1.8: Теорія швидкостей реакції
- Page ID
- 27804
1. ВСТУП
Ми можемо легко зрозуміти, що хімічним реакціям зазвичай передують зіткнення атомів, іонів або молекул. Однак швидкість таких зіткнень у твердих тілах, рідинях і газах настільки велика, що всі реакції були б дуже швидкими, якби це було необхідно лише для зіткнень. «Хімічні» реакції не будуть протікати швидше, ніж дозволяють молекулярні зіткнення, але багато реакцій протікають набагато повільніше. Таким чином очевидно, що не кожне молекулярне зіткнення призводить до реакції. Ми також бачили з попередніх прикладів, що рушійною силою фізичних, а також хімічних реакцій є (вільна) зміна енергії - яка повинна бути негативною для спонтанного протікання реакцій. Однак, надаючи відповідь «go/no-go», цей критерій сам по собі не може дати нам жодної інформації щодо швидкості, з якою відбуваються реакції, а також не може сказати нам, які фактори впливають на швидкість реакції.
Швидкість, з якою відбуваються реакції, значно різняться. Наприклад, ядерна реакція:
\ begin {вирівняний}
&\ mathrm {U} _ {92} ^ {238}\ стрілка вправо\ mathrm {Th} _ {90} ^ {234} +\ альфа\ квадратний &&\ текст {є} 50\%\ текст {завершено}\ ліворуч (\ tau_ {1/2}\ праворуч)\ текст {після} 5\ раз 10^9\ текст {років}\\
&\ tau_ {1/2} =5\ раз 10^9\ текст {роки}
\ кінець { вирівняні}
З іншого боку, хімічна реакція:
\ begin {вирівняний}
\ mathrm {SO} _4^ {-} +\ mathrm {H} ^ {+} &\ rightarrow\ mathrm {HSO} _4^ {-}\ quad &&\ текст {є} 50\%\ текст {завершено приблизно після} 10^ {-4}\ mathrm {~s}. \
\ tau_ {1/2} &= 3\ раз 10^ {-4}\ quad &&\ текст {секунди}
\ кінець {вирівняний}
Кінетика реакції (теорія швидкості) значною мірою стосується факторів, що впливають на швидкість реакції. Візьмемо корозію (іржавіння заліза), наприклад. Ми всі знаємо, що це вимагає повітря і води, щоб спровокувати іржу, і ми також знаємо, до нашого смутку, що іржа протікає набагато швидше біля океану, де присутня сіль. Також відомо, що швидкість іржавіння сильно залежить від складу заліза (чистий Fe і сталь піддаються корозії набагато менш швидко, ніж чавун, наприклад). Це перш за все кінетичні дослідження, які призводять до з'ясування хімічних реакцій і, у випадку корозії, до розробки більш стійких до корозії матеріалів.
Основний експериментальний підхід до вивчення процесу реакції передбачає вимірювання швидкості, з якою протікає реакція, і визначення залежності цієї швидкості реакції від концентрацій реагуючих видів і від температури. Ці фактори згруповані разом у терміні кінетика реакції, а результати для заданої реакції формулюються в рівнянні швидкості, яке має загальний вигляд:
Швидкість = k (T) х функція концентрації реагентів
Кількість k (T) називається постійною швидкості і є функцією лише температури, якщо термін, що включає концентрації реагентів, правильно виражає залежність швидкості від концентрації. Таким чином, експериментальна інформація про процес реакції узагальнюється в рівнянні швидкості за характером концентраційної функції та за значенням і температурною залежністю константи швидкості.
2. ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНІ МЕТОДИ В ДОСЛІДЖЕННЯХ ШВИДКОСТІ РЕАКЦІЇ
Оскільки ми знаємо, що хімічні реакції залежать від температури, кінетичні дослідження вимагатимуть суворого контролю температури (термостати). Крім того, ми повинні мати можливість спостерігати та досліджувати зміни концентрації реакцій та продуктів. Для цього часто прийнято переривати реакцію (наприклад, гасінням - різким зниженням температури) і робити хімічний аналіз. В інших випадках, особливо для дуже швидких реакцій, пряме вимірювання змін концентрації фізично неможливо. У таких випадках необхідно кількісно стежити за реакціями побічно, через супутні зміни конкретних фізичних властивостей, таких як:
(1) електропровідність
(2) оптичне поглинання
(3) показник заломлення
(4) обсяг
(5) діелектрична проникність
а також іншими засобами. В останні двадцять років, наприклад, використання ізотопів (в якості елементів «трасера») стало цінним інструментом для вивчення кінетики реакції (при повільних реакціях).
