Разлагане на водороден пероксид под въздействието на катализатори. Изследване на скоростта на реакцията на разлагане на водороден пероксид в присъствието на катализатор с помощта на газометричен метод. V. Черен оловен сулфид и водороден пероксид
Много изследователи от 19-ти век, които са получили чист водороден пероксид, отбелязват опасностите от това съединение. И така, когато се опитали да разделят Н
2 O 2 от вода чрез екстракция от разредени разтвори с диетилов етер, последвано от дестилация на летливия етер, полученото вещество понякога експлодира без видима причина. В един от тези експерименти немският химик Ю.В. Брюл получи безводен H 2 O 2 , който миришеше на озон и експлодираше при докосване от незалепена стъклена пръчка. Въпреки малките количества H 2 O 2 (общо 12 мл) експлозията е била с такава сила, че е пробила кръгла дупка в дъската на масата, унищожила е съдържанието на чекмеджето й, както и стоящите на масата и в близост бутилки и инструменти.Физични свойства. Чистият водороден пероксид е много различен от познатия 3% разтвор на H 2 O 2 , който се намира в домашната аптечка. На първо място, той е почти един и половина пъти по-тежък от водата (плътността при 20°C е 1,45 g/cm 3). H2O2 замръзва при температура малко по-ниска от точката на замръзване на водата при минус 0,41 ° C, но ако бързо охладите чиста течност, тя обикновено не замръзва, а се преохлажда, превръщайки се в прозрачна стъклена маса. Решения H 2 O 2 замръзва при много по-ниска температура: 30% разтвор при минус 30° C и 60% разтвор при минус 53° C. Кипи H 2 O 2 при температура по-висока от обикновената вода, при 150,2 ° C. Намокря стъкло H 2 O 2 по-лошо от водата и това води до интересен феномен по време на бавната дестилация на водни разтвори: докато водата се дестилира от разтвора, тя, както обикновено, тече от хладилника към приемника под формата на капки; кога започва да дестилира 2 O 2 , течността излиза от хладилника под формата на непрекъсната тънка струйка. По кожата чистият водороден прекис и концентрираните му разтвори оставят бели петна и предизвикват усещане за парене поради тежко химическо изгаряне.В статия, посветена на производството на водороден прекис, Тенард не е сравнил много успешно това вещество със сироп;
2 O 2 , като захарен сироп, силно пречупва светлината. Наистина, индексът на пречупване на безводен H 2 O 2 (1.41) е много по-голямо от това на водата (1.33). Въпреки това, или в резултат на погрешно тълкуване, или поради лош превод от френски, почти всички учебници все още пишат, че чистият водороден пероксид е „гъста, сиропообразна течност“ и дори обясняват това теоретично с образуването на водородни връзки. Но водата също образува водородни връзки. Всъщност вискозитетът на N 2 O 2 същата като тази на леко охладената (до около 13 ° C) вода, но не може да се каже, че хладната вода е гъста като сироп.Реакция на разлагане. Чистият водороден пероксид е много опасно вещество, тъй като при определени условия е възможно неговото експлозивно разлагане: H 2 O 2 ® H 2 O + 1/2 O 2 отделяйки 98 kJ на mol H 2 O 2 (34 g). Това е много голяма енергия: тя е по-голяма от тази, която се освобождава, когато 1 мол HCl се образува по време на експлозията на смес от водород и хлор; достатъчно е да се изпари напълно 2,5 пъти повече вода, отколкото се образува при тази реакция. Концентрираните водни разтвори на H също са опасни 2 O 2 , в тяхно присъствие много органични съединения лесно се запалват спонтанно и при удар такива смеси могат да експлодират. За съхраняване на концентрирани разтвори използвайте съдове от особено чист алуминий или парафинирани стъклени съдове.По-често срещате по-малко концентриран 30% разтвор на H
2 O 2 , който се нарича перхидрол, но такъв разтвор също е опасен: причинява изгаряния на кожата (при действие кожата веднага побелява поради обезцветяването на оцветяващите вещества), а при навлизане на примеси е възможно експлозивно кипене. Разлагане H 2 O 2 и неговите разтвори, включително експлозивни, се причиняват от много вещества, например йони на тежки метали, които в този случай играят ролята на катализатор, и дори прахови частици. 2 O 2 се обясняват със силната екзотермичност на реакцията, верижния характер на процеса и значително намаляване на енергията на активиране на разлагането на H 2 O 2 в присъствието на различни вещества, както може да се съди по следните данни:Ензимът каталаза се намира в кръвта; Благодарение на него фармацевтичният „водороден прекис“ „кипи“ от отделянето на кислород, когато се използва за дезинфекция на порязан пръст. Реакцията на разлагане на концентриран разтвор на H 2 O 2 не само хората използват каталаза; Именно тази реакция помага на бръмбара бомбардировач да се бори с враговете, като пуска горещ поток към тях ( см . ЕКСПЛОЗИВИ). Друг ензим, пероксидазата, действа по различен начин: той не разгражда H 2 O 2 , но в негово присъствие се получава окисление на други вещества с водороден прекис.Ензимите, които влияят на реакциите на водородния пероксид, играят важна роля в живота на клетката. Енергията се доставя на тялото чрез окислителни реакции, включващи кислород, идващ от белите дробове. В тези реакции Н се образува междинно
2 O 2 , което е вредно за клетката, тъй като причинява необратими увреждания на различни биомолекули. Каталазата и пероксидазата работят заедно, за да превърнат H 2 O 2 във вода и кислород.H реакция на разлагане
2 O 2 често протича чрез механизъм на радикална верига ( см. ВЕРИЖНИ РЕАКЦИИ), докато ролята на катализатора е да инициира свободните радикали. Така в смес от водни разтвори на Н 2 O 2 и Fe 2+ (т.нар. реагент на Fenton) протича реакция на трансфер на електрони от Fe йона 2+ на молекула H 2 O 2 с образуването на Fe йон 3+ и много нестабилен радикален анион . , който веднага се разпада на ОН анион и свободен хидроксилен радикал ОН. ( см. СВОБОДНИ РАДИКАЛИ). Радикален HE. много активен. Ако в системата има органични съединения, тогава са възможни различни реакции с хидроксилни радикали. По този начин ароматните съединения и хидрокси киселините се окисляват (бензенът, например, се превръща във фенол), ненаситените съединения могат да прикрепят хидроксилни групи към двойната връзка: CH 2 =CHCH2OH + 2OH. ® NOCH 2 CH(OH)CH 2 OH и може да влезе в реакция на полимеризация. При липса на подходящи реактиви, OH. реагира с H2O2 с образуването на по-малко активен радикал HO 2 . , който е способен да редуцира Fe йони 2+ , който затваря каталитичния цикъл: H 2 O 2 + Fe 2+ ® Fe 3+ + OH . + О О О . + H2O2® H 2 O + HO 2 .HO 2 . + Fe 3+
® Fe 2+ + O 2 + H + ® H 2 O. При определени условия е възможно верижно разлагане на H 2 O 2 , чийто опростен механизъм може да бъде представен от диаграмата. + H2O2® H 2 O + HO 2 . 2 . +H2O2® H 2 O + O 2 + OH . и т.н.H реакции на разлагане
