Лит.: Шишмарев В. Ф., Очерки по истории языков Испании, М. — Л., 1941; Васильева-Шведе О. К., О месте каталанского среди романских языков, «Уч. зап. ЛГУ», 1961, № 299, в. 59; Badia Margaret A., Gramática catalana, t. 1—2, Madrid, 1962; Fabra P., Diccionari general de la llengua catalana, Barcelona, 1954.

  Е. М. Вольф.

Каталаунские поля

Каталау'нские поля' (лат. Campi Catalaunici), равнина в Северо-Восточной Франции (название от г. Каталаунума, современный Шалон-сюр-Марн), где во 2-й половине июня 451 западнее современного г. Труа произошла «битва народов», в результате которой римские войска под командованием Аэция и их германские союзники (вестготы, бургунды, франки, аланы и др.) разгромили полчища гуннов (хунну) во главе с Аттилой. Это положило предел продвижению гуннов в Европе и привело к краху их «державы».

Каталектика

Катале'ктика (греч. katalektikós — конечный, усечённый, неполный, от katalego — кончаю, прихожу к концу), 1) раздел стихотворной метрики , рассматривающий ритмического окончания стиха (клаузулы ), т. е. последний ударный слог и следующие за ним безударные. Количество безударных может варьироваться — в русском стихе обычно от нуля до двух, редко — до трёх и более. 2) В узком значении слова: в старом стиховедении, в учении о стопах — окончание стиха стопой , укороченной по сравнению с остальными на один-два безударных слога; например, «Мутно небо, ночь мутна» (— È/—È /— È/—). Наш слух различает клаузулы безотносительно к характеру стоп; поэтому современные русские стиховеды отказались от классификации стихотворных строк на каталектические (с укороченной стопой на конце), акаталектические (полные) и гиперкаталектические (удлинённые).

  Лит.: Жирмунский В. М., Введение в метрику, Л., 1925, с. 131—138.

Каталепсия

Катале'псия (от греч. katálepsis — захват, удерживание), явление «восковой гибкости», наблюдаемое при кататонии или гипнотическом сне (см. Гипноз ): с повышением мышечного тонуса наступает застывание (так называемое гибкое окоченение) либо всего тела, либо конечностей в приданной им позе.

Катализ

Ката'лиз (от греч. katálysis — разрушение), изменение скорости химических реакций в присутствии веществ (катализаторов ), вступающих в промежуточное химическое взаимодействие с реагирующими веществами, но восстанавливающих после каждого цикла промежуточных взаимодействий свой химический состав. Реакции с участием катализаторов называются каталитическими. Количество реагирующего вещества, которое может испытать превращение в присутствии определённого количества катализатора, не ограничивается какими-либо стехиометрическими соотношениями и может быть очень большим. Этим каталитические реакции отличаются от индуцируемых, или сопряжённых реакций , когда одна реакция вызывается или ускоряется (индуцируется) другой и происходит необратимое превращение вещества-индуктора. Возможные изменения катализатора при каталитических реакциях являются результатом побочных процессов, ни в коей мере не обусловливающих каталитическое действие.

  Воздействие катализатора открывает новый реакционный путь, обычно с большим числом стадий, на котором катализатор входит в состав активного комплекса (активированного комплекса ) по крайней мере одной из стадий. Если при этом скорость реакции становится больше, чем в отсутствие катализатора, то К. называется положительным (его нередко отождествляют с общим понятием К.). Возможен и обратный случай, когда происходит отрицательный К.: в присутствии катализатора исключается один из возможных путей реакции и остаются лишь более медленные, в результате чего реакция замедляется или даже практически полностью подавляется (см. Антиокислители , Ингибиторы химические ). Особый случай К. — ускорение реакции при воздействии продукта реакции или одного из промежуточных веществ, образующихся при реакции (см. Автокатализ ).

  К. не связан с изменением свободной энергии катализатора, и воздействие катализатора не может поэтому смещать положение равновесия химической реакции. Вблизи состояния равновесия катализаторы в равной степени ускоряют как прямую, так и обратную реакцию.

  Основным фактором, определяющим скорость химического превращения, является энергия активации (Е ) — разность энергий активного комплекса и исходных реагирующих молекул. Если предположить, что реакция не нарушает равновесного распределения энергии между молекулами, то вероятность образования активного комплекса, а следовательно, и скорость реакции в первом приближении пропорциональна exp (—E/RT ), где R — газовая постоянная, Т — абсолютная температура. Отсюда следует, что скорость реакции тем больше, чем меньше Е , и вследствие экспоненциальной зависимости возрастает значительно даже при небольшом снижении Е . На рис. представлено изменение энергии при реакции без катализатора (кривая 1 ) и при участии катализатора (кривые 2 и 3 ). Кривая 2 с двумя максимумами соответствует образованию одного промежуточного продукта. Число стадий и промежуточных продуктов часто бывает значительно большим. Взаимодействие реагирующих веществ с катализатором может и не приводить к образованию стабильной формы промежуточного соединения (кривая 3 ). Но и в этом случае катализатор входит в состав активного комплекса и взаимодействие реагирующих веществ с катализатором определяет реакционный путь. Если энергии активных комплексов всех стадий реакционного пути с участием катализатора ниже энергии активного комплекса реакции без катализатора (т. е.

,

и E₃ ниже E₁ ), то участие катализатора приведёт к увеличению скорости (положительный К.). Во многих случаях К. ускорение реакции достигается благодаря появлению богатых энергией частиц в процессе самой реакции, причём их концентрация может превосходить равновесную (см. Цепные реакции ). Например, каталитическое воздействие воды на окисление окиси углерода связано с развитием реакционных путей с участием гидроксильных групп и атомов водорода. Отрицательный К. часто связан с прекращением цепной реакции вследствие обрыва цепей при взаимодействии отрицательного катализатора с активными частицами. Примером может служить замедляющее влияние кислорода на соединение водорода с хлором.

  Характер промежуточного химического взаимодействия при К. весьма разнообразен. Обычно различают две группы каталитических процессов: кислотно-основной (гетеролитический) и окислительно-восстановительный (гомолитический). В процессах первой группы происходит промежуточное кислотно-основное взаимодействие реагирующих веществ с катализатором, например переход протона от катализатора к реагирующим веществам или наоборот. На последующих стадиях протон перемещается в обратном направлении, и катализатор восстанавливает свой состав. При К. апротонными кислотами взаимодействие осуществляется через свободную пару электронов реагирующего вещества. Примерами кислотно-основного К. могут служить гидролиз сложных эфиров, ускоряемый кислотами; гидратация олефинов в присутствии фосфорно-кислотных катализаторов; изомеризация и крекинг углеводородов на алюмосиликатных катализаторах; алкилирование; полимеризация и многие другие реакции. При реакциях окислительно-восстановительного К. промежуточное взаимодействие связано с электронными переходами между катализатором и реагирующими веществами. К этой группе относятся окисление двуокиси серы в трёхокись в производстве серной кислоты; окисление аммиака до окиси азота при получении азотной кислоты; многочисленные процессы парциального окисления органических соединений, например этилена в окись этилена, нафталина во фталевый ангидрид; гидрогенизация; дегидрогенизация; циклизация и ароматизация углеводородов; разложение перекиси водорода и многие др. Каталитической активностью в отношении окислительно-восстановительных реакций обладают преимущественно металлы 4-, 5- и 6-го периодов системы Д. И. Менделеева, имеющие недостроенную d -оболочку электронов, их соединения и в меньшей мере соединения элементов с достраивающейся f -оболочкой (лантаноиды и актиноиды).