О веществах-катализаторах

Каталитические реакции: примеры. Гомогенный и гетерогенный катализ

Химия – наука о веществах и их превращениях, а также способах их получения. Даже в обычной школьной программе рассматривается такой важный вопрос, как типы реакций.

Классификация, с которой знакомят школьников на базовом уровне, учитывает изменение степени окисления, фазу протекания, механизм процесса и т. д. Кроме того, все химические процессы подразделяют на некаталитические и каталитические реакции.

Примеры превращений, протекающих с участием катализатора, встречаются человеку в обычной жизни: брожение, гниение. Некаталитические превращения нам встречаются гораздо реже.

Что такое катализатор

Это химическое вещество, которое способно менять скорость взаимодействия, но само в ней не участвует. В том случае, когда с помощью катализатора происходит ускорение процесса, идет речь о положительном катализе. В том случае, если добавляемое в процесс вещество снижает скорость реакции, его называют ингибитором.

Виды катализа

Гомогенный и гетерогенный катализ отличаются по фазе, в которой находятся исходные вещества. Если исходные компоненты, взятые для взаимодействий, включая и катализатор, находятся в одном агрегатном состоянии, протекает гомогенный катализ. В том случае, когда в реакции принимают участие разные по фазе вещества, идет гетерогенный катализ.

Селективность действия

Катализ представляет собой не просто средство повышения производительности аппаратуры, он положительно влияет на качество получаемых продуктов.

Объяснить подобное явление можно тем, что благодаря избирательному (селективному) действию большинства катализаторов, ускоряется прямая реакция, снижаются побочные процессы.

В конечном итоге получаемые продукты имеют большую чистоту, нет необходимости дополнительно очищать вещества. Селективность действия катализатора дает реальное снижение непроизводственных затрат сырья, неплохую экономическую выгоду.

Преимущества применения катализатора в производстве

Чем еще характеризуются каталитические реакции? Примеры, рассматриваемые в обычной средней школе, свидетельствуют о том, что использование катализатора позволяет проводить процесс при более низких температурах.

Эксперименты подтверждают, что с его помощью можно рассчитывать на существенное снижение энергетических затрат. Это особенно важно в современных условиях, когда в мире наблюдается недостаток энергетических ресурсов.

В какой промышленности используют каталитические реакции? Примеры таких производств: изготовление азотной и серной кислот, водорода, аммиака, полимеров, переработка нефти. Широко применяют катализ в получении органических кислот, одноатомных и многоатомных спиртов, фенола, синтетических смол, красителей, лекарственных средств.

Что является катализатором

В качестве катализаторов могут выступать многие вещества, находящиеся в периодической системе химических элементов Дмитрия Ивановича Менделеева, а также их соединения. Среди самых распространенных ускорителей выделяют: никель, железо, платину, кобальт, алюмосиликаты, оксиды марганца.

Особенности катализаторов

Помимо избирательного действия, у катализаторов отличная механическая прочность, они способны противостоять каталитическим ядам, легко регенерируются (восстанавливаются).

По фазовому состоянию каталитические гомогенные реакции подразделяют на газофазные и жидкофазные.

Подробнее рассмотрим такие типы реакций. В растворах ускорителем химического превращения выступают катионы водорода Н+, гидроксид ионы основания ОН-, катионы металлов М+ и вещества, которые способствуют образованию свободных радикалов.

Суть катализа

Механизм катализа при взаимодействии кислот и оснований состоит в том, что происходит обмен между взаимодействующими веществами и катализатором положительными ионами (протонами). При этом происходят внутримолекулярные превращения. По данному типу идут реакции:

• дегидратации (отцепления воды);
• гидратации (присоединения молекул воды);
• этерификации (образования сложного эфира из спиртов и карбоновых кислот);
• поликонденсации (образования полимера с отщеплением воды).

Теория катализа объясняет не только сам процесс, но и возможные побочные превращения. В случае гетерогенного катализа ускоритель процесса образует самостоятельную фазу, каталитическими свойствами обладают некоторые центры на поверхности реагирующих веществ либо задействуется вся поверхность.