2 O 2 възникват в присъствието на различни метали с променлива валентност. Когато са свързани в комплексни съединения, те често значително засилват своята активност. Например, медните йони са по-малко активни от железните йони, но са свързани в амонячни комплекси 2+ , те причиняват бързо разлагане на H 2 O 2 . Mn йони имат подобен ефект 2+ свързани в комплекси с определени органични съединения. В присъствието на тези йони беше възможно да се измери дължината на реакционната верига. За да направим това, първо измерихме скоростта на реакцията чрез скоростта на отделяне на кислород от разтвора. След това много ниска концентрация (около 10 5 mol/l) инхибитор вещество, което ефективно реагира със свободните радикали и по този начин прекъсва веригата. Освобождаването на кислород веднага спря, но след около 10 минути, когато целият инхибитор беше изразходван, се възобнови отново със същата скорост. Познавайки скоростта на реакцията и скоростта на прекъсване на веригата, е лесно да се изчисли дължината на веригата, която се оказа равна на 10 3 връзки Голямата дължина на веригата определя високата ефективност на разграждането на H 2 O 2 в присъствието на най-ефективните катализатори, които генерират свободни радикали с висока скорост. За дадена дължина на веригата скоростта на разлагане H 2 O 2 всъщност се увеличава хиляди пъти.Понякога забележимо разлагане на H
2 O 2 причиняват дори следи от примеси, които са почти неоткриваеми аналитично. Така един от най-ефективните катализатори се оказа зол на метален осмий: неговият силен каталитичен ефект се наблюдава дори при разреждане 1:10 9 , т.е. 1 g Os на 1000 тона вода. Активни катализатори са колоидни разтвори на паладий, платина, иридий, злато, сребро, както и твърди оксиди на някои метали MnO 2, Co 2 O 3, PbO 2 и т.н., които сами по себе си не се променят. Разлагането може да протече много бързо. Така че, ако малка щипка MnO 2 капнете в епруветка с 30% разтвор на Н 2 O 2 , колона пара избухва от епруветката с пръски течност. При по-концентрирани разтвори се получава експлозия. Разлагането протича по-тихо на повърхността на платината. В този случай скоростта на реакцията е силно повлияна от състоянието на повърхността. Немският химик Валтер Спринг провежда в края на 19в. такова преживяване. В старателно почистена и полирана платинена чаша реакцията на разлагане на 38% разтвор на H 2 O 2 не отиде дори при нагряване до 60° C. Ако направите едва забележима драскотина по дъното на чашата с игла, тогава вече студеният (при 12° C) разтвор започва да отделя кислородни мехурчета на мястото на драскотината и при нагряване разлагането на това място значително се засилва. Ако в такъв разтвор се въведе пореста платина, която има много голяма повърхност, тогава е възможно експлозивно разлагане.Бързото разлагане на H
2 O 2 може да се използва за ефективен лекционен експеримент, ако към разтвора се добави повърхностно активно вещество (сапун, шампоан) преди добавяне на катализатора. Освободеният кислород създава богата бяла пяна, която е наречена „паста за зъби на слон“.Някои катализатори инициират неверижно разлагане на H
2 O 2, например: H 2 O 2 + 2I + 2H + ® 2H 2 O + I 2 ® 2I + 2H + + O 2. Неверижна реакция възниква и при окисление на Fe йони 2+ в киселинни разтвори: 2FeSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 ® Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O. Тъй като водните разтвори почти винаги съдържат следи от различни катализатори (металните йони, съдържащи се в стъклото, също могат да катализират разлагането), разтворите на H 2 O 2 , дори разреден, при дългосрочно съхранение се добавят инхибитори и стабилизатори, които свързват металните йони. В този случай разтворите са леко подкислени, тъй като действието на чиста вода върху стъклото произвежда слабо алкален разтвор, който насърчава разлагането на H 2 O 2 . Всички тези характеристики на разлагането на H 2 O 2 позволи противоречието да бъде разрешено. За получаване на чист H 2 O 2 необходимо е да се извърши дестилация при понижено налягане, тъй като веществото се разлага при нагряване над 70 ° C и дори, макар и много бавно, при стайна температура (както е посочено в Химическата енциклопедия, със скорост от 0,5% годишно). В този случай, как е получена точката на кипене при атмосферно налягане от 150,2° C, която се появява в същата енциклопедия? Обикновено в такива случаи се използва физикохимичен закон: логаритъмът на налягането на парите на течност зависи линейно от обратната температура (по скалата на Келвин), така че ако точно измерите налягането на парите H 2 O 2 при няколко (ниски) температури е лесно да се изчисли при каква температура това налягане ще достигне 760 mm Hg. И това е точката на кипене при нормални условия.Теоретично ОН радикали
. може да се образува и при липса на инициатори, в резултат на разкъсване на по-слаба OO връзка, но това изисква доста висока температура. Въпреки сравнително ниската енергия на разкъсване на тази връзка в молекулата Н 2 O 2 (равно е на 214 kJ/mol, което е 2,3 пъти по-малко, отколкото за HOH връзката във водна молекула), OO връзката все още е достатъчно силна, за да може водородният пероксид да бъде абсолютно стабилен при стайна температура. И дори при точка на кипене (150°C) трябва да се разлага много бавно. Изчислението показва, че когатоПри тази температура разлагането от 0,5% също трябва да става доста бавно, дори ако дължината на веригата е 1000 връзки. Несъответствието между изчисленията и експерименталните данни се обяснява с каталитичното разлагане, причинено от най-малките примеси в течността и стените на реакционния съд. Следователно, енергията на активиране на разлагането на H, измерена от много автори 2 O 2 винаги значително по-малко от 214 kJ/mol дори „при липса на катализатор“. Всъщност катализаторът на разлагане винаги присъства, както под формата на незначителни примеси в разтвора, така и под формата на стените на съда, поради което нагряването на безводен H 2 O 2 до кипене при атмосферно налягане многократно причинява експлозии.При някои условия разлагането на H
2 O 2 се случва много необичайно, например, ако загреете разтвор на Н 2 O 2 в присъствието на калиев йодат KIO 3 , то при определени концентрации на реагентите се наблюдава колебателна реакция, като отделянето на кислород периодично спира и след това се възобновява с период от 40 до 800 секунди.Химични свойства на H 2 O 2 . Водородният пероксид е киселина, но много слаба. Константа на дисоциация H 2 O 2 H + + HO 2 при 25° C е равно на 2,4 10 12 , което е с 5 порядъка по-малко, отколкото за H 2 S. Средни соли H 2 O 2 алкалните и алкалоземните метали обикновено се наричат пероксиди ( см. ПЕРОКСИДИ). При разтваряне във вода те се хидролизират почти напълно: Na 2 O 2 + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 O 2 . Хидролизата се насърчава чрез подкисляване на разтворите. Като киселина H 2 O 2 също образува киселинни соли, например Ba(HO 2) 2, NaHO 2 и т.н. Киселинните соли са по-малко податливи на хидролиза, но лесно се разлагат при нагряване, освобождавайки кислород: 2NaHO 2 ® 2NaOH + O 2 . Освободен алкал, както в случая с H 2 O 2 , насърчава разграждането.Решения H