3. КОНЦЕНТРАЦІЙНА ЗАЛЕЖНІСТЬ ШВИДКОСТЕЙ РЕАКЦІЇ
Зазвичай експериментальними даними кінетичних досліджень є записи концентрацій реагентів та/або продуктів в залежності від часу постійних температур (взятих при різних температурах).
Теоретичні вирази для швидкостей реакції (пов'язані зі зміною концентрації) - це диференціальні рівняння загального вигляду:
\(\dfrac{\mathrm{dc}}{\mathrm{dt}}=\mathrm{f}\left(\mathrm{c}_1^{\mathrm{m}}, \mathrm{c}_2^{\mathrm{n}}, \mathrm{c}_3^{\mathrm{o}} \ldots\right)\)
де (c) - умови концентрації, які мають показники, які залежать від деталей реакції.
Якщо ми хочемо порівняти теорію з експериментом, тому необхідно або інтегрувати теоретичні закони, або диференціювати експериментальну концентрацію та дані часу.
Закони ставки мають важливе значення, оскільки вони дають аналітичні вирази для перебігу окремих реакцій і дозволяють розраховувати очікувані врожаї та оптимальні умови для «економічних» процесів.
У більшості випадків рівняння диференціальної швидкості інтегрується перед його застосуванням до експериментальних даних. Лише нечасто схили концентрації проти кривих часу приймаються для безпосереднього визначення dc/dt (рис.1).
Давайте розглянемо просту реакцію, розпад\(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\) на воду і кисень:
\(2 \mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2 \rightarrow 2 \mathrm{H}_2 \mathrm{O}+\mathrm{O}_2\)
Експериментальним шляхом отримаємо криву (наприклад, рис. 2) шляхом побудови концентрації, що залишилася\(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\) в моль/літр, нормально записаної [\(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\)], як функція часу. Потім швидкість задається диференціалом часу:
Оцінити\(\left(\dfrac{\text { moles }}{\text { liter } \cdot \mathrm{s}}\right)=\dfrac{-\mathrm{d}\left[\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\right]}{\mathrm{dt}}\)
Якби ми тепер визначили і побудували варіацію швидкості реакції\(\left.)\right]\),\(\left[-\mathrm{d}\left[\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\right] /(\mathrm{d}\right.\) часу, з концентрацією\(\left[\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\right]\), ми б знайшли пряму лінію (рис.3). Таким чином:
\(-\dfrac{\mathrm{d}\left[\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\right]}{\mathrm{dt}}=\mathrm{k}\left[\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\right]\)або взагалі\(-\dfrac{\mathrm{dc}}{\mathrm{dt}}=\mathrm{kc}\)
Після інтеграції:
\(\int \dfrac{d c}{c}=-k \int d t\)
у нас є:
\(\ln \mathrm{c}=-\mathrm{kt}+\text { const. }\)
Беручи\(\mathrm{c}=\mathrm{c}_{\mathrm{o}}\) за\(\mathrm{t}=0\), отримуємо\(\left(\right.\) const\(\left.=\ln \mathrm{c}_{\mathrm{o}}\right)\) і:
\(\ln \mathrm{c}=-\mathrm{kt}+\ln \mathrm{c}_{\mathrm{o}}\)
або:
\(\mathrm{c}=\mathrm{c}_{\mathrm{o}} \mathrm{e}^{-\mathrm{kt}} \quad \text { and } \quad \mathrm{k}=\dfrac{1}{\mathrm{t}} \times \ln \dfrac{\mathrm{c}_{\mathrm{o}}}{\mathrm{c}}\)
По черзі:
\(k=\dfrac{2.3}{t} \times \log \dfrac{c_0}{c} \quad \text { and } \quad k=\dfrac{2.3}{t_2-t_1} \times \log \dfrac{c_1}{c_2}\)
З вищесказаного ми бачимо, що для\(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\) розпаду ділянки\((\ln \mathrm{c})\) vs.\(t\) призводить до прямої лінії (рис.4). Така поведінка характерна для реакцій першого порядку, в яких\((\mathrm{n})\) показник концентрації «один»:
\(-\dfrac{\mathrm{dc}}{\mathrm{dt}}=\mathrm{kc}\)
Реакції першого порядку: Радіоактивний розпад
З відносин:
\(\mathrm{k}=\dfrac{2.3}{\mathrm{t}_2-\mathrm{t}_1} \times \log \dfrac{\mathrm{c}_1}{\mathrm{c}_2}\)
яка пов'язує\((k)\) константу швидкості зі зміною концентрації\((\Delta c)\) за часовий проміжок\((\Delta t)\), ми можемо показати, що (для реакцій першого порядку) час, необхідний для завершення реакції на\(1 / 2\)\(1 / 4\) або будь-яку частку початкової концентрації, не залежить від початкової концентрація присутнього реагенту (рис.5).
