

Katalysatorer er stoffer, der kan fremskynde en kemisk reaktion, men selve katalysatorerne forbruges ikke i den kemiske reaktion. Det er blevet fastslået, at katalysatorer ændrer mekanismen for en kemisk reaktion. I dette tilfælde opstår andre, nye overgangstilstande, karakteriseret ved en lavere energibarrierehøjde. Under påvirkning af katalysatoren falder den således

aktiveringsenergi af processen (fig. 3). Katalysatorerne forbliver i uændrede mængder ved afslutningen af ​​reaktionen, når de indgår i forskellige typer interaktioner med mellemliggende partikler. Katalysatorer virker kun på termodynamisk tilladte reaktioner. Katalysatoren kan ikke forårsage en reaktion pga påvirker ikke dens drivkræfter. Katalysatoren påvirker ikke den kemiske ligevægtskonstant, fordi reducerer på samme måde aktiveringsenergien af ​​både fremadgående og omvendte reaktioner.

Fig.3 Energidiagram af reaktionen A + B = AB a) uden katalysator og b) i nærvær af en katalysator. Ea er aktiveringsenergien af ​​en ikke-katalytisk reaktion; Ea 1 og Ea 2 - aktiveringsenergi af den katalytiske reaktion; AA er en mellemreaktiv forbindelse af katalysatoren med et af reagenserne; A...K, AK...B – aktiverede komplekser af den katalytiske reaktion; A...B - aktiveret kompleks af en ikke-katalytisk reaktion; ∆E kat. – fald i aktiveringsenergi under påvirkning af katalysatoren.

Der er homogene og heterogene katalyse. I det første tilfælde er katalysatoren i samme fase med reagenserne, og i det andet er katalysatoren et fast stof, på hvis overflade en kemisk reaktion mellem reagenserne finder sted.

Kemisk ligevægt

Kemiske reaktioner er normalt opdelt i reversible og irreversible. Irreversible kemiske reaktioner fortsætter, indtil mindst et af udgangsstofferne er fuldstændigt opbrugt, dvs. Reaktionsprodukterne interagerer enten slet ikke med hinanden eller danner stoffer, der er forskellige fra de oprindelige. Der er meget få sådanne reaktioner. For eksempel:

2KClO3 (tv) = 2KCl (tv) + 3O2 (g)

I elektrolytopløsninger anses reaktioner, der opstår med dannelse af nedbør, gasser og svage elektrolytter (vand, komplekse forbindelser), som praktisk talt irreversible.

De fleste kemiske reaktioner er reversible, dvs. de går både frem og tilbage. Dette bliver muligt, når aktiveringsenergierne i de direkte og omvendte processer afviger lidt fra hinanden, og reaktionsprodukterne er i stand til at omdannes til udgangsstofferne. For eksempel er HI-syntesereaktionen en typisk reversibel reaktion:

H 2(g) +I 2(g) ⇄ 2HI (g)

Loven om massevirkning (udtryk af reaktionshastigheden) for henholdsvis direkte og omvendte processer vil have formen: = ∙ ; = 2

På et tidspunkt opstår der en tilstand, når hastighederne for fremadrettede og omvendte reaktioner bliver ens = (Fig. 4).

Fig. 4 Ændring i hastighederne for fremad ( og tilbage) (reaktioner) over tid t

Denne tilstand kaldes kemisk ligevægt. Det er dynamisk (bevægende) i naturen og kan skifte i den ene eller anden retning afhængigt af ændringer i ydre forhold. Startende fra ligevægtsmomentet, under konstante ydre forhold, ændres koncentrationerne af udgangsstofferne og reaktionsprodukterne ikke over tid. Koncentrationerne af reagenser svarende til ligevægtstilstanden kaldes ligevægt. For at bestemme ligevægtskoncentrationen af ​​et reagens er det nødvendigt at trække mængden af ​​stof, der har reageret på det tidspunkt, ligevægtstilstanden indtræder, fra dets startkoncentration: MED lige = C ref. - MED pro-reaktor. Antallet af reagenser, der gik ind i reaktionen og dannet af dem på tidspunktet for ligevægt af produkterne, er proportionalt med de støkiometriske koefficienter i reaktionsligningen.