2 O 2 , особено концентрираните, имат силно окислително действие. Така под въздействието на 65% разтвор на H 2 O 2 върху хартия, дървени стърготини и други запалими вещества те се запалват. По-малко концентрираните разтвори обезцветяват много органични съединения, като индиго. Окисляването на формалдехид се случва необичайно: H 2 O 2 се редуцира не до вода (както обикновено), а до свободен водород: 2HCHO + H 2 O 2 ® 2НСООН + Н 2 . Ако вземете 30% разтвор на H 2 O 2 и 40% разтвор на HCHO, след което след леко нагряване започва бурна реакция, течността кипи и се пени. Окислителният ефект на разредените разтвори на H 2 O 2 е най-силно изразен в кисела среда, например H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2 , но окисляването е възможно и в алкална среда:Na + H 2 O 2 + NaOH® Na 2; 2K 3 + 3H 2 O 2® 2KCrO 4 + 2KOH + 8H 2 O. Окисляване на черен оловен сулфид до бял сулфат PbS+ 4H 2 O 2 ® PbSO 4 + 4H 2 O може да се използва за възстановяване на обезцветена оловна бяла върху стари картини. Под въздействието на светлината се извършва окисление на солна киселина: H 2 O 2 + 2HCl® 2H 2 O + Cl 2 . Добавяне на H2O2 към киселини значително увеличава ефекта им върху металите. По този начин, в смес от H 2 O 2 и разредете H 2 SO 4 медта, среброто и живакът се разтварят; йодът в кисела среда се окислява до периодна киселина HIO 3 , серен диоксид към сярна киселина и др.Необичайно е, че окисляването на калиево-натриевата сол на винената киселина (рошелска сол) става в присъствието на кобалтов хлорид като катализатор. По време на реакцията KOOC(CHOH)
2 COONa + 5H 2 O 2® KHCO3 + NaHCO3 + 6H2O + 2CO2розов CoCl 2 променя цвета си в зелено поради образуването на комплексно съединение с тартарат, анион на винената киселина. Докато реакцията протича и тартаратът се окислява, комплексът се разрушава и катализаторът отново става розов. Ако се използва меден сулфат като катализатор вместо кобалтов хлорид, междинното съединение, в зависимост от съотношението на изходните реагенти, ще бъде оцветено в оранжево или зелено. След като реакцията приключи, синият цвят на медния сулфат се възстановява.Водородният пероксид реагира съвсем различно в присъствието на силни окислители, както и вещества, които лесно отделят кислород. В такива случаи Н
2 O 2 може също да действа като редуциращ агент с едновременното освобождаване на кислород (т.нар. редуктивно разлагане на H 2 O 2 ), например: 2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4® K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O;Ag 2 O + H 2 O 2
® 2Ag + H2O + O2; O 3 + H 2 O 2 ® H 2 O + 2O 2; ® NaCl + H 2 O + O 2 . Последната реакция е интересна, защото произвежда възбудени кислородни молекули, които излъчват оранжева флуоресценция ( см. ХЛОР АКТИВ). По същия начин металното злато се отделя от разтвори на златни соли, металният живак се получава от живачен оксид и т.н. Такова необичайно свойство 2 O 2 позволява, например, да се извърши окислението на калиев хексацианоферат (II) и след това, чрез промяна на условията, да се възстанови реакционният продукт до първоначалното съединение, като се използва същият реагент. Първата реакция протича в кисела среда, втората в алкална среда:2K 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4® 2K3 + K2SO4 + 2H2O;2K3 + H2O2 + 2KOH
® 2K 4 + 2H 2 O + O 2.(„Двойствен характер“ Н 2 O 2 позволи на един учител по химия да сравни водородния прекис с героя от историята на известния английски писател Стивънсън Странният случай на д-р Джекил и г-н Хайд, под влияние на изобретената от него композиция, той може драстично да промени характера си, превръщайки се от уважаван джентълмен в кръвожаден маниак.)Получаване на H 2 O 2.Молекули H 2 O 2 винаги се получават в малки количества при горенето и окисляването на различни съединения. При изгаряне на H 2 O 2 се образува или чрез абстракция на водородни атоми от изходните съединения чрез междинни хидропероксидни радикали, например: HO 2 . + CH 4 ® H 2 O 2 + CH 3 . , или в резултат на рекомбинация на активни свободни радикали: 2OH. ® Н 2 О 2 , Н . + НО 2 . ® H 2 O 2 . Например, ако кислородно-водороден пламък се насочи към парче лед, тогава разтопената вода ще съдържа забележими количества H 2 O 2 , образувани в резултат на рекомбинацията на свободните радикали (в пламъка на молекулата Н 2 O 2 разпада се веднага). Подобен резултат се получава при изгаряне на други газове. Образование Н 2 O 2 може да възникне и при ниски температури в резултат на различни редокс процеси.В индустрията водородният прекис отдавна вече не се произвежда по метода Tenara от бариев прекис, но се използват по-модерни методи. Един от тях е електролизата на разтвори на сярна киселина. В този случай на анода сулфатните йони се окисляват до персулфатни йони: 2SO
4 2 2e ® S 2 O 8 2 . След това надсярната киселина се хидролизира: H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O® H 2 O 2 + 2H 2 SO 4 . На катода, както обикновено, се получава отделяне на водород, така че общата реакция се описва с уравнението 2H 2 O ® H 2 O 2 + H 2 . Но основният съвременен метод (над 80% от световното производство) е окисляването на някои органични съединения, например етилантрахидрохинон, с атмосферен кислород в органичен разтворител, докато H2 се образува от антрахидрохинон 2 O 2 и съответния антрахинон, който след това се редуцира отново с водород върху катализатора до антрахидрохинон. Водородният пероксид се отстранява от сместа с вода и се концентрира чрез дестилация. Подобна реакция възниква при използване на изопропилов алкохол (протича с междинното образуване на хидропероксид): (CH 3) 2 CHOH + O 2 ® (CH 3) 2 C(UN) OH ® (CH 3) 2 CO + H 2 O 2 . Ако е необходимо, полученият ацетон може също да се редуцира до изопропилов алкохол.Приложение на H 2 O 2. Водородният прекис се използва широко и глобалното му производство възлиза на стотици хиляди тонове годишно. Използва се за производство на неорганични пероксиди, като окислител за ракетни горива, в органични синтези, за избелване на масла, мазнини, тъкани, хартия, за пречистване на полупроводникови материали, за извличане на ценни метали от руди (например уран чрез превръщане на неговата неразтворима форма в разтворим), за пречистване на отпадъчни води. В медицината разтворите N 2 O 2 използва се за изплакване и смазване при възпалителни заболявания на лигавиците (стоматит, болки в гърлото), за лечение на гнойни рани. Калъфите за контактни лещи понякога имат много малко количество платинен катализатор, поставен в капака. За дезинфекция лещите се пълнят в молив с 3% разтвор на Н 2 O 2 , но тъй като този разтвор е вреден за очите, след известно време моливът се обръща. В този случай катализаторът в капака бързо разлага H 2 O 2 за чиста вода и кислород.Някога беше модерно да се обезцветява косата с "пероксид"; сега има по-безопасни съединения за боядисване на коса.