Существует и микрогетерогенный процесс, который предполагает нахождение катализатора в коллоидном состоянии. Данный вариант является переходным состоянием от гомогенного к гетерогенному виду катализа. Большая часть таких процессов протекает между газообразными веществами с применением твердых катализаторов. Они могут быть в форме гранул, таблеток, зерен.

Распространение катализа в природе

Ферментативный катализ достаточно широко распространён в природе. Именно с помощью биокатализаторов протекает синтез белковых молекул, осуществляется обмен веществ в живых организмах.

Ни один биологический процесс, протекающий с участием живых организмов, не обходит стороной каталитические реакции.

Примеры жизненно важных процессов: синтез из аминокислот белков, специфичных для организма; расщепление жиров, белков, углеводов.

Алгоритм катализа

Рассмотрим механизм катализа. Данный процесс, протекающий на пористых твердых ускорителях химического взаимодействия, включает в себя несколько элементарных стадий:

• диффузия взаимодействующих веществ к поверхности крупинок катализатора из ядра потока;
• диффузия реагентов в порах катализатора;
• хемосорбция (активированная адсорбция) на поверхности ускорителя химической реакции с появлением химических поверхностных веществ – активированных комплексов «катализатор-реагенты»;
• перегруппировка атомов с возникновением поверхностных комбинаций «катализатор-продукт»;
• диффузия в порах ускорителя реакции продукта;
• диффузия продукта от поверхности зерна ускорителя реакции в ядро потока.

Каталитические и некаталитические реакции настолько важны, что ученые на протяжении многих лет продолжают исследования в данной сфере.

При гомогенном катализе нет необходимости сооружать специальные конструкции. Ферментативный катализ при гетерогенном варианте предполагает использование разнообразной и специфичной аппаратуры.

Для его протекания разработаны специальные контактные аппараты, подразделяемые по поверхности контакта (в трубках, на стенках, катализаторных сетках); с фильтрующим слоем; взвешенным слоем; с движущимся пылевидным катализатором.

Теплообмен в аппаратах реализуется разными способами:

• путем применения выносных (внешних) теплообменников;
• с помощью теплообменников, встроенных в контактный аппарат.

Анализируя формулы по химии, можно найти и такие реакции, в которых катализатором выступает один из конечных продуктов, который образуется в ходе химического взаимодействия исходных компонентов.

Подобные процессы принято называть автокаталитическими, само явление в химии именуется автокатализом.

Скорость многих взаимодействий связана с присутствием в реакционной смеси определенных веществ. Их формулы в химии чаще всего упускаются, заменяются словом «катализатор» либо его сокращенным вариантом.

Вполне допустимы и такие ситуации, когда в качестве ускорителя химического взаимодействия выступает сам реакционный сосуд.

Суть влияния катализатора на изменение скорости химического процесса в том, что данное вещество включено в состав активного комплекса, а потому изменяет энергию активации химического взаимодействия.

При распаде данного комплекса наблюдается регенерация катализатора. Суть в том, что он не будет расходоваться, останется в неизменном количестве после окончания взаимодействия.

Именно по этой причине вполне достаточно незначительного количества активного вещества для осуществления реакции с субстратом (реагирующим веществом).

В реальности незначительные количества катализаторов при проведении химических процессов все-таки расходуются, так как возможны различные побочные процессы: его отравление, технологические потери, смена состояния поверхности твёрдого катализатора. Формулы по химии не предполагают учет катализатора.

Заключение

Реакции, в которых принимает участие активное вещество (катализатор), окружают человека, к тому же они протекают и в его организме. Гомогенные реакции встречаются гораздо реже, чем гетерогенные взаимодействия.

В любом случае сначала происходит образование промежуточных комплексов, которые являются нестабильными, постепенно разрушаются и наблюдается регенерация (восстановление) ускорителя химического процесса. К примеру, при взаимодействии метафосфорной кислоты с персульфатом калия в качестве катализатора выступает йодоводородная кислота.

