Катализ, его характеристики

Ката́лиз (греч. κατάλυσις восходит к καταλύειν — разрушение) — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.[1]Термин «катализ» был введён в 1835 году шведским учёным Йёнсом Якобом Берцелиусом.

Явление катализа распространено 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 — это каталитические.Содержание  .

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.

Типы катализа 

Катализ может быть положительным (когда скорость реакции увеличивается) и отрицательным (когда скорость реакции уменьшается). Для обозначения  отрицательного катализа часто используют термин ингибирование.

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

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

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что  он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных  соединений, это приводит к снижению энергии активации.

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.

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

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

Носитель катализатора

  Металлическая платина  (показана стрелками), стабилизированная  на носителе — оксиде алюминия

Носитель катализатора, иначе  подложка (катализатора) (англ. carrier или support) — инертный или малоактивный материал, служащий для стабилизации на его поверхности частиц активной каталитической фазы.

Роль носителя в гетерогенном катализе состоит в предотвращении агломерации или спекания активного  компонента, что позволяет поддерживать высокую площадь контакта активного  вещества (см. активная каталитическая фаза) и реагентов. Количество носителя, как правило, гораздо больше количества нанесенного на него активного компонента. Основными требованиями к носителям  являются большая площадь поверхности  и пористость, термическая стабильность, химическая инертность, высокая механическая прочность. В ряде случаев носитель влияет на свойства активной фазы (эффект «сильного взаимодействия металл–носитель»). В качестве носителей применяют как природные (глины, пемза, диатомит, асбест и др.), так и синтетические материалы (активные угли, силикагель, алюмосиликаты, оксиды алюминия, магния, циркония и др.)[2].

Химия катализа

Химия катализа изучает вещества, изменяющие скорость химических реакций. Вещества, замедляющие реакции, называются ингибиторами. Ферменты — это биологические  катализаторы. Катализатор не находится  в стехиометрических отношениях с продуктами и регенерируется после  каждого цикла превращения реагентов  в продукты. Несмотря на появление  новых способов активации молекул (плазмохимия, радиационное и лазерное воздействия и другие), катализ  − основа химических производств (относительная  доля каталитических процессов составляет 80-90 %).

Реакция, накормившая человечество (решение проблемы связанного азота) — цикл Габера-Боша. Аммиак получают с катализатором — пористым железом. Протекает при Р = 30 МПа и Т = 420—500 °C

3Н2 + N2 = 2NH3

Водород для синтеза NH3 получают путем двух последовательных каталитических процессов: конверсии СН4(СН4 + Н2О → СО + 3Н2) на Ni−катализаторах и конверсии образующегося оксида углерода (СО + Н2О → СО2 + Н2). Для достижения высоких степеней превращения последнюю реакцию осуществляют в две стадии: высокотемпературная (315—480 °C) — на Fe−Cr−оксидных катализаторах и низкотемпературная (200—350 °C) — на Cu−Zn−оксидных катализаторах. Из аммиака получают азотную кислоту и другие соединения азота — от лекарств и удобрений до взрывчатых веществ.

Различают катализы ''гомогенный, гетерогенный, межфазный, мицеллярный, ферментативный.

Энергия активации E каталитических реакций значительно меньше, чем  для той же реакций в отсутствие катализатора. Например, для некаталитического  разложения NH3 на N2 + Н2 E ~ 320 кДж/моль, для  того же разложения в присутствии  Pt Е ~ 150 кДж/моль. Благодаря снижению E обеспечивается ускорение каталитических реакций по сравнению с некаталитическими.