В присъствието на определени соли, водородният пероксид образува вид твърд „концентрат“, който е по-удобен за транспортиране и използване. Така че, ако добавите H към много охладен наситен разтвор на натриев борат (боракс)
2 O 2 в присъствието на големи прозрачни кристали на натриев пероксоборат Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Това вещество се използва широко за избелване на тъкани и като компонент на перилни препарати. Молекули H 2 O 2 , подобно на водните молекули, са в състояние да проникнат в кристалната структура на солите, образувайки нещо като кристални хидрати пероксохидрати, например K 2 CO 3 3H 2 O 2, Na 2 CO 3 1.5H 2 О; последното съединение е известно като "персол".Така нареченият "хидроперит" CO(NH
2) 2 H 2 O 2 е клатратно съединение на включване на Н молекули 2 O 2 в кухините на кристалната решетка на уреята.В аналитичната химия водородният пероксид може да се използва за определяне на някои метали. Например, ако водороден пероксид се добави към разтвор на титанова (IV) сол титанил сулфат, разтворът става ярко оранжев поради образуването на пертитанова киселина:
TiOSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2® Н 2 + Н 2 О.Безцветен молибдатен йон MoO 4 2 се окислява от H 2 O 2 в интензивно оранжев пероксиден анион. Подкислен разтвор на калиев дихромат в присъствието на H 2 O 2 образува перхромна киселина: К2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 5 H 2 O 2® H 2 Cr 2 O 12 + K 2 SO 4 + 5H 2O, който се разлага доста бързо: H 2Cr2O12 + 3H2SO4® Cr 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O + 4O 2. Ако добавим тези две уравнения, получаваме реакцията на редукция на калиев дихромат с водороден пероксид:K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5H 2 O 2® Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 9H 2 O + 4O 2.Перхромната киселина може да се екстрахира от воден разтвор с етер (тя е много по-стабилна в етерен разтвор, отколкото във вода). Ефирният слой става интензивно син.Иля Леенсън
ЛИТЕРАТУРА Долгоплоск Б.А., Тинякова Е.И. Генериране на свободни радикали и техните реакции. М., Химия, 1982Химия и технология на водороден пероксид. Л., Химия, 1984
О.С.ЗАЙЦЕВ
КНИГА ПО ХИМИЯ
ЗА УЧИТЕЛИ В СРЕДНОТО УЧИЛИЩЕ,
СТУДЕНТИ ОТ ПЕДАГОГИЧЕСКИ УНИВЕРСИТЕТИ И УЧЕНИЦИ ОТ 9–10 КЛАС,
КОИТО СА РЕШИЛИ ДА СЕ ПОСВЕТЯТ НА ХИМИЯТА И ПРИРОДНИТЕ НАУКИ
УЧЕБНИК ЗАДАЧИ ЛАБОРАТОРНИ ПРАКТИЧЕСКИ НАУЧНИ РАЗКАЗИ ЗА ЧЕТЕНЕ
Продължение. Виж No 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22/2004
§ 8.1 Редокс реакции
(продължение)
ЗАДАЧИ И ВЪПРОСИ
1. Използвайки електронно-йонния метод за избор на стехиометрични коефициенти, съставете уравнения за редокс реакции, които протичат съгласно следните схеми (формулата на водата не е посочена):
Моля, имайте предвид, че съединенията включват органични вещества! Опитайте се да намерите коефициенти, като използвате степени на окисление или валентности.
2.
Изберете произволни уравнения на две електродни реакции:
Съставете едно обобщено уравнение от двете написани уравнения на електродни процеси. Назовете окислителя и редуктора. Изчислете ЕМП на реакцията, нейната Жи равновесната константа. Направете заключение за посоката на изместване на равновесието на тази реакция.
Ако сте забравили какво да правите, припомнете си казаното по-горе. Пишете произволни две уравнения от този списък. Вижте стойностите на техните електродни потенциали и пренапишете едно от уравненията в обратна посока. Кой, защо и защо?Не забравяйте, че броят на дадените и получените електрони трябва да е равен, умножете коефициентите по определено число (който?)и сумирайте двете уравнения. Електродните потенциали също се сумират, но не се умножават по броя на електроните, участващи в процеса. Положителната стойност на ЕМП показва възможността за реакция. За изчисление Жи равновесни константи, заменете стойността на EMF, която сте изчислили, във формулите, които бяха получени по-рано.
3. Стабилен ли е водният разтвор на калиев перманганат? Въпросът може да се формулира по различен начин, както следва: перманганатният йон ще реагира ли с вода, за да образува кислород, ако
4. Окисляването с кислород на въздуха във воден разтвор се описва с уравнението:
O 2 + 4H + + 4 д= 2H 2 O, д= 0,82 V.
Определете дали е възможно да окислите веществата, записани от дясната страна на което и да е уравнение в задача 2, с кислород на въздуха Редуциращите агенти са записани от дясната страна на тези уравнения. Учителят ще ви каже номера на уравнението.
Може да намерите тази задача трудна за изпълнение. Това е основният недостатък на вашия характер - изглежда ви, че задачата е невъзможна и веднага се отказвате да се опитвате да я решите, въпреки че имате всички необходими знания. В този случай трябва да напишете уравнението за реакцията между кислородни и водородни йони и уравнението, което ви интересува. Вижте коя реакция има по-голяма способност да отдава електрони (нейният потенциал трябва да е по-отрицателен или по-малко положителен), пренапишете нейното уравнение в обратна посока, като обърнете знака на електродния потенциал и сумирайте с другото уравнение. Положителната стойност на ЕМП ще покаже възможността за реакция.
5.
Напишете уравнението за реакцията между перманганатен йон и водороден пероксид H 2 O 2. Реакцията произвежда Mn 2+ и O 2 . Какви шансове получихте?
И измислих следното уравнение:
7H 2 O 2 + 2 + 6H + = 2Mn 2+ + 6O 2 + 10H 2 O.
Намерете грешката, ако съм направил такава, или обяснете защо вашите шансове са различни. Тази задача има за цел да тества вашата интелигентност и знания по материали от други раздели на химията.