При ее добавлении к реагирующим веществам образуется раствор желтого цвета. По мере приближения к окончанию процесса окраска постепенно исчезает. В качестве промежуточного продукта в данном случае выступает йод, а процесс происходит в две стадии. Но как только метафосфорная кислота будет синтезирована, катализатор возвращается в свое первоначальное состояние.

6.2. Понятие о катализе и катализаторах

6. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

6.1. Скорость химической реакции и влияние на нее различных факторов

Р е ш е н и е. По правилуВант-Гоффа

Значительное изменение скорости реакции с изменением температуры объясняет теория активации. Согласно этой теории в химическое взаимо-

действие вступают только активные молекулы, обладающие повышенным уровнем энергиии,достаточной для осуществления данной реакции.

Неактивные молекулы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию. Этот процесс называется активацией.

Один из способов активации – увеличение температуры: при повышении температуры число активных молекул возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Энергия, которую надо сообщить молекулам реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные, называется энергией активации. Ее определяют опытным путем, обозначают буквой Еа и обычно выражают в кДж/моль. Например, для соединения водорода и йода

H2 + J2 = 2HJ Еа = 167,4 кДж/моль,

а для реакции распада иодоводорода

2HJ = H2 + J2 Еа = 186,2 кДж/моль.

Энергия активации Еа зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой каждой реакции. Скорость реакции непосредственно зависит от значения энергии активации: если она мала, то за определенное время протекания реакции энергетический барьер преодолеет большее количество частиц и скорость реакции будет высокой, но если энергия активации велика, то реакция идет медленно.

При взаимодействии ионов энергия активации очень мала и ионные реакции протекают с очень большой скоростью, практически мгновенно.

Увеличить скорость реакции можно с помощью катализаторов. Применять катализаторы выгоднее, чем повышать температуру, тем более, что ее повышение далеко не всегда возможно.

Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химической реакции, но сохраняющие при этом свои свойства и состав. Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит.

6.ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

6.2.Понятие о катализе и катализаторах

серы (IV) или окисление аммиака в азотную кислоту с помощью платинового катализатора.

Примером отрицательного катализа является замедление взаимодействия раствора сульфита натрия с кислородом воздуха в присутствии этилового спирта или уменьшение скорости разложения пероксида водорода в присутствии небольших количеств серной кислоты. Отрицательный катализ часто называют ингибированием, а отрицательные катализаторы, снижающие скорость реакции, –ингибиторами (механизм действия последних отличен от действия катализаторов).

Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называются каталитическими. Различают два вида катализа – гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему – газовую или жидкую, между катализатором и реагирующими веществами отсутствует поверхность раздела.

Например, каталитическое разложение пероксида водорода в присутствии раствора солей (жидкая фаза).

Для гомогенного катализа установлено, что скорость химической реакции пропорциональна концентрации катализатора.

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз. В этом случае между катализатором и реагирующими веществами существует поверхность раздела. Обычно катализатор

– твердое вещество, а реагирующие вещества – газы или жидкость. Примером может служить окисление аммиака (газообразная фаза) в присутствии платины (твердая фаза). Все реакции при гетерогенном катализе протекают на поверхности катализатора.

На поверхности катализатора имеются активные центры, реагирующие вещества адсорбируются на них, происходит деформация молекул, ослабевают связи между атомами и молекулы становятся активными.

Механизм действия катализаторов обычно объясняют образованием промежуточных соединений с одним из реагирующих веществ. Рассмотрим схему действия катализатора на следующем примере:

1.Основной химический процесс:

А+ В = АВ; SO2 +½O2 = SO3

2.Образование промежуточного соединения одного из исходных веществ с катализатором NO:

К+ В = КВ; NO + ½O2 = NO2

3.Взаимодействие промежуточного соединения со вторым исходным веществом и освобождение катализатора:

КВ + А = АВ + К; NO2 + SO2 = SO3 + NO (катализатор)

6.ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

6.2.Понятие о катализе и катализаторах

Катализатор разбивает ход химической реакции на несколько стадий. Соответственно, у каждой стадии имеется свой энергетический барьер. В сумме он составляет энергию активации Еа. За счет снижения энергетических барьеров по стадиям реакции протекают с большими скоростями (рис. 6.2).