При обговоренні радіоактивного розпаду прийнято називати «константу швидкості» (k) «константою розпаду». Крім того, прийнято враховувати час, необхідний для зменшення кількості спочатку присутніх видів (зазвичай їх називають реагентами) до 0,5 (на 50%). Потім ми говоримо про період напіврозпаду. Відповідно, вищевказане рівняння можна переформулювати так:
\(\mathrm{k}=\dfrac{2.3}{\mathrm{t}_{1 / 2}} \times \log \dfrac{\mathrm{c}_1}{\dfrac{\mathrm{c}_1}{2}}=\dfrac{2.3}{\mathrm{t}_{1 / 2}} \times \log 2\)
або:
\(k=\dfrac{0.693}{t_{1 / 2}}\)
Це означає, що з періоду напіврозпаду\(\left(\mathrm{t}_{1 / 2}\right)\) ми можемо отримати константу розпаду (константа швидкості в цілому). Навпаки, знаючи постійну швидкості, ми можемо обчислити час, необхідний для завершення\(50 \%\) реакції (або розпаду).
4. РЕАКЦІЯ ПОРЯДОК
Реакції першого порядку, такі як розпад\(\mathrm{H}_2 \mathrm{O}_2\) або радіоактивний розпад, не вимагають молекулярних або атомних зіткнень - в принципі вони відображають властиву нестабільність. Однак безліч хімічних реакцій включають зіткнення. Для прикладу візьмемо розпад HI:
\(2 \mathrm{HI} \rightarrow \mathrm{H}_2+\mathrm{I}_2\)
Закон швидкості для цієї реакції відображає вимогу зіткнення в показнику концентрації:
\(-\dfrac{\mathrm{d}[\mathrm{HI}]}{\mathrm{dt}}=\mathrm{k}[\mathrm{HI}] \times[\mathrm{HI}]=k[H \mathrm{H}]^2\)
Реакція називається реакцією другого порядку, яку можна легко ідентифікувати, оскільки після інтеграції закон ставки дає:
\(\dfrac{1}{[\mathrm{HI}]}=\mathrm{kt}+\text { const }\)
або, більш загально:
\(\dfrac{1}{\mathrm{c}}=\mathrm{kt}+\text { const }\)
Сюжет\(1 / c\) vs\(t\) дасть пряму лінію.
Цікаво відзначити, що визначення порядку реакції з експериментальних даних дає уявлення про те, як молекули і атоми реагують один з одним. Незважаючи на те, що дані про швидкість включають вимірювання грубої кількості молекул, їх інтерпретація (через порядок реакції) дозволяє сформулювати ймовірний крок (або кроки), який проходять окремі молекули.
5. ТЕМПЕРАТУРНА ЗАЛЕЖНІСТЬ ШВИДКОСТЕЙ РЕАКЦІЇ
Хоча хімічна реакція може бути «термодинамічно» сприятливою (що означає, що вільна енергія системи буде знижена в результаті реакції), реакція все ж може не відбутися. Таким чином,\(\mathrm{H}_2\) і\(\mathrm{O}_2\) гази можуть існувати в інтимному контакті в значному діапазоні температур до того, як відбудеться реакція. Тим не менш, запалений сірник або каталізатор платинового порошку можуть зародити негайну вибухову реакцію. Ще один приклад, з яким ми знайомі, - скло: деякі склянки залишаються «переохолодженими рідинами» протягом тисяч років при кімнатній температурі, якщо вони не нагріваються до певної температури протягом принаймні якогось мінімального періоду часу. На швидкість реакції може впливати безліч різних факторів - наприклад:
(1) Існуючі міжатомні (або міжмолекулярні) зв'язки повинні бути розірвані.