Реакцията на перманганатен йон с водороден пероксид в кисел разтвор (сярна киселина) може да бъде представена с няколко уравнения с различни коефициенти, например:
5H 2 O 2 + 2 + 6H + = 2Mn 2+ + 5O 2 + 8H 2 O,
7H 2 O 2 + 2 + 6H + = 2Mn 2+ + 6O 2 + 10H 2 O,
9H 2 O 2 + 2 + 6H + = 2Mn 2+ + 7O 2 + 12H 2 O.
Посочете причината за това и напишете поне още едно уравнение за реакцията на перманганатен йон с водороден прекис.
Ако сте успели да обясните причината за такова странно явление, обяснете причината за възможността да напишете следните уравнения:
3H 2 O 2 + 2 + 6H + = 2Mn 2+ + 4O 2 + 6H 2 O,
H 2 O 2 + 2 + 6H + = 2Mn 2+ + 3O 2 + 4H 2 O.
Могат ли реакциите да протичат според тези две уравнения?
Отговор.Реакцията на перманганатни йони с водороден прекис се наслагва върху паралелната реакция на разлагане на водороден прекис:
2H 2 O 2 = O 2 + 2H 2 O.
Можете да сумирате основното уравнение на реакцията с безкрайно голям брой от това уравнение и да получите много уравнения с различни стехиометрични коефициенти.
6. Тази задача може да послужи като тема на есе или доклад.
Обсъдете възможността за реакция на редукция на Fe 3+ йони с водороден пероксид във воден разтвор:
2Fe 3+ + H 2 O 2 = 2Fe 2+ + O 2 + 2H +.
Изчислете ЕМП на реакцията, нейната Жи равновесната константа при използване на стандартни електродни потенциали:
Изследване на зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията на компонентите показа, че когато индивидуалната концентрация на Fe 3+ или H 2 O 2 се удвои, скоростта на реакцията се удвоява. Какво е кинетичното уравнение за реакцията? Определете как ще се промени скоростта на реакцията, когато концентрацията на Fe 3+ или H 2 O 2 се увеличи три пъти. Предскажете как ще се промени скоростта на реакцията, когато разтворът се разреди два или десет пъти с вода.
Предложен е следният механизъм на реакция:
H 2 O 2 = H + H + (бърз),
Fe 3+ + H = Fe 2+ + HO 2 (бавно),
Fe 3+ + HO 2 = Fe 2+ + H + + O 2 (бърз).
Докажете, че този механизъм не противоречи на разгледаната по-горе зависимост на скоростта от концентрациите на реагентите. Кой етап е ограничаващ? Каква е неговата молекулярност и какъв е неговият ред? Какъв е общият ред на реакцията? Обърнете внимание на съществуването на сложни йони и молекули като Н и HO 2 и че всяка реакция произвежда две или дори три частици. (Защо няма етапи с образуването на една частица?)
7. Преведете на руски.
Важен тип реакция е реакцията на пренос на електрон, известна също като окислително-редукционна или редокс реакция. При такава реакция изглежда, че един или повече електрони се прехвърлят от един атом към друг. Окисляване е дума, която първоначално е означавала комбинация с кислороден газ, но толкова много други реакции са забелязани като подобни на реакции с кислород, че терминът в крайна сметка е разширен, за да се отнася до всяка реакция, при която вещество или вид губи електрони. Редукцията е получаване на електрони. Терминът изглежда произхожда от металургичната терминология: редукция на руда до нейния метал. Редукцията е точно обратното на окисляването. Окислението не може да се осъществи, без да има редукция, свързана с него; тоест електроните не могат да бъдат загубени, освен ако нещо друго не ги спечели.
ЛАБОРАТОРНИ ИЗСЛЕДВАНИЯ
Задачите, които ви се предлагат, както и досега, са кратки изследователски работи. За експериментите бяха избрани реакции, които са важни не само в химията, но и в екологията. Изобщо не е необходимо да изпълнявате всички експерименти - изберете тези, които ви интересуват. Препоръчително е да се работи в малки групи (2-3 души). Това намалява времето за експериментиране, избягва грешките и, най-важното, ви позволява да участвате в научна комуникация, която развива научния език.
1. Редокс свойства на водородния пероксид.
Водородният прекис H 2 O 2 е най-важният окислител, който се използва в бита, в технологиите и при пречистване на водата от органични замърсители. Водородният прекис е екологично чист окислител, т.к неговите разпадни продукти - кислород и вода - не замърсяват околната среда. Известна е ролята на водородния пероксид и пероксидните органични съединения в биологичните окислително-редукционни процеси.
3–6% разтвори на водороден прекис за битови и образователни цели обикновено се приготвят от 30% разтвор чрез разреждане с вода. Водородният пероксид се разлага по време на съхранение, освобождавайки кислород (не може да се съхранява в плътно затворени контейнери!). Колкото по-ниска е концентрацията на водороден пероксид, толкова по-стабилен е той. За да забавите разлагането, добавете фосфорна, салицилова киселина и други вещества. Солите на желязото, медта, мангана и ензима каталаза имат особено силно въздействие върху водородния прекис.
3% разтвор на водороден прекис се използва в медицината за измиване на устата и гаргара при стоматит и болки в гърлото.
Нарича се 30% разтвор на водороден прекис перхидрол. Перхидролът не е експлозивен. Когато перхидролът попадне върху кожата, причинява изгаряния, парене, сърбеж и образуване на мехури, а кожата побелява. Изгореното място трябва бързо да се изплакне с вода. Перхидролът се използва в медицината за лечение на гнойни рани и за лечение на венци при стоматит. В козметологията се използва за премахване на старчески петна по кожата на лицето. Петната от водороден прекис върху дрехите не могат да бъдат премахнати. Водородният пероксид в текстилната промишленост се използва за избелване на вълна и коприна, както и на кожи.
Производството на концентрирани (90–98%) разтвори на водороден прекис непрекъснато нараства. Такива разтвори се съхраняват в алуминиеви контейнери с добавяне на натриев пирофосфат Na 4 P 2 O 7 . Концентрираните разтвори могат да се разложат експлозивно. Концентриран разтвор на водороден пероксид върху оксиден катализатор при 700 °C се разпада на водна пара и кислород, който служи като окислител за гориво в реактивни двигатели.
Водородният пероксид може да проявява както окислителни, така и редуциращи свойства.
Ролята на окислител за водороден пероксид е по-типична:
H 2 O 2 + 2H + + 2 д= 2H 2 O,
например в реакция:
2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
Водороден пероксид като редуциращ агент:
1) в кисела среда:
H 2 O 2 – 2 д= О2 + 2Н+;
2) в основна (алкална) среда:
H 2 O 2 + 2OH - – 2 д= O 2 + 2H 2 O.