А +КВ → [А…КВ]# (активированный комплекс)→ АВ + К

A+B

A+B+K AK

AB

Gисходное

Gконечное

Рис. 6.2. Энергетическая схема хода реакции при отсутствии и в присутствии катализатора

Некоторые вещества снижают или полностью уничтожают активность твердого катализатора. Такие вещества называются каталитическими ядами. В качестве примера можно привести соединения мышьяка, ртути, свинца, цианистые соединения, к которым особенно чувствительны платиновые катализаторы.

Однако имеются и такие вещества, которые усиливают действие катализаторов, хотя сами катализаторами не являются. Эти вещества называются промоторами (промотирование платиновых катализаторов добавками железа, алюминия и др.).

Особую роль играют биологические катализаторы – ферменты. При их участии протекают сложные химические процессы в растительных и животных организмах.

6.3. Колебательные реакции

Существуют химические реакции, при протекании которых происходит периодическое изменение концентраций реагирующих веществ. Наибо-

лее известной колебательной реакцией является реакция Белоусова – Жаботинского, впервые исследованная в 60-хгг. ХХ в. Эта реакция представляет

6.ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

6.3.Колебательные реакции

собой каталитическое окисление малоновой кислоты CH2(COOH)2 броматионом BrO3− в присутствии иона германия Ge4+ в кислом водном растворе.

Колебания концентраций заметны по периодическому исчезновению и появлению желтой окраски, вызванной ионами Ge4+. Также периодически изменяются температура и концентрации других продуктов, являющихся интермедиатами(Br–,Br2). Для объяснения колебательных изменений предложен механизм, включающий следующие стадии:

1.BrO3− + Br– + 2H+ → HBrO2 + HBrO

2.HBrO2 + Br– + H+ → 2HBrO

3.BrO3− + HBrO2 + 2Ge3+ + 3H+ → 2HBrO2 + 2Ge4+ + H2O

4.2HBrO2 →BrO3− + HBrO + H+

5.nGe4+ + BrCH(COOH)2 → nGe3+ + продукты окисления.

Броммалоновая кислота образуется в результате реакции

CH2(COOH)2 + HBrO → BrCH(COOH)2 + H2O

Общее уравнение имеет вид

2 BrO3− + 3CH2(COOH)2 + 2H+ → 2BrCH(COOH)2 + 3CO2 + 4H2O

Это наиболее упрощенный вариант механизма. Более поздние модели включают 22-стадийныехимические процессы в растительных и животных организмах.

6.4. Химическое равновесие и его смещение

Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Примером такой реакции может служить синтез аммиака:

3H2 (г) + N2 (г) →← 2NH3 (г) ∆H =−46,2 кДж/моль.

В технике обратимые реакции, как правило, невыгодны. Поэтому различными методами (изменением температуры, давления и др.) их делают практически необратимыми.

зываются необратимыми.

Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

6.ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

6.4.Химическое равновесие и его смещение

2KClO3 → 2KCl + 3O2 ↑

Необратимых реакций не так много. Большинство реакций являются обратимыми.

Необратимыми называют такие реакции, при протекании которых:

1. Образующиеся продукты уходят из сферы реакции – выпадают в виде осадков или выделяются в виде газа, например:

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Na2CO3 + 2HCl→ 2 NaCl + CO2↑ + H2O

2. Образуется малодиссоциирующее соединение, например, вода:

HCl + NaOH → H2O + NaCl

3. Реакция сопровождается большим выделением энергии, например, горение магния:

2Mg + O2↑ → 2MgO, ∆H =− 602,5 кДж.