(2) Атоми повинні бути переміщені до місця реакції і подалі від нього.
(3) Нова межа потрібна всюди, де повинна бути зароджена нова «фаза».
Всі три наведені кроки вимагають роботи або запасу енергії. Крім того, всі три кроки залежать від температури. На початку цього розділу ми заявили:
Швидкість\(=k(T) \times\) функції концентрації реагентів
Іншими словами: швидкість реакції пропорційна концентрації реагентів. Константа пропорційності\(k\) - це функція температури\(k(T)\). Температурна залежність\(k\) (яка представляє температурну залежність швидкості даної реакції) може бути вивчена шляхом проведення експериментів (з постійними концентраціями) при різних температурах. З таких експериментів видно, що значення константи швидкості (\(k\)) набагато більше при більш високих температурах - реакції протікають швидше
У 1899 р. Арреній показав, що константа швидкості реакцій збільшувалася експоненціально з Т. Емпіричною процедурою він виявив, що ділянка log k проти 1/T дає лінійне відношення.
Пам'ятайте: у всіх кінетичних і термодинамічних розрахунках обов'язково використовувати «абсолютну шкалу температури» в Кельвіні (К), яка задається:
\(\mathrm{K}={ }^{\circ} \mathrm{C}+273.16\)
Таким чином ОК\(=-273.16 \mathrm{C}\), що відповідає термодинамічної абсолютної нульової температури. Лінійні графіки\(\log \mathrm{k}\) vs\(1 / \mathrm{T}\) мають на увазі відношення:
\(\ln k \propto \dfrac{1}{T}\)
\(k \propto e^{\text {const/T }}\)
З огляду на більш пізні відрахування це емпіричне відношення можна зручно записати як:
\(\mathrm{k}=\mathrm{A} \mathrm{e}^{-\mathrm{E} / \mathrm{RT}}\)
де\(A\) - константа пропорційності, яку іноді називають постійною реакції,\(R\) є газовою постійною і\(\mathrm{K}, \mathrm{E}\) дорівнює\(8.31 \mathrm{~J} /\) моль - енергія активації в джоулях/моль і е є основою природної (наперської) системи логарифмів. Так як\(\ln x=2.3 \log _{10} x\), ми можемо переписати вищевказане рівняння:
\(\ln \mathrm{k}=\ln \mathrm{A}-\dfrac{\mathrm{E}}{\mathrm{RT}}\)
або
\(\log k=\log A-\dfrac{E}{2.3 \times 8.3 \times \mathrm{T}}\)
Якщо вищевказане рівняння підкоряється, графік колоди k проти 1/T (рис. 6) буде прямою лінією, з якої можна визначити характеристичну енергію активації, оскільки нахил дорівнює —E/19.15. Константу реакції (лог А), в свою чергу, можна оцінити шляхом екстраполяції лінії швидкості до точки, в якій 1/T дорівнює нулю.
Важливо розуміти, що багато реакцій передбачають послідовність кроків, і в цьому випадку швидкість контролюється найповільнішим кроком. Відповідні значення Е і А повинні визначатися експериментальними методами.
6. ТЕОРІЯ АРРЕНІЯ
Арреній розробив в першу чергу якісну теорію молекулярних реакцій, що призвело до емпіричних виразів для константи швидкості. Пізніші теорії (які виходять за рамки 3.091) розробляють і роблять ці оригінальні ідеї більш кількісними.
Дуже проста (оборотна) парофазова реакція водню і йоду для отримання йодиду водню може бути використана для ілюстрації ідей Арренія. Реакція
\(\mathrm{H}_2+\mathrm{I}_2 \rightarrow 2 \mathrm{HI}\)
мабуть протікає однокроковим (одним зіткненням) чотирицентровим процесом таким чином, що шлях реакції можна зобразити наступним чином:
Для більш складних систем, навіть коли механізм постулюється, не так просто побачити, як рухаються електрони і атоми в міру протікання реакції. Однак навіть Арреній визнав, що будь-який процес реакції може протікати по-перше за допомогою утворення якихось «високоенергетичних видів» (які ми зараз називаємо «активованим комплексом»), а по-друге, шляхом розпаду цього комплексу на продукти.