Примери за реакции:
1) в кисела среда:
2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2 O;
2) в основната среда:
2KMnO 4 + H 2 O 2 + 2KOH = 2K 2 MnO 4 + O 2 + 2H 2 O
Окислителните свойства на водородния прекис са по-изразени в кисела среда, а редукционните свойства са по-изразени в алкална среда.
1а. Разлагане на водороден прекис.
Изсипете 2–3 ml разтвор на водороден прекис в епруветка и загрейте разтвора на водна баня. Изпускането на газ трябва да започне. (Кое?)Докажете експериментално, че това е точно този газ, който очаквате да получите.
Пуснете зрънце манганов диоксид в друга епруветка с разтвор на водороден прекис. Докажете, че се отделя същият газ.
Напишете уравнението за разлагане на водороден пероксид и отделно уравненията за приемане и освобождаване на електрони. Какъв тип редокс реакция е това?
Изчислете ЕМП на реакцията, ако:
Коя от тези две реакции има по-голяма способност да отдава електрони и трябва да се пренапише в обратната посока? От стойността на едс на реакцията изчислете Жреакция и равновесна константа.
Сравнете резултатите с ЖИ равновесна константа, получена от термодинамични данни:
Резултатите от вашите изчисления еднакви ли са? Ако има някакво несъответствие в резултатите, опитайте се да намерите причините.
1б. Откриване на водороден пероксид.
Добавете няколко капки разтвор на водороден прекис към разтвор (2-3 ml) на калиев йодид, разреден и подкислен със сярна киселина. Разтворът ще стане жълто-кафяв. Когато към нея се добавят няколко капки разтвор на нишесте, цветът на сместа моментално става син. Напишете уравнението на реакцията (знаете образуваните вещества!).
Изчислете EMF на реакцията, за да се уверите, че реакцията е възможна (изберете реакцията, от която се нуждаете):
1 век Черен оловен сулфид и водороден пероксид.
Старите майстори са рисували своите картини с бои, приготвени на базата на оловна бяла, която включва белия основен карбонат 2PbCO 3 Pb(OH) 2. С течение на времето оловното бяло става черно и боите на негова основа променят цвета си поради действието на сероводород и се образува черен оловен сулфид PbS. Ако картината се избърше внимателно с разреден разтвор на водороден прекис, оловният сулфид се превръща в бял оловен сулфат PbSO 4 и картината почти напълно възвръща първоначалния си вид.
Изсипете 1–2 ml от 0,1 M разтвор на оловен нитрат Pb(NO 3) 2 или оловен ацетат Pb(CH 3 COO) 2 в епруветка (продава се в аптеките като оловен лосион). Налейте малко разтвор на сероводород или натриев сулфид. Отцедете разтвора от получената черна утайка и го обработете с разтвор на водороден прекис. Напишете уравненията на реакцията.
Всички оловни съединения са отровни!
Една година Приготвяне на разтвор на водороден прекис от хидроперит.
Ако не сте успели да получите разтвор на водороден прекис, тогава за лабораторна работа можете да използвате хидроперит, чиито таблетки можете да закупите в аптеката.
Хидроперитът е сложно съединение на водороден прекис с урея (карбамид) NH 2 CONH 2 H 2 O 2. При разтваряне във вода се получава разтвор на водороден прекис и карбамид NH 2 CONH 2. Разтвор на хидроперит се използва вместо разтвор на водороден прекис като антисептик и при боядисване на коса. За изплакване на устата и гърлото 1 таблетка се разтваря в чаша вода (0,25% разтвор на водороден прекис). Една таблетка хидроперит е с тегло 1,5 g и съответства на 15 ml
(1 супена лъжица) 3% разтвор на водороден прекис.
Изчислете колко таблетки хидроперит трябва да се разтворят в 100 ml вода, за да се получи приблизително 1% разтвор на водороден прекис. Какъв обем кислород (н.о.) може да се получи от една таблетка хидроперит?
Определете експериментално колко милилитра кислород можете да получите от една таблетка хидроперит. Предложете дизайн на устройството и го сглобете. Намалете обема на освободения кислород до нормални условия. За да получите по-точни резултати от изчислението, можете да вземете предвид налягането на парите на водата над разтвора, което при стайна температура (20 °C) е приблизително равно на 2300 Pa.
Водородният пероксид (пероксид) е безцветна, сиропообразна течност с плътност, която се втвърдява при -. Това е много крехко вещество, което може да се разложи експлозивно на вода и кислород, освобождавайки голямо количество топлина:
Водните разтвори на водороден пероксид са по-стабилни; на хладно място могат да се съхраняват доста дълго време. Perhydrol, разтворът, който се продава, съдържа. Той, както и силно концентрираните разтвори на водороден прекис, съдържа стабилизиращи добавки.
Разграждането на водородния пероксид се ускорява от катализатори. Ако, например, хвърлите малко манганов диоксид в разтвор на водороден прекис, възниква бурна реакция и се отделя кислород. Катализаторите, които насърчават разлагането на водороден пероксид, включват мед, желязо, манган, както и йони на тези метали. Следите от тези метали вече могат да причинят гниене.
Водородният пероксид се образува като междинен продукт при изгарянето на водорода, но поради високата температура на водородния пламък той веднага се разлага на вода и кислород.
Ориз. 108. Схема на структурата на молекулата. Ъгълът е близо до , ъгълът е близо до . Дължини на връзките: .
Въпреки това, ако насочите водороден пламък към парче лед, в получената вода могат да се намерят следи от водороден прекис.
Водородният пероксид също се получава чрез действието на атомарния водород върху кислорода.
В промишлеността водородният прекис се произвежда главно чрез електрохимични методи, например анодно окисление на разтвори на сярна киселина или амониев хидрогенсулфат, последвано от хидролиза на получената пероксодисулфурна киселина (виж § 132). Процесите, протичащи в този случай, могат да бъдат представени чрез следната диаграма:
Във водородния прекис водородните атоми са ковалентно свързани с кислородните атоми, между които също има проста връзка. Структурата на водородния пероксид може да бъде изразена със следната структурна формула: H-O-O-H.
Молекулите имат значителна полярност, което е следствие от тяхната пространствена структура (фиг. 106).
В молекулата на водородния пероксид връзките между водородните и кислородните атоми са полярни (поради изместването на споделените електрони към кислорода). Следователно, във воден разтвор, под въздействието на полярни водни молекули, водородният пероксид може да отцепи водородните йони, т.е. има киселинни свойства. Водородният пероксид е много слаба двуосновна киселина във воден разтвор; той се разлага, макар и в малка степен, на йони:
Втори етап на дисоциация
практически не тече. Той се потиска от присъствието на вода, вещество, което се дисоциира, за да образува водородни йони в по-голяма степен от водородния прекис. Въпреки това, когато водородните йони се свържат (например, когато алкали се въвеждат в разтвор), дисоциацията настъпва във втори етап.
Водородният пероксид реагира директно с някои основи, за да образува соли.