4.Образуется комплексное соединение.

Вуравнениях необратимых реакций между правой и левой частями ставится знак равенства или одна стрелка.

Под химическим равновесием понимается такое состояние обратимой реакции, когда скорости прямой и обратной реакции равны.

Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением химического равновесия, например:

H2 (г)+ J2 (г)→← 2HJ (г)

В состояния равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются. Поэтому такое равновесие называется подвижным илидинамическим.

Используя закон действия масс, напишем выражение для скоростей прямой и обратной реакций:

6.ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

6.4.Химическое равновесие и его смещение

→ ←

Отношение К/ К называется константой химического равновесия (обозначается Кр), которая постоянна при данной температуре, зависит от температуры и природы реагирующих веществ и не зависит от концентрации.

Химическое равновесие наступает при постоянстве внешних условий (давлении, концентрации, температуре). Изменение этих условий нарушает равновесие и вызывает увеличение скорости прямой или обратной реакции. Через некоторое время снова наступает равновесие. Переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случаях газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателье:если на сис-

Поясним это на примере следующей реакции:

Влияние концентрации на смещение равновесия. Если внешнее воздей-

ствие выражается в увеличении концентрации азота или водорода (исходных веществ), равновесие смещается к аммиаку, т. е. в сторону прямой реакции, протекающей с получением продуктов реакции. Соответственно, увеличение концентрации аммиака смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние температуры на смещение равновесия. При повышении тем-

пературы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, протекающей с поглощением тепла, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции, идущей с выделением тепла. В данном случае повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции, т. к. эта реакция идет с выделением тепла ( Н < 0).

Влияние давления на смещение равновесия. Чтобы определить влияние давления на смещение равновесия, необходимо подсчитать число молей газообразных веществ в правой и левой частях уравнения.

В приведенном примере в левой части уравнения содержится четыре моля газов, а в правой – один. Если понижать давление, то равновесие сместится в сторону возрастания числа молей газа (4 объема), т. е. в обратном направлении.

Если увеличить давление, то равновесие сместится в сторону меньшего объема (2 моль вещества), т. е. в прямом направлении.

Если же в уравнении обратимой реакции число молей газов в левой части равно числу молей в правой части, например,

N2 (г)+ O2 (г)→← 2NO (г)

то изменение давления не вызывает смещения химического равновесия.

Катализ и катализаторы

Катализ – это процесс изменения скорости химической реакции при помощи катализаторов – веществ, принимающих участие в химической реакции, но в состав конечных продуктов не входящих и в результате реакции не расходующихся.

Одни катализаторы ускоряют реакцию (положительный катализ), другие – замедляют (отрицательный катализ). Отрицательный катализ называют ингибированием, а катализаторы, понижающие скорость химической реакции – ингибиторами.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Гомогенный катализ.

При гомогенном (однородном) катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в одинаковом агрегатном состоянии и между ними отсутствует поверхность раздела. Пример гомогенного катализа – реакция окисления SO2 и SO3 в присутствии катализатора NO (реагирующие вещества и катализатор являются газами).

Гетерогенный катализ.

В случае гетерогенного (неоднородного) катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в различных агрегатных состояниях и между ними существует поверхность (граница) раздела.

Обычно катализатор – твердое вещество, а реагирующие вещества – жидкости или газы.

Механизм действия катализаторов

Действие положительных катализаторов сводится к понижению энергии активации реакции Еа(исх), действие ингибиторов – противоположное.

Так, для реакции 2HI = H2+I2Еа(исх)=184 кДж/моль. Когда же эта реакция протекает в присутствии катализатора Au или Pt, то Еа(исх)=104 кДж/моль, соответственно.

Механизм действия катализатора при гомогенном катализе объясняется образованием промежуточных соединений между катализатором и одним из реагирующих веществ.

Далее промежуточное соединение реагирует со вторым исходным веществом, в результате чего образуется продукт реакции и катализатор в первоначальном виде.

