На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти образцы готовых работ или получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


курсовая работа Синтез наноразмерных неметаллических катализаторов

Информация:

Тип работы: курсовая работа. Добавлен: 11.11.2012. Сдан: 2012. Страниц: 11. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


 
                Зарегистрировано  «___»_____20___г.
                ________ __________________________
                Подпись       (расшифровка подписи) 
                 

ФЕДЕРАЛЬНОЕ Государственное АВТОНОМНОЕ образовательное учреждение высшего профессионального образования
БЕЛГОРОДСКИЙ  ГОСУДАРСТВЕННЫЙ  НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
(НИУ  «БелГУ») 
 
 

ИНЖЕНЕРНО-ФИЗИЧЕСКИЙ ФАКУЛЬТЕТ 

КАФЕДРА МАТЕРИАЛОВЕДЕНИЯ И НАНОТЕХНОЛОГИЙ  
 

Синтез  наноразмерных неметаллических  катализаторов 
 
 

Курсовая  работа
по  дисциплине «Физикохимия наноструктурированных  материалов»
  студента дневного  отделения 4 курса группы 190805
       Дудзича Игоря Владиславовича 
 

       Научный руководитель:
       К.х.н., ст. преподаватель
       кафедры общей химии
       О.А. Воронцова 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

БЕЛГОРОД  2012
 

 
 
 
 
 
 
 
 

Введение

 
     Уже в ранний период развития химической науки были открыты и изучены удивительные явления — влияние на скорость химических превращений присутствия веществ, не принимающих в реакции видимого участия. К их числу относятся: воздействие оксидов азота на окисление диоксида серы в производстве серной кислоты, открытое французскими учеными Клеманом и Дезормом в 1806 г., окисление паров спирта, эфира и водорода при комнатной температуре в присутствии платины, открытое крупнейшим английским ученым Дэви (1817 г.) и немецким ученым Деберейнером (1821 г.), образование эфира из спирта в присутствии серной кислоты, обнаруженное Митчерлихом в Германии (1833 г.), и многие другие.
     Митчерлих впервые раскрыл общность этих явлений, названных им контактными реакциями. Почти одновременно, в 1835 г., была опубликована классическая работа выдающегося шведского химика Берцелиуса, в которой он предложил для рассматриваемых явлений новый термин — катализ (от греческого слова «разрушение»).
     Катализ можно определить как изменение скорости химических реакций под влиянием веществ — катализаторов, многократно вступающих в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливающих после каждого цикла промежуточных взаимодействий свой химический состав.
     Особенно существенно, что при катализе происходит промежуточное химическое взаимодействие катализатора с реагирующими веществами. Этим подчеркивается химическая сущность катализа и проводится четкая граница между явлениями катализа и явлениями изменения скорости химических реакций под влиянием различных физических факторов, например - под влиянием инертных насадок, когда скорость реакции между компонентами, находящимися в газовой или жидкой фазе, повышается вследствие увеличения поверхности контакта между этими фазами.
     Решающая  роль химического взаимодействия с  катализатором вытекает из специфичности действия катализаторов. Каталитическую активность нельзя рассматривать как универсальное свойство вещества и оценивать ее можно только по отношению к определенной реакции.