По този начин, когато водородният пероксид действа върху воден разтвор на бариев хидроксид, се утаява утайка от бариева сол на водороден пероксид:
Солите на водородния пероксид се наричат пероксиди или пероксиди. Те се състоят от положително заредени метални йони и отрицателно заредени йони, чиято електронна структура може да бъде представена чрез диаграмата:
Степента на окисление на кислорода във водородния прекис е -1, т.е. има междинна стойност между степента на окисление на кислорода във водата и в молекулярния кислород (0). Следователно водородният пероксид има свойствата както на окислител, така и на редуциращ агент, т.е. проявява редокс двойственост. Въпреки това, той се характеризира повече с окислителни свойства, тъй като стандартният потенциал на електрохимичната система
в който той действа като окислител, е равен на 1,776 V, докато стандартният потенциал на електрохимичната система
в който водородният прекис е редуциращ агент, е равен на 0,682 V. С други думи, водородният прекис може да окислява вещества, които не надвишават 1,776 V, и редуцира само тези, които надвишават 0,682 V. Според таблицата. 18 (на страница 277) можете да видите, че първата група включва много повече вещества.
Примери за реакции, в които той служи като окислител, включват окисляването на калиев нитрит
и отделяне на йод от калиев йодид:
Използва се за избелване на тъкани и кожи, използва се в медицината (3% разтвор е дезинфектант), в хранително-вкусовата промишленост (за консервиране на хранителни продукти), в селското стопанство за обработка на семена, както и при производството на редица органични съединения. , полимери и порести материали. Водородният пероксид се използва като силен окислител в ракетната техника.
Водородният прекис се използва и за подновяване на стари маслени картини, които са потъмнели с времето поради превръщането на оловното бяло в черен оловен сулфид под въздействието на следи от сероводород във въздуха. Когато такива картини се измият с водороден пероксид, оловният сулфид се окислява до бял оловен сулфат:
И природни ресурси
Катедра по химия и екология
ИЗСЛЕДВАНЕ НА СКОРОСТТА НА РЕАКЦИЯТА НА РАЗПАДАНЕ
ВОДОРОДЕН ПЕРОКСИД В НАЛИЧИЕТО НА КАТАЛИЗАТОР
ПО ГАЗОМЕТРИЧЕН МЕТОД.
по дисциплина "Физична и колоидна химия"
за специалност 060301.65 − Фармация
Велики Новгород
1 Цел на работата…………………………………………………………………………………..3
2 Основни теоретични положения………………………………………….3
4 Експериментална част…………………………………………………………4
4.1 Разлагане на водороден пероксид в присъствието на манганов диоксид MnO2………..…………………………………………………………………………….4
4.2 Разлагане на водороден пероксид в присъствието на катализатор при температура Т2.................................. ................ ................................. ...................... 6
5 Изисквания към съдържанието на отчета……………………………………………..6
6 Примерни тестови въпроси и задачи……………………………7
1 ЦЕЛИ НА РАБОТАТА
1. Определете константата на скоростта, реда на реакцията, полуживота при температура T1.
2. Постройте графика на количеството освободен O2 спрямо времето и определете графично времето на полуразпад.
3. Определете енергията на активиране на реакцията, изчислете температурния коефициент на скоростта на реакцията.
2 ОСНОВНИ ТЕОРЕТИЧНИ ПОЛОЖЕНИЯ
Използването на водороден прекис в много технологични процеси, медицината и селското стопанство се основава на неговите окислителни свойства. Процесът на разлагане на H2O2 във водни разтвори протича спонтанно и може да бъде представен с уравнението:
Н2О2®Н2О +1/2 О2
Процесът може да се ускори с помощта на катализатор. Това могат да бъдат аниони и катиони, например CuSO4 (хомогенна катализа). Твърдите катализатори (въглища, метали, соли и метални оксиди) също имат ускоряващ ефект върху разграждането на H2O2. Ходът на хетерогенната каталитична реакция на разлагане на H2O2 се влияе от рН на средата, състоянието на повърхността и каталитичните отрови, например C2H5OH, CO, HCN, H2S.
В клетките на растенията, животните и хората също се случва каталитично разлагане на водороден прекис. Процесът се осъществява под действието на ензимите каталаза и пероксидаза, които за разлика от катализаторите с небиологичен характер имат изключително висока каталитична активност и специфичност на действие.
Разграждането на H2O2 е съпроводено с отделяне на O2. Обемът на отделения кислород е пропорционален на количеството разложен водороден пероксид. Работата използва газометричен метод.
3 ИЗИСКВАНИЯ ЗА БЕЗОПАСНОСТ
При извършване на тази лабораторна работа трябва да спазвате общите правила за работа в химическа лаборатория.
4 ЕКСПЕРИМЕНТАЛНА ЧАСТ
4.1 Разлагане на водороден прекис в присъствието на манганов диоксидMnO2 .
Преди да започнете експеримента, е необходимо да подготвите катализатор: намажете малко парче стъклена пръчка с BF лепило или нишестена паста. Необходимо е да смажете само края с лепило, изсипете малко прах MnO2 върху стъклото на часовника, докоснете края на пръчката до праха, така че малко количество MnO2 да остане върху стъклото. Лепилото се суши за няколко минути (1-2 минути). Налягането вътре в системата за събиране на H2O2 трябва да се доведе до атмосферно налягане: отворете запушалката на реакционната тръба и използвайте изравнителна колба, за да настроите нивото на водата в бюретата до нула.
Схемата на устройството за измерване на скоростта на разлагане на H2O2 е показана на фиг. 1.
вода
 |
епруветка с H2O2
Gif" width="10">.gif" width="10"> катализатор
Фиг. 1 – Устройство за изследване на кинетиката на разлагане на H2O2.
С помощта на пипета или мерителен цилиндър отмерете 2 ml от 3% разтвор на H2O2 и го изсипете в епруветка 1. Ако експериментът се провежда при стайна температура, подгответе хронометър и таблица за записване на експерименталните данни. Потопете нанесения катализатор парче стъклена пръчка в епруветката. Затворете реакционния съд със запушалка. Запишете обема на отделения кислород първо след 30 секунди, след което интервалът може да се увеличи до 1 минута.
Тъй като нивото на течността в бюретата намалява, изравнителната колба се понижава, така че нивото на течността в бюретата и колбата да не се променя, разликата в нивата е минимална.
Реакцията се счита за завършена, когато нивото на течността в бюретата спре да спада.
Обемът кислород, съответстващ на пълното разлагане на H2O2 –V¥, може да се получи, ако реакционният съд се постави в чаша с гореща вода. След охлаждане на епруветката до стайна температура. След това се определя обемът O2, съответстващ на пълното разлагане на H2O2.
Таблица - Експериментални данни
Ако приемем, че реакцията е от първи ред, константата на скоростта на реакцията се изчислява с помощта на кинетичното уравнение от първи ред:
Въз основа на резултатите от експеримента се изчислява средната стойност на константата на скоростта на реакцията.