Так как скорость обоих промежуточных процессов значительно больше скорости прямого процесса, то реакция с участием катализатора протекает значительно быстрее, чем без него.

Например, реакция:

SO2 +1/2 O2 = SO3 протекает очень медленно, а если использовать катализатор NO

то реакции NO +1/2О2 = NO2 и NO2 +SO2 = SO3 +NO протекают быстро.

Механизм действия катализатора при гетерогенном катализе иной.

В этом случае реакция протекает вследствие адсорбции молекул реагирующих веществ поверхностью катализатора (поверхность катализатора неоднородна: на ней имеются так называемые активные центры, на которых и адсорбируются частицы реагирующих веществ.).

Увеличение скорости химической реакции достигается, в основном, за счет понижения энергии активации адсорбированных молекул, а также, отчасти, за счет увеличения концентрации реагирующих веществ в местах, где произошла адсорбция.

Каталитические яды и промоторы.

Некоторые вещества снижают или полностью уничтожают активность катализатора, такие вещества называют каталитическими ядами.

Например, каталитическая активность губчатого железа значительно возрастает при добавлении примерно 2% метаалюмината калия KAlO2.

Применение катализаторов

Действие катализатора избирательно и специфично. Это означает, что, применяя различные катализаторы, из одних и тех же веществ можно получить различные продукты. Это особенно характерно для реакций органических веществ. Например, в присутствии катализатора AlO3 происходит дегидратация этилового спирта, в присутствии Cu – дегидрирование:

Биологические катализаторы, принимающие участие в сложных химических превращениях, протекающих в организме, называются ферментами.

Катализаторы широко используются в производстве серной кислоты, аммиака, каучука, пластмасс и др. веществ.

Метельский А.В

Дата в источнике: 1999 год

Промышленные катализаторы

Купим промышленные катализаторы в любом объеме в Ростове-на-Дону и Ростовской области.

О катализаторах

Катализатор является химическим веществом, который помогает ускорить реакцию. Он имеет широкое применение в различных отраслях промышленности. Главными потребителями катализатора являются нефтеперерабатывающая отрасль, нефтехимическая, химическая, успешно применяются в сфере экологии и защиты окружающей среды.

Классификация

Все выпускаемые устройства классифицируются:

• По типу реакции катализа – кислотно-основной, окислительно-восстановительный
• По группе процесса катализа – синтез аммиака, крекинг нефтепродукта
• По природе используемой активной основы – металлический, окисный, сульфидный, комплексный и прочие
• По методу изготовления

Во всех катализаторах используются цветные и драгоценные металлы: платина, алюминий, железо, хром, никель, ванадий, кобальт, висмут, серебро, золото и многие другие.

Промышленные катализаторы также бывают гомогенными и гетерогенными. Гомогенный — находится в общей фазе с реагирующим веществом.

Катализатором образующим собственную фазу, разделенную от реагирующих веществ – называют гетерогенным.

Применяя промышленный и другие виды катализаторов мы можем не только спасти природу от отравляющих веществ, которые существуют на любом производстве, но и сэкономить сырье.

Применение в промышленности

Бурный рост промышленности, который мы сейчас наблюдаем, не был бы возможен без развития и появления новых химических технологических процессов.

В большей мере прогрессу способствует широкое использование катализаторов, именно они помогают превратить сырье низкого сорта в продукты высокого сорта. Катализатор можно сравнить с философским камнем, который, считалось, превращает некоторые металлы в золото.

Но вот только катализаторы превращают сырье в различные лекарственные препараты, в пластмассу, в химреактивы, в топливо, в полезные и нужные удобрения и прочие полезности.

Применение катализаторов

Значимым событием для практического использования катализатора считается начало производства маргарина методом каталитического гидрирования растительных масел.

Впервые это осуществили в самом начале 20-го века, а уже в двадцатых годах ученые разработали каталитические методы с целью получить новые органические материалы.