En tilstand af ligevægt under konstante ydre forhold kan eksistere i det uendelige. I en tilstand af balance

∙ = [ 2 , hvorfra / [= 2 / ∙ .

Ved en konstant temperatur er hastighedskonstanterne for frem- og tilbagegående processer konstante værdier.

Forholdet mellem to konstanter er også værdien af ​​konstanten K= / og kaldes kemisk ligevægtskonstant. Det kan udtrykkes

enten gennem koncentrationerne af reaktanterne = , eller gennem deres partialtryk , hvis reaktionen sker med deltagelse af gasser.

I det generelle tilfælde, for reaktionen aA+bB+ …⇄cC+dD+ … er den kemiske ligevægtskonstant lig med forholdet mellem produktet af koncentrationerne af reaktionsprodukterne og produktet af koncentrationerne af udgangsstofferne i potenser lig med deres støkiometriske koefficienter.

Den kemiske ligevægtskonstant afhænger ikke af processens vej og bestemmer dybden af ​​dens forekomst, når ligevægtstilstanden nås. Jo større denne værdi er, jo større er graden af ​​omdannelse af reaktanter til produkter.

Den kemiske ligevægtskonstant såvel som reaktionshastighedskonstanterne er kun funktioner af de reagerende stoffers temperatur og natur og afhænger ikke af deres koncentration.

For heterogene processer er koncentrationen af ​​faste stoffer ikke inkluderet i udtrykket af reaktionshastigheden og den kemiske ligevægtskonstant, fordi reaktionen sker på overfladen af ​​den faste fase, hvis koncentration forbliver konstant over tid. For eksempel for en reaktion:

FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO 2 (g)

Udtrykket for ligevægtskonstanten vil være:

K p og K c er relateret af relationen K s = K c (RT) ∆ n, hvorn=n forts. -n råvarer – ændring i antallet af mol gasformig stoffer under reaktionen. For denne reaktion er K p = K c, da n af gasformige stoffer er nul.

Hvorfor øger katalysatorer hastigheden af ​​en kemisk reaktion? Det viser sig, at de handler i fuld overensstemmelse med populær visdom: "En smart person vil ikke bestige et bjerg, en smart person vil gå rundt om et bjerg." For at stoffer kan begynde at interagere, skal deres partikler (molekyler, atomer, ioner) tilføres en bestemt energi, kaldet aktiveringsenergi (fig. 13, a). Katalysatorer sænker denne energi ved at kombinere med et af de reagerende stoffer og flytte det langs et "energibjerg" for at møde et andet stof med mindre energi. Derfor, i nærværelse af en katalysator, forløber kemiske reaktioner ikke kun hurtigere, men også ved en lavere temperatur, hvilket reducerer omkostningerne ved produktionsprocesser.

Ris. 13.
Energidiagrammer over katalytiske reaktioner ved anvendelse af en konventionel (a) og selektiv (b) katalysator

Og ikke kun. Brugen af ​​katalysatorer kan føre til, at de samme stoffer reagerer forskelligt, dvs. med dannelse af forskellige produkter (fig. 13, b). For eksempel oxideres ammoniak af oxygen til nitrogen og vand og i nærvær af en katalysator til nitrogenoxid (II) og vand (skriv reaktionsligningerne ned og overvej oxidations- og reduktionsprocesserne).

Processen med at ændre hastigheden af ​​en kemisk reaktion eller den vej, langs hvilken den finder sted, kaldes katalyse. Ligesom reaktioner er der homogene og heterogene typer katalyse. Når enzymer bruges, kaldes katalyse enzymatisk. Denne type katalyse har været kendt af mennesket siden oldtiden. Takket være den enzymatiske nedbrydning af organiske stoffer lærte mennesket at bage brød, brygge øl og lave vin og ost (fig. 14).