Полуживотът на водородния пероксид се изчислява с помощта на уравнението:
t0.5 = 0.693/k като се използва средната стойност на константата на скоростта.
Константата на скоростта и полуживотът се определят графично с помощта на зависимостта Vt = f (t) и ln(V¥ – Vt) = f (t), които са представени на фиг. 2 и фиг. 3. Сравнете резултатите, получени по два метода – аналитичен и графичен.
V¥https://pandia.ru/text/80/128/images/image032_11.gif" width="211" height="12">.gif" width="616" height="64">
t, мента t, мин
Ориз. 2 – Зависимост Vt = f(t) Фиг. 3 – Зависимост ln(V¥ – Vt) = f(t)
4.2 Разлагане на водороден пероксид в присъствието на катализатор при температура Т2
Експериментът се повтаря, като реакционният съд се постави във водна баня или чаша вода с температура Т2 (по указание на учителя). Данните се въвеждат в таблицата:
Познавайки скоростните константи k1 и k2 при две различни температури, можем да изчислим енергията на активиране Ea, използвайки уравнението на Арениус:
Ea = 
Освен това можете да изчислите температурния коефициент, като използвате правилото на Van't Hoff:
k2/k1 = γ ∆t/10
5 ИЗИСКВАНИЯ ЗА СЪДЪРЖАНИЕТО НА ОТЧЕТА
Докладът трябва да съдържа:
1. цел на работата;
2. резултати от измерване на обема на отделения кислород при разлагането на пероксида;
3. изчисляване на константата на скоростта на реакцията и времето на полуразпад (полуконверсия) на водороден пероксид;
4. графика на зависимостта Vt = f(t) и резултатите от графичното определяне на времето на полуразпад на водороден пероксид;
5. графика на ln(V¥ – Vt) = f(t) за определяне на константата на скоростта на реакцията;
6. резултати от измервания на обема на отделения кислород при разлагането на пероксида при повишени температури и изчисляване на константата на скоростта на реакцията;
7. изчисляване на енергията на активиране по уравнението на Арениус и изчисляване на температурния коефициент на скоростта на реакцията по правилото на van’t Hoff;
8. заключения.
6 ПРИМЕРНИ ТЕСТОВИ ВЪПРОСИ И ЗАДАЧИ
1. Константата на скоростта на реакцията зависи от:
а) естеството на реагентите;
б) температура;
в) концентрации на реагентите;
г) време, изминало от началото на реакцията.
2. Ред на реакция
а) формална стойност;
б) определя се само експериментално;
в) може да се изчисли теоретично;
d) е равна на сбора от показателите p + q в уравнението υ = k · CAp · CBq.
3. Енергия на активиране на химична реакция
а) излишък на енергия в сравнение със средната енергия на молекулите, необходима за активиране на сблъсъка между молекулите;
б) зависи от природата на реактивите;
в) измерено в J/mol;
г) се увеличава, когато в системата се въведе катализатор.
4. Времето на полуразпад на определен радиоактивен изотоп е 30 дни. Изчислете времето, след което количеството на изотопа ще бъде 10% от първоначалното.
5. Реакция от първи ред при определена температура протича с 25% за 30 минути. Изчислете времето на полуразпад на изходното вещество.
6. Колко пъти ще се увеличи скоростта на реакцията, когато температурата се повиши с 40K, ако температурният коефициент на скоростта на реакцията е 3?
7. При повишаване на температурата с 40K, скоростта на определена реакция се увеличава с 39,06 пъти. Определете температурния коефициент на скоростта на реакцията.
Разлагането на водороден пероксид под въздействието на катализатор и в присъствието на течен сапун е един от най-красивите химични експерименти. В рускоезичната литература този експеримент няма конкретно име, в англоезичните източници се нарича Elephant's Toothpaste, което в свободен превод звучи като Слонска паста за зъби.
За експеримента се нуждаете от 30-50% водороден прекис (перхидрол), малко течен перилен препарат (който дава много стабилна пяна) и катализатор за разлагане на водороден прекис. Когато пероксидът влезе в контакт с катализатора, кислородът се отделя активно и поради наличието на течен сапун се образува много пяна (за кратко време). Често към сместа се добавят багрила, които оцветяват дунапрена в различни цветове. Струята пяна, която излиза от отвора на колбата или цилиндъра, често наистина прилича на „паста за зъби на слон“.
Различни вещества и смеси могат да се използват като катализатор за разлагането на водороден прекис, например: меден амоняк, калиев йодид и дори суспензия от дрожди.
Вече съм провеждал този експеримент в миналото, но не си направих труда да погледна старите си бележки и в резултат на това първият експеримент не се получи. Взех 7,5 g меден сулфат, добавих към него 30 ml концентриран разтвор на амоняк и разбърках добре. Разтворът се излива в литрова колба, добавят се 50 ml течен препарат за миене на съдове Gala и 80 ml дестилат и се смесва отново. Налях в колбата 100 мл перхидрол, взет от хладилника. Или по-скоро се опитах да го излея: започна бурна реакция, в резултат на което нямах време да добавя около 1/3 от перхидрола. Настъпи бързо разлагане на пероксида, но експериментът се оказа отвратителен: имаше малко пяна.
След това погледнах стари записи. Оказа се, че последния път съм приемал съвсем различни количества вещества:
„В конична колба от 300 ml изсипете 10-20 ml течен препарат за миене на съдове Gala (или друг подобен препарат). В друга колба разтворете 3-4 g меден сулфат в излишък от силен разтвор на амоняк (добавете амоняк, докато медта сулфатът се разтваря напълно). Образува се син меден (II) амоняк:
CuSO 4 + 6NH 3 + 2H 2 O = (OH) 2 + (NH 4) 2 SO 4
Изсипете разтвора на меден амоняк в колбата с детергента и разбъркайте добре. Поставете колбата на масата и бързо добавете към нея 50-100 ml 30-50% разтвор на водороден прекис. Ще има силно отделяне на газ. От колбата ще изригне фонтан от пяна. Цялото пространство около колбата ще се запълни с голяма буца пяна за няколко секунди. От пяната ще се издигне пара - реакцията на разлагане на водородния пероксид протича с отделяне на топлина. В нашите експерименти височината и ширината на получената пяна бяха около 60 см."
С други думи, трябваше да се вземе по-малко меден амоняк и течен сапун.
За втория експеримент взех 300 ml конична колба, 2 g меден сулфат, към който добавих 20% концентриран разтвор на амоняк. След разтваряне на медния сулфат добавете 20 ml течен препарат за миене на съдове Gala и разбъркайте. Взех 70 ml водороден прекис, но успях да добавя само 50 ml - започна активно образуване на пяна.
Пяната, която излезе от колбата, наистина приличаше на паста за зъби, която беше изцедена от туба. Благодарение на медния амоняк, по пяната се простират сини ивици. Експериментът се оказа добър, но разлагането беше бавно и отне повече от 2,5 минути.
Спомних си, че проведох експеримента, описан в статията