Олефины, нитрилы, эфиры, кислоты стали своего рода «кирпичиками» для производства пластмасс.

Очередной волной, когда стали использовать промышленные катализаторы, стала нефтепереработка. Вскоре, в этой области промышленности без катализатора уже не обходились, так как эти устройства применяются на всех стадиях процесса, таких как:

• Крекинг
• Риформинг
• Гидросульфирование
• Гидрокрекинг
• Изомеризация
• Полимеризация
• Алкилирование

В последние годы широкое применение получили катализаторы в сфере охраны окружающей среды. Самое известное устройство, которое помогает нам сохранить экологию – это катализатор выхлопных газов в автомобилях.

Области применения нейтрализаторов постоянно расширяются, реакция катализа дает возможность улучшить разработанные ранее технологии. Например, каталитический крекинг был усовершенствован благодаря применению цеолитов.

Гидрирование

В основном, каталитические реакции связаны с тем, что активируется атом водорода с какой-нибудь другой молекулой, что и приводит к химическим взаимодействиям.

Данный процесс называют гидрированием, и именно он является основой для многих этапов в нефтепереработке, а также при получении из угля жидкого топлива.

Во время войны, в Германии широко применялся процесс гидрирования для производства бензина для самолетов и топлива для авто из угля, ведь в Германии нет нефти.

Гидрирование растительных пищевых масел

Еще одно полезное свойство, которое имеют катализаторы в пищевой промышленности – это гидрирование растительного масла в маргарин, кулинарный жир, прочие пищевые продукты. В этом случае на катализатор или подложку наносят мелкодисперсный порошок никеля.

Дегидрирование

Данную химическую реакцию катализа применяют реже, чем гидрирование, но, тем не менее, она также важна, она помогает получить стирол, пропан, бутан, бутен.

Кислотный катализ

Активность большинства катализаторов определяется и зависит от их кислотных свойств. Именно кислотные промышленные катализаторы в большинстве случаев применяют при нефтепереработке, для получения парафинов, углеводородов ароматических. Самое новое в применении катализаторов – это получение этилированного топлива, а также высокооктановых видов бензина.

Необходимо сказать, что до сих пор нет единой каталогизации промышленных катализаторах. Всё идет опытным путем. Классифицируют катализаторы на основе такие параметров:

• Тип реакции катализа
• Природа вещества, который является активным
• Группа каталитического процесса.

Наиболее комплексный вариант – это именно третий, так как именно он наиболее ориентирован на современную промышленность – нефтехимическую, химическую, нефтеперерабатывающую.

История создания

Считается, что первый случай применения катализатора – это производство из спирта при помощи серной кислота в качестве катализатора, этилового эфира. В 18 веке было совершено открытие каталитического действия кислоты для осахаривания крахмала.

Здесь, в качестве катализатора были использованы глина и некоторые виды металлов. Но все-таки, еще не существовало понятие «катализ». Только в 1834 году было введено Митчерлихом такое понятие, как «контактная реакция».

Название «катализ» было предложено Берцелиусом через год – в 1835 году.

Применение металлической платины для окисления было запатентовано в 1831 году ученым Филлипсом, но промышленного применения данный способ катализа не получил по ряду причин (платина снижала свою активность при соединении с мышьяком и некоторыми другими ядовитыми веществами, содержащимися в газах).

После того, как разработали способ очистки различных газов от ядовитых веществ, стало возможно создать первые крупные промышленное устройство. Он был введен в эксплуатацию в России в 1897 году, запатентован в 1902 году.

Сегодня самые важные и крупные предприятия различных отраслей применяют промышленные «каты», и для каждого процесса используется свой вид катализатора, который имеет оптимальное сочетание свойств.

Наша компания предлагает вам выгодные условия продажи по оптимальным ценам. Обращайтесь к нам – помните, что в катализаторах содержаться не только драгметаллы, но и вредные вещества. Не выбрасывайте устройства на свалки, лучше спасти природу, да еще плюс к этому и получить неплохую сумму денег за утиль.