Якщо передбачається, що активований комплекс має енергію, більшу\(\mathrm{E}_{\mathrm{a}}\), ніж у реагентів, то, за аналогією з більш ранніми міркуваннями, кількість молекул активованого комплексу в порівнянні з числом молекул реагентів можна записати в терміні розподілу Больцмана як:
\(\dfrac{\text { [activated }-\text { complex molecules] }}{[\text { reactant] }}=e^{-E_a / R T}\)
Швидкість реакції при цьому стає пропорційною концентрації активованих складних молекул:
\(\text{Rate} \propto (\text{activated-complex molecules})\)
або
\(\text { Rate }=A \times e^{-E_a / R T} \times \text { reactants }\)
Виготовлення
\(k=A e^{-E_a / R T}\)
знаходимо
\(\text { Rate }=\mathrm{k} \text { [reactants] }\)
Більше того, теорія говорить,\(\mathrm{E}_{\mathrm{a}}\) що емпіричну константу слід інтерпретувати як енергію активованого комплексу порівняно з енергією молекул реагентів.
Ідея активованого комплексу може бути представлена на ділянці (рис.7) енергії
система як ордината проти координати реакції як абсциса. Координата реакції - це не якась одна міжядерна відстань, а, скоріше, залежить від усіх міжядерних відстаней, які змінюються в міру перетворення молекул реагентів у молекули продукту. Взагалі не можна, а для нинішньої мети непотрібним, дати кількісний опис координати реакції. Він полягає в перетворенні з реагентів в продукти.
Теорія Арренія призводить до значного поліпшення нашого розуміння процесу реакції. Це, однак, все ще дуже якісна теорія в тому, що вона не показує, як попередній експоненціальний фактор А залежить від молекулярних властивостей реакційної системи, а також не намагається передбачити значення\(\mathrm{E}_{\mathrm{a}}\).
7. ЕНЕРГІЯ АКТИВАЦІЇ
Основний розподіл молекулярних (або атомних) енергій при двох різних температурах наведено на рис.8. Можна показати, що\(e^{-E_a / R T}\) це частка молекул або атомів, що мають
енергія\(\mathrm{E}_{\mathrm{a}}\) або більше. Рівняння Арренія тримається лише в тому випадку, якщо взаємодіючі види мають між ними хоча б певну критичну енергію\(\mathrm{E}_{\mathrm{a}}\). Оскільки фракція, що має цю енергію або більше\(e^{-E_a / R T}\), є, швидкість реакції пропорційна цій величині.
Зі\(\mathrm{E}_{\mathrm{a}}\) збільшенням величини потреба в енергії збільшується і молекулам стає все важче набувати цю енергію. На відміну від цього, швидко\(e^{-E_a / R T}\) зростає з підвищенням температури (Т).
Зміна швидкості реакції при підвищенні температури зазвичай набагато більше, ніж очікувалося від відповідного збільшення середньої швидкості молекул і атомів. Середня швидкість молекул і атомів пропорційна квадратному кореню абсолютної температури. Таким чином, якщо температура підвищується\(10^{\circ}\) від\(298^{\circ}\) до\(308^{\circ}\), середня швидкість збільшується\((308 / 298)^{1 / 2}\), є, але\(2 \%\) тоді як швидкість реакції збільшується приблизно на\(100 \%\). З цього треба зробити висновок, що швидкість реакції контролюється не тільки кількістю зіткнень, але і енергією активації.
Тепер ми розуміємо, що для того, щоб реакція продовжилася, ми повинні постачати енергію активації. Також відомо, що для заданих умов концентрації і Т швидкість будь-якої реакції обернено пропорційна енергії активації.
Оскільки, особливо в промисловості, час є основним фактором, який може зробити процес економічно доцільним або нездійсненним, значні зусилля були докладені для прискорення реакцій за допомогою каталізаторів. У каталітичних реакціях «каталізатор», який ефективно знижує необхідну енергію активації (рис.9), характеризується наступними критеріями:
(1) незмінений хімічно в кінці реакції;
(2) потрібно лише в невеликих кількостях;
(3) каталітична дія часто пропорційна його площі поверхні;
(4) каталіз може бути селективним: якщо можливі різні реакції, каталіз може посилити швидкість будь-якої з них, не впливаючи на альтернативну реакцію.