     Многие  катализаторы проявляют активность лишь в отношении одной или  узкой группы реакций. Особенно специфично действие биологических катализаторов — ферментов. В большинстве случаев ферменты катализируют превращение лишь отдельных химических соединений среди большого числа сходных по строению и даже только одного из смеси изомеров, не вовлекая остальные в химическое превращение.
     Наряду  с этим некоторые катализаторы активны  в отношении довольно широких  групп реакций. Так, например, катализаторы кислой природы активны в отношении большого числа реакций изомеризации, гидролиза, дегидратации спиртов, алкилирования и многих других; катализаторы на основе металлического никеля ускоряют различные реакции гидрогенизации и т.д. Надо, однако, заметить, что и среди упомянутых выше типов катализаторов, активных в отношении больших групп реакций, наблюдаются значительные различия в отношении превращения различных веществ. Наилучшими каталитическими свойствами для отдельных реакций обладают катализаторы определенного состава. В соответствии с этим состав и химическое строение катализаторов чрезвычайно разнообразны.
     В состав промышленных катализаторов  входят в различных сочетаниях соединения почти всех элементов. Большинство катализаторов включает в свой состав несколько элементов. Они могут быть в элементной форме, как, например, многочисленные металлические катализаторы и активированный уголь, или в виде различных соединений, как сравнительно простых — оксиды, сульфиды, галогениды и др., так и весьма сложных, например комплексы металлов с органическими лигандами или такие многоатомные соединения белковой природы, какими являются ферменты.
     Очень важной особенностью катализа является сохранение катализатором своего состава в результате промежуточных химических взаимодействий с реагирующими веществами. Катализатор не расходуется в процессе катализа. Количество реагирующего вещества, которое может испытать превращение в присутствии определенного количества катализатора, не ограничивается какими-либо стехиометрическими соотношениями и может быть очень большим. Таким образом, явления катализа не связаны с изменением свободной энергии катализатора. Из этого не следует, что при течении каталитической реакции катализатор не претерпевает никаких изменений. Во многих случаях наблюдаются изменения структуры катализатора, а иногда и его состава в результате взаимодействия с примесями или даже основными компонентами реакционной смеси. Характерным для катализа является то, что все эти изменения представляют собой побочные процессы, ни в коей мере не обусловливающие каталитическое действие.
     В большинстве технических каталитических процессов небольшое количество катализатора способствует превращению весьма значительных количеств реагирующих веществ. Так, одна массовая часть катализатора вызывает превращения в производстве серной кислоты 104, при окислении нафталина во фталевый ангидрид 103, в производстве азотной кислоты окислением аммиака 106 массовых частей реагирующего вещества.
     Из  того обстоятельства, что каталитическое действие не связано с изменением свободной энергии катализатора, однозначно вытекает невозможность смещения положения равновесия химической реакции под воздействием катализаторов.
     Следовательно, вблизи состояния равновесия катализаторы должны в равной степени ускорять как прямую, так и обратную реакцию. При удалении от состояния равновесия это условие может и не выполняться.
 