Ris. 14.
Siden oldtiden har mennesket brugt katalyse, som opstår, når man bager brød, brygger øl, laver vin, laver ost

De mest almindeligt kendte enzymer i hverdagen er dem, der findes i vaskepulver. De giver dig mulighed for at fjerne dit vasketøj for pletter og ubehagelige lugte under vask.

Lad os se nærmere på katalysatorer ved hjælp af et kemisk eksperiment.

Brintoverilte (i hverdagen kaldes det ofte brintoverilte) er et nødvendigt lægemiddel i ethvert medicinskab i hjemmet (fig. 15).

Ris. 15.
Hydrogenperoxidopløsning

Udløbsdatoen skal angives på emballagen af ​​dette lægemiddel, da det nedbrydes under opbevaring:

Men under normale forhold forløber denne proces så langsomt, at vi ikke mærker frigivelsen af ​​ilt, og kun ved at åbne en flaske, hvori der har været opbevaret brintoverilte i lang tid, kan vi mærke, hvordan der frigives lidt gas derfra. Hvordan fremskyndes denne proces? Lad os udføre et laboratorieeksperiment.

Laboratorieforsøg nr. 9 Nedbrydning af hydrogenperoxid ved hjælp af mangan(IV)oxid

Laboratorieforsøg nr. 10
Påvisning af katalase i fødevarer

Katalysatorer gør ikke kun produktionsprocesser mere økonomiske, men yder også et væsentligt bidrag til miljøbeskyttelse. Således er moderne personbiler udstyret med en katalytisk enhed, inden i hvilken der er keramiske cellulære katalysatorbærere (platin og rhodium). Når de passerer gennem dem, omdannes skadelige stoffer (kuloxider, nitrogenoxider, uforbrændt benzin) til kuldioxid, nitrogen og vand (fig. 16).

Ris. 16.
En katalysator i en bil, der omdanner nitrogenoxider fra dens udstødningsgasser til harmløst nitrogen.

Men for kemiske reaktioner er ikke kun katalysatorer, der fremskynder reaktionen, vigtige, men også stoffer, der kan bremse dem. Sådanne stoffer kaldes inhibitorer. De mest kendte er metalkorrosionsinhibitorer.

Laboratorieforsøg nr. 11
Hæmning af interaktionen af ​​syrer med metaller med methenamin

I et almindeligt menneskes ordforråd er der ofte ord, der er lånt fra kemi. For eksempel antioxidanter eller antioxidanter. Hvad kaldes stoffer for antioxidanter? Du har sikkert lagt mærke til, at hvis du opbevarer smør i lang tid, ændrer det farve, smag og får en ubehagelig lugt – det oxiderer i luften. For at forhindre fødevareprodukter i at fordærve, tilsættes antioxidanter til dem. De spiller også en vigtig rolle i at opretholde menneskers sundhed, fordi uønskede oxidationsprocesser også forekommer i kroppen, som et resultat af, at en person bliver syg, bliver træt og ældes hurtigere. Menneskekroppen modtager antioxidanter ved at spise fødevarer, der for eksempel indeholder caroten (A-vitamin) og E-vitamin (fig. 17).

Ris. 17.
Antioxidanter: a - β-caroten; b - E-vitamin

Så hastigheden af ​​en kemisk reaktion kan styres ved hjælp af katalysatorer og inhibitorer, ændringer i temperatur, koncentration af reagerende stoffer, tryk (for homogene gasreaktioner) og kontaktområdet for reagerende stoffer (for heterogene processer) . Og selvfølgelig afhænger hastigheden af ​​kemiske reaktioner af arten af ​​reaktanterne.

Nye ord og begreber

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

Opgaver til selvstændigt arbejde

1. Hvad er katalysatorer? Hvilken rolle spiller de i kemiske reaktioner? Hvorfor fremskynder katalysatorer kemiske reaktioner?
2. Hvilken rolle spillede enzymatisk katalyse i den menneskelige civilisations historie?
3. Forbered en rapport om katalysatorers rolle i moderne produktion.
4. Udarbejde en rapport om inhibitorernes rolle i moderne produktion.
5. Udarbejde en rapport om antioxidanters rolle i medicin og fødevareindustrien.