Home  / Учебник ОБЩАЯ ХИМИЯ / Глава 5. Химические реакции / Химический катализ

Химический катализ

 § 5.4.1 Определение катализа 

Основные теории катализа

В доквантовой химии в общем случае при объяснении химического катализа ограничивались часто примитивными рассуждениями, выдаваемыми за доказательство. Скорость реакции определяется уравнением, в которое входит предэкспонента и экспонента. Катализатор очень сильно ускоряет реакцию, следовательно, он влияет на экспоненту. В экспоненте только одна переменная, зависящая от вида реакции, - энергия активации, следовательно, в общем случае катализатор химической реакции снижает энергию активации.

В специальном химическом образовании на уровне университетов (общее объяснение явления катализа)  при объяснении катализа приводилась систематизация различных каталитических реакций, излагались теории катализа, которые являлись феноменологическими корреляционными зависимостями в области катализа.

К основным теориям катализа относятся:

1. мультиплетная,
2. ансамблей,
3. полупроводниковая,
4. цепная,
5. компенсационная и др.

Ряд объяснений общего действия катализаторов химический реакций основан на понятиях, предложенных квантовой химией. Так, одни полагают, что катализатор позволяет осуществить реакцию по маршруту, исключающему запрет по симметрии (Краснов К.С. "Молекулы и химическая связь", М.:Высшая школа,1984, с.144), а другие, что катализатор создает добавочные электронные уровни, которые облегчают перенос электронов с одного реагента на другой в окислительно-восстановительных реакциях.

К общим объяснениям относятся и общие рассуждения полупроводниковой теории катализа, в которой действие катализатора объясняется тем, что катализатор химической реакции  меняет электронное строение реагирующих соединений за счет избыточных электронов на его поверхности или электронных вакансий (дырок).

Вариации на тему - катализатор снижает барьер активации -  продолжаются до сих пор. Так, например, считают, что снижение энергии активации происходит за счет образования в переходном состоянии в присутствии катализатора ароматических систем, т.е. барьер активации преодолевается за счет энергии "резонанса".

Основные теории катализа обладают общим недостатком, определившим бесперспективность данного направления углубления понимания катализа. Заблуждение было основано на неправильном понимании протекания простой (некаталитической) химической реакции, т.е. в основе всех теорий катализа, направленных на углубление понимания механизма действия катализаторов, лежала теория абсолютных скоростей, протекание реакций через переходное состояние, для образования которого требуется кинетическая энергия. Некорректность данных представлений подробно рассмотрена ранее в  главе "Химические реакции".

Интересно, что в рамках теорий катализа неадекватность общепринятой теории химических реакций представляется даже более наглядной. Химическое исследование каталитических реакций показало, что они протекают через промежуточные соединения, которые в гетерогенном катализе обладают значительно меньшей кинетической энергией и концентрация которых, согласно термодинамическим соображениям (резкое снижение энтропии при образовании), должна быть значительно ниже, чем исходных.

Таким образом, химический катализ - ускорение реакции, по сравнению с ее некаталитическим путем в рамках принятых общих представлений о химических реакциях (скорость химической реакции пропорциональна концентрации и кинетической энергии реагирующих частиц), противоречит основной принятой модели химической реакции.

Теории активных столкновений и переходного состояния не могут объяснить почему скорость каталитической реакции много выше, чем некаталитической. Свет на действие  катализатора проливает  теория элементарных взаимодействий (см.раздел 5.3).

Согласно этой теории, взаимодействие  насыщенных молекул протекает по следующей схеме: 

• насыщенные молекулы диссоциируют на активные частицы, которые взаимодействуют далее с исходными реагентами по цепному маршруту;
• скорость реакции определяется концентрацией активных частиц в системе;
• их концентрация может быть увеличена путем повышения температуры (в результате термической диссоциации), введением в систему извне активных частиц (ионов, радикалов, координационно-ненасыщенных соединений), облучением светом (фотохимические реакции), введением в систему  веществ, которые образуют активные частицы при более низких температурах и легче, чем исходные соединения.

Ускорение каталитических реакций при введении в систему активных частиц (ионов, радикалов, и т.п.) описывается в учебниках как примеры каталитических превращений. Наиболее часто приводятся следующие реакции:

1.        RCO₂R  + H₂O ^_­ ^H+­­­→  RCO₂ H + ROH

2.        Cl₂ + H₂  ^_­­­­ ^Cl.→2H Cl

3.        SO₂ +  O₂ ^{_ NO}­­­­˙→ SO₃          

4.       (CH₂ = CH₂)n ^_­­­­^R˙→ (-CH₂ - CH₂-)n

5.       O₃ ^_Cl.→  O₂ + O^.

6.      RCO₂ R  ^_­­­­^OH-→  RCO₂ + ROH

Ознакомиться с нашей трактовкой механизма действия катализаторов более подробно Вы можете  в статье  "Общая теория катализа" , входящей в состав в монографии "Как образуется химическая связи и протекают химические реакции".

Далее рассмотрим более подробно кислотный и щелочной катализ сложных эфиров.

Химические реакции >> 

Определение катализа

Образование промежуточных соединений >>

Кислотный и основной катализ >>

Химическая активация  >>

Катализ с участием координационно-ненасыщенных соединений >>

 Выводы. Глава химические реакции >>