1. Классификация каталитических процессов

 
     Наиболее  простая система классификации  каталитических процессов основывается на фазовом принципе. Гомогенным катализом называются каталитические процессы, при протекании которых реагирующие вещества и катализатор образуют одну фазу. В зависимости от агрегатного состояния различают гомогенный катализ в газовой фазе и гомогенный катализ в жидкой фазе. Если каталитическая система включает несколько фаз, причем реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах, то явление называется гетерогенным катализом.
     По механизму действия катализаторов согласно Рогинскому, каталитические реакции можно разделить на два больших класса: окислительно-восстановительные (одноэлектронные) и кислотно-основные (ионные).
     К первому классу относят процессы, связанные с переходом электронов: окисление, восстановление, гидрирование, дегидрирование, разложение кислородсодержащих соединений типа Н2O2, N2O, КСlO4. Типичными катализаторами для них являются металлы и полупроводники, т.е. вещества, обладающие подвижными и легко возбуждаемыми электронами (или дырками). Наиболее широко распространенными катализаторами этого класса являются переходные металлы, особенно металлы VIII группы (Pt, Pd, Rh. Ru, Fe, Co, Ni) и Iб группы (Cu, Ag. Au); соединения переходных металлов: простые оксиды (V2O5, МnО2, Cr2О3, MoO3, Nb2O5), смешанные оксиды, перовскиты (СаTiO3, NaNbO3, NiLaO, и др.), сульфиды (MoS2, WS2 NiS, Co9S8), а также некоторые полупроводники, не имеющие в своем составе переходных элементов (ZnO, ZnS).
     Ко  второму классу причисляют реакции  кислотно-основного взаимодействия: каталитический крекинг, гидратация, дегидратация, гидролиз, многие реакции изомеризации, полимеризации, конденсации органических веществ. Типичными катализаторами этого класса являются твердые тела, обладающие кислотными (аморфные и синтетические алюмосиликаты, Al2O3, ThO2, сверхкислоты: высококремнистые цеолиты, гетерополикислоты) и основными (MgO, СаО) свойствами. Чаще всего это ионные кристаллы-диэлектрики или аморфные непроводящие твердые вещества.
     Этой  классификации, в общем, соответствует  разделение гомогенных реакций в  органической химии по механизму элементарного акта на гемолитические и гетеролитические. В элементарном акте гомолитической реакции происходит разделение электронов двухэлектронной пары, образующей химическую ковалентную связь А. | .В. В гетеролитических реакциях образование и разрушение химических связей протекают без разделения пары электронов. Например, для молекулы поды гемолитический разрыв связи О-Н приводит к образованию свободных радикалов: Н2O>Н. + + ОH., а гетеролитический - к образованию протона и гидроксил-иона: Н2O>Н+ + ОН-. Металлы и полупроводники могут поставлять электроны. необходимые для гемолитического разрыва связи и протекания реакции, по окислительно-восстановительному пути. Твердые тела, атомы на поверхности которых могут быть донорами (основания) или акцепторами (кислоты) электронной пары, взаимодействуют с реагентами но гетеролитическому (донорно-акцепторному) механизму и ускоряют кислотно-основные реакции.
     В отдельный, третий, класс следует  выделить катализ координационными соединениями. Координационная связь - это донорно-акцепторная связь, реализующаяся в комплексных соединениях. Число связей (n), которые центральный (металлический) атом М образует с другими атомами или группами - лигандами L - в комплексе MLn, превышает формальную валентность металла М. Координационную связь способны образовывать атомы как непереходных (Al), так и переходных элементов, но наиболее характерна она для переходных элементов. Это объясняется наличием у переходных металлов большого числа d-орбиталей разной симметрии, большей диффузностью d-орбиталей по сравнению с s,p-орбиталями, а также наличием значительного числа состояний с разной степенью окисления (например, для молибдена – Мо0, Мо2+, Мо3+, Мо4+, Мо5+ и Мо6+), сравнительно мало различающихся по энергии и обладающих легкостью электронных переходов. Энергия координационной связи, как правило, ниже, чем энергия ковалентной связи. Это обстоятельство облегчает образование и участие координационно связанных соединений в каталитических реакциях.
 

     