Наприклад:
\ begin {вирівняний}
\ mathrm {C} _2\ mathrm {H} _5\ mathrm {OH}\ праворуч &\ mathrm {H} _2\ mathrm {C} =\ mathrm {CH} _2+\ mathrm {H} _2\ mathrm {O} &\ text {на}\ гамма\ текст {глинозем}\\
&\ text {(важливо в хімії полімерів)}\\
&\ ліворуч (\ гамма\ текст {Глинозем: кубічна форма}\ mathrm {Al} _2\ mathrm {O} _3\ праворуч)
\\ mathrm {C} _2\ mathrm {H} _5\ mathrm {OH}\ правий\ mathrm {CH} _3-\ mathrm {C} _H^ {\ правий\ mathrm {O}} +\ mathrm {H} _2\ quad &\ text {на міді}
\ кінець {вирівняний}
Хоча точна дія каталізу все ще досить незрозуміла, у нас є певна конкретна інформація. Найбільш часто зустрічається випадок, гетерогенний каталіз (наявність певних твердих речовин, які підсилюють газові реакції) приписують активації шляхом адсорбції. З інфрачервоних досліджень ми знаємо, що при адсорбції сполук зв'язки всередині сполуки послаблюються і згодом можуть відбуватися реакції зі зниженою енергією активації.
Каталіз, безумовно, мав значний вплив на наше повсякденне життя. До 1940 року бензин виготовлявся виключно з сирої нафти. Також, можливо, важливіше, нітрати і аміак прийшли в першу чергу з Чилі (чилійська селітра). У процесі Фішера-Тропша вугілля і пар перетворюються в бензинові вуглеводні за допомогою\(\mathrm{Ni}-\mathrm{Co}\) каталізаторів. Процес Хабера-Боша\(\mathrm{N}_2+3 \mathrm{H}_2 \rightarrow 2 \mathrm{NH}_3\) (аміак)\(+99 \mathrm{~kJ}\), ймовірно, є найважливішою каталітичною реакцією, що практикується: З принципу «Ле Шательє» (якщо в реакції кількість присутніх молекул зменшується, реакцію можна прискорити, застосовуючи підвищений тиск) ми знаємо, що високий тиск буде сприяють цьому синтезу, але ми також знаємо, що висока температура сприятиме зворотній реакції, тобто розпаду аміаку; при високих температурах складні молекулярні структури мають тенденцію до розпаду до більш елементарних, основних видів. Каталіз (\(\left(\mathrm{Fe}, \mathrm{Al}_2 \mathrm{O}_3+\mathrm{K}_2 \mathrm{O}\right.\)в твердому вигляді) дає можливість при\(400^{\circ} \mathrm{C}\) і при температурі близько 600 атм перетворювати близько\(60 \%\) газової суміші\(\mathrm{N}_2+3 \mathrm{H}_2\) в\(\mathrm{NH}_3\). Нітрати (важливі як добрива та вибухові речовини) переважно виробляються шляхом каталітичного окислення.
\ begin {вирівняний}
&4\ математика {NH} _3+5\ mathrm {O} _2\ стрілка вправо 4\ mathrm {NO} +6\ mathrm {H} _2\ mathrm {O}\ квадратний\ текст {над Pt на} 900^ {\ circ}\ mathrm {C}\
&2\ mathrm {NO} +\ mathrm {O} _2\ стрілка вправо 2\ mathrm {NO} _2\
&3\ mathrm {NO} _2+\ mathrm {H} _2\ mathrm {O}\ стрілка вправо 2\ mathrm {HNO} _3\ text {(азотна кислота)} +\ mathrm {NO}
\ кінець {вирівняний}
Інші приклади:
*\(\mathrm{SO}_2+1 / 2 \mathrm{O}_2 \rightarrow \mathrm{SO}_3\) над\(\mathrm{V}_2 \mathrm{O}_5\)
* Синтетичний каучук з бутадієну і стиролу
*\(\mathrm{CO}+2 \mathrm{H}_2 \rightarrow \mathrm{CH}_3 \mathrm{OH}\) Метанол згори\(\mathrm{ZnO}+\mathrm{Cr}_2 \mathrm{O}_3\)
* Формальдегід
згори\(\mathrm{Cu}\) (важливо для пластмас)
* У природі ми маємо велику кількість каталізаторів у вигляді ферментів.