2. Каталитическое окисление

 
     Одной из разновидностей катализа является каталитическое окисление. Каталитическое окисление относится к процессам, протекающим по окислительно-восстановительному (электронному) механизму. Гомогенными катализаторами реакций окисления являются соли переходных металлов, сольватированные ионы переходных металлов в растворах. Их характерная особенность - способность изменять заряд при взаимодействии с кислородом или с окисляемыми молекулами. Активными гетерогенными катализаторами окисления являются твердые соединения переходных металлов: оксиды, сульфиды и сами переходные металлы и сплавы. Отмечены следующие свойства соединений переходных элементов как катализаторов: 1) они способны к координационному взаимодействию с реагентами; 2) они могут изменять окислительное состояние (заряд катиона или аниона) в процессе катализа. Именно эти свойства и обусловливают каталитическую активность соединений переходных металлов в реакциях окисления.
     Каталитическое  окисление может протекать и на соединениях непереходных металлов, например на ZnO и CdS. Но и в этих случаях компоненты, образующие катализатор, могут подвергаться окислению и восстановлению:
     Zn2+ + 2e - Zn0, Cd2+ + 2e - Cd0.
     В этом примере ионы Zn и Cd обладают заполненной d-оболочкой. При их восстановлении (соответственно при окислении взаимодействующих с ними реагентов) появляются электроны на 4s-уровнях Zn или 5s-уровнях Cd. Формально непереходным металлом является и металлическое серебро, обладающее исключительной каталитической активностью в некоторых реакциях селективного окисления.
     Процессы  каталитического окисления органических соединений делятся на два больших класса, полного (глубокого) окисления и неполного (мягкого, парциального) окисления. В первом из них, глубоком окислении, органические молекулы при взаимодействии с кислородом или воздухом окисляются до конечных, термодинамически устойчивых молекул СО2 и H2O. В органических соединениях при этом разрываются все связи С—H и С—С. К этому же классу относится окисление простых молекул SO2 и H2S до SO3, CO до CO2, Н2 до H2O, NH3 и NO до N02.
     В реакциях парциального окисления, происходит превращение органических молекул до промежуточных состояний окисления. Например, при парциальном окислении углеводороды превращаются в спирты, альдегиды, кетоны и кислоты:
     CnHm + O2 > CnHm-1OH>(O2) Cn-1Hm-3CHO + Cn’HniCOCn”Hm” >(O2) Cn-1Hm-3COOH
     Полного разрыва связей в окисляемой молекуле при этом не происходит. К парциальному окислению относится и окисление NH3 до N2.
     Процессы  каталитического окисления имеют  несколько общих особенностей.
      Они высоко экзотермичны. Эффекты тепло- и массопереноса могут быть очень существенными, и поэтому эти процессы обычно проводят в многотрубчатых теплообменных реакторах или реакторах с кипящим слоем. При конструировании таких реакторов важно предотвратить возможность дезактивации катализаторов при повышенных температурах или при выходе реакций из-под контроля.
      Некоторые реакционные смеси могут быть взрывоопасны. Избежать создания взрывоопасной концентрации обычно удается соответствующим выбором соотношения органического вещества и воздуха (или кислорода) в исходной реакционной смеси. По той же причине воздух можно вводить в реактор не в одной, а во многих точках. Процесс можно вести, используя либо обогащенные, либо обедненные смеси.
      Целевой продукт должен быть в условиях реакции существенно стабильней исходных веществ, чтобы его можно было достаточно экономично удалить из реакционной смеси (обычно используя быстрое охлаждение), прежде чем он разложится или подвергнется дальнейшим превращениям. Например, многочисленные попытки разработать процесс прямого гетерогенного окисления метана в формальдегид к успеху не привели, поскольку целевой продукт значительно менее стабилен, чем исходный. Иногда относительно хорошая селективность по отношению к целевому продукту достигается при малых степенях превращения.

2.1 Особенности кинетики каталитического окисления

 
     На  основании многочисленных исследований кинетики каталитического окисления  в 1954 году П. Марс и Д. Ван Кревелен показали, что в большинстве случаев  окисление протекает по стадийному механизму попеременного окисления и восстановления катализатора. Реакция (например, окисление углеводорода R) состоит из двух стадий:
     1. Реакция между катализатором  и окисленном состоянии Кат-О и углеводородом R, в которой оксид восстанавливается:
     Кат-О + R > RO + Кат.
     2. Повторное окисление (реокисление)  восстановленного катализатора  кислородом газовой фазы:
     2Кат  + О2 > 2Кат—О.
     В стационарном состоянии скорости обеих стадий должны быть равны. 

3. Кислотно-основный катализ

 
     Явление кислотно-основного катализа основано на характерном свойстве кислот и оснований – ускорение многих реакций: гидролиза, гидратации, дегидратации, алкилирования, различных реакций изомеризации и конденсации и других. В гомогенном кислотном катализе в качестве катализаторов используют: протонные кислоты (H2SO4, HCl, H3PO4, CH3C6SO2OH и др.) в воде и водно-органических растворителях, кислоты Льюиса (AlCl3, BF3, SnCl4 и др.) – в неводных растворителях.
     При кислотно-основном катализе в большинстве  случаев из реагентов и катализатора образуются реакционноспособные (а также нереакционноспособные) комплексы различного состава, являющиеся ионизированными формами реагента. Ионизирующая способность сильных кислот в водных растворах обусловлена образованием комплексов реагента:
      с сольватированным протоном,
      с недиссоциированной кислотой.

3.1 Кислоты и основания

 
     Современное представление о природе кислот основании основано на определении, предложенном Й. Брёнстедом в 1923 г.: кислотой называют соединение, способное отдавать протон; основанием называют соединение, способное присоединять протон. Кислотно-основной процесс в такой, протонной, теории кислот и основании может быть представлен схемой:
     AH - B + H+,
где AH и B – сопряжённые кислота и основание.
     В растворах протон не существует в свободном виде, он связывается с молекулами растворителя. Физическими методами было показано, что протоны в водном растворе существуют в виде ионов H5O2+ - симметричного мостикового иона: 


     В водном растворе взаимодействие сопряженных  кислоты и основания, которые могут быть молекулами или ионами, записывают уравнением:
     AH + B - BH+ + A-,
     где AH и BH+ - кислоты, B и А- - основания. Промежуточной стадией кислотно-основного взаимодействия в растворах обычно является образование водородных связей и мостиковых ионов типа H5O2+:
     АН + В - АН ---В - А----ВН+ - А- + ВН+.
     Согласно  этой схеме, было предложено расширенное определение кислоты и основания: кислота - это электроноакцепторный реагент, в равновесных реакциях которого с основанием участвует водород: основание - это электронодонорный реагент, обладающий сродством к протону.
     Определение кислоты и основания по Льюису. В том же 1923-м году Г. Льюис предложил электронную теорию кислот и оснований. По его определению: кислота - вещество, которое может использовать неподелённую пару электронов атома другой молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов: основание - вещество, обладающее неподелённой парой электронов, которая может быть использована для образования устойчивой электронной группировки другого атома. Чаще всего такой устойчивой группировкой является электронный октет.
     В теории Льюиса кислота и основание  взаимодействуют друг с другом с  образованием донорно-акцепторной (координационной) связи:
     А + :В  - А:В,
     где А – кислота, В - основание.
     В результате приобретения пары электронов атомом, ответственным за кислотные  свойства, часто возникает завершенная  электронная конфигурация, например:
     

     При кислотно-основном взаимодействии, по Льюису, могут образоваться аддукты  между нейтральными молекулами, например BF3.NH3 и Cl5Sb.O(C2H5)2. Современная электронная теория классифицирует кислоты и основания по типу орбиталей, принимающих участие в образовании межмолекулярных донорно-акцепторных связей в кислотно-основном комплексе. В образовании связи между кислотой и основанием участвуют наиболее высокая в энергетическом отношении граничная заполненная молекулярная орбиталь основания и наиболее низкая свободная орбиталь кислоты.
     Примерами кислот Брёнстеда являются H2SO4, HNO3, HCI, HF, CH3COOH, примерами кислот Льюиса – AlF3, АlСl3, BF3. Основания Брёнстеда в большинстве случаев являются и основаниями Льюиса.

3.2 Определение кислотности

 
      Для оценки силы кислот и оснований в полных растворах используют водородный показатель
      pH = - lg aH+,
      где aH+ - термодинамическая активность протона Н+ в растворе (моль/л). В чистой воде pH = 7, в кислотах pH < 7, в основаниях pH > 7. Однако силу кислот и оснований можно сравнивать только применительно к кислотно-основной паре. Одно и то же вещество может в одних условиях реагировать как кислота, в других - как основание. Например, в водном растворе уксусная кислота СН3СООН ведет себя как кислота, а в среде 100%-й H2SO4 - как основание.
      Кислотность и основность часто определяют индикаторным методом, титруют кислоту основанием в присутствии индикатора - вещества, изменяющего цвет при определенных значениях pH. Для определения кислотности необходимо, чтобы цвет основания-индикатора В отличался от цвета его кислотной формы ВН+.
      Константа равновесия реакции
      BH+ - B + H+
     равна
      ,
     где aH+ - термодинамическая активность протона, cB и сВН+ - концентрации основания В и его протонизированной формы ВН+; fB и fBH+ - их коэффициенты активности; h0кислотность.
     Обозначив –lgKBH+ = pK, получаем:
      ,
     где H0 – функция кислотности, характеризующая протонодонорные свойства гомогенной среды. Функция кислотности была введена Л. Гамметом в 1932 г.
     Подбирая индикаторы с различными pK, можно измерить функции кислотности различных сред. В разбавленных водных растворах H0 = pH. В концентрированных растворах кислот H0 может достигать больших отрицательных величин. Например, в 100%-м растворе H2SO4 H0 = - 11,94, в чистой CH3SO3H H0 = -7.86.

3.3 Определение кислотных и основных центров на поверхности

 
     Представление о кислотных и основных центрах  типа Льюиса и Брёнстеда перенесено и на поверхностные активные центры. Как и в гомогенной среде, активные центры Брёнстеда - это протонодонорные центры, а центры Льюиса - это координационно ненасыщенные центры поверхности, атомы металла в оксидах, обладающие незаполненной электронной оболочкой. Соответственно основные центры - атомы поверхности (например, атомы О) с заполненной электронной оболочкой, способные присоединить протон или кислоту Льюиса.
     Индикаторный  метод является наиболее лёгким и быстрым для оценки поверхностной кислотности твёрдых катализаторов. Он удобен в тех случаях, когда необходимо оценить кислотность большого числа катализаторов.
     Для определения силы кислотных центров используют понятие «функция кислотности Гаммета». Оказалось, что индикатор В, адсорбируясь на поверхностной кислоте Брёнстеда, также меняет окраску. Появление цвета кислой формы индикатора указывает на тот факт, что значение функции кислотности H0 на поверхности катализатора ниже рК применяемого индикатора. Чем ниже H0, тем более кислыми свойствами обладает поверхность. Можно принять, что в момент изменения цвета H0?pK. Например, твёрдое тело, дающее жёлтую окраску при адсорбции бензальацетофенона (pK -5.6), но бесцветное при адсорбции антрахинона (pK -8.2), имеет кислотную силу H0 между -5.6 и -8.2.
     Изучение  окраски таких индикаторов, как нейтральный красный (рК 6.8), фенилазонафтиламин (рК 4.0), диметиламиноазобензол (рК 3.3). 2-амино-5-азотолуол (рК 2.0), 4-диметиламиноазо-1-нафталин (рК 1.2), n-нитробензолдифениламин (рК 0.43), бензальацетофенон (рК -5.6) и антрахикон (рК -8.2), адсорбированных из раствора изооктана, позволило получить следующую последовательность уменьшения H0 (роста силы кислоты):
     SiO2, CaF2, TiO2, ZnS, CaSO4, NiSO4*xH2O, Sb2O5, H3WO4, H3PO4/SiO2, Fe2(SO4)3*xH2O, MgO*SiO2, Al2O3*SiO2, CuSO4, ZrO2*SiO2.
     Было  найдено, что для силикагеля величина H0 находится между +4.0 и +6.8, т.е. кислотность его очень мала. Для алюмосиликатов же H0 < -8.2 и близка к H0 серной кислоты, нанесенной на силикагель. На рис. 1 показано распределение центров по их кислотной силе, полученное индикаторным методом, на разных катализаторах:
     
     Индикаторный  метод удобен, но имеет ряд недостатков. Во-первых, цвет (спектр) кислотной формы  часто маскируется цветом (спектром) основной формы. Во-вторых, этот метод  в описанной выше форме применим к определению протонной кислотности, но зачастую и другие процессы на поверхности могут изменять окраску индикатора. Разделить их очень трудно.
     Для определения основности поверхности  катализаторов применяют индикаторный метод с использованием кислотного индикатора.

3.4 Кислотные и основные катализаторы и их активные центры

 
     3.4.1 Корреляция активности с кислотностью
     Многие  исследователи гетерогенного катализа искали связь каталитической активности с функцией кислотности H0 по Гаммету, как в гомогенном катализе. В полученных соотношениях типа:
     lg k + nH0 = const,
     где k - константа скорости, для реакций полимеризации бутилена, димеризации бутилена и дегидратации спиртов величина n < 1. Например, в процессе полимеризации бутилена при увеличении H0 на 5 единиц k изменилась не на 5 порядков, а всего в 5 раз. Усредненный коэффициент n в уравнении равен 0.15-0.6. Этот результат нельзя объяснить, предположив, как в гомогенном катализе, что реакционноспособная форма получается присоединением протона к адсорбированной молекуле. Очевидно, в этих случаях образуются не протонизированные, а более или менее поляризованные комплексы типа комплексов с водородной связью.
     Для серии простых оксидов было найдено, что в реакции гидратации этилена  в этанол функция H0 должна находиться в интервале от -8,2 до -3.0 для проявления как высокой активности, так и селективности. Чем больше кислотная сила и ниже H0
и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.