Descompunerea peroxidului de hidrogen sub influența catalizatorilor. Studiul vitezei de reacție a descompunerii peroxidului de hidrogen în prezența unui catalizator folosind metoda gazometrică. V. sulfură de plumb negru și peroxid de hidrogen
Mulți cercetători din secolul al XIX-lea care au obținut peroxid de hidrogen pur au remarcat pericolele acestui compus. Deci, când au încercat să-l separe pe N
2 O 2 din apă prin extracție din soluții diluate cu dietil eter urmată de distilarea eterului volatil, substanța rezultată a explodat uneori fără un motiv aparent. Într-unul dintre aceste experimente, chimistul german Yu.V Bruhl a obținut H 2 O 2 , care mirosea a ozon și a explodat când a fost atins de o tijă de sticlă netopită. În ciuda cantităților mici de H 2 O 2 (total 12 ml) explozia a fost atât de puternică încât a făcut o gaură rotundă în scândura mesei, a distrus conținutul sertarului acesteia, precum și sticlele și instrumentele care stăteau pe masă și în apropiere.Proprietăți fizice. Peroxidul de hidrogen pur este foarte diferit de soluția familiară 3% de H 2 O 2 , care se află în cabinetul de medicamente de acasă. În primul rând, este de aproape o dată și jumătate mai greu decât apa (densitatea la 20°C este de 1,45 g/cm 3). H2O2 îngheață la o temperatură puțin mai mică decât punctul de îngheț al apei la minus 0,41 ° C, dar dacă răciți rapid un lichid pur, de obicei nu îngheață, ci este suprarăcit, transformându-se într-o masă sticloasă transparentă. Soluții H 2 O 2 congela la o temperatură mult mai scăzută: o soluție 30% la minus 30° C și o soluție 60% la minus 53° C. Fierbe H 2 O 2 la o temperatură mai mare decât apa obișnuită, la 150,2 ° C. Udă sticla H 2 O 2 mai rău decât apa, iar acest lucru duce la un fenomen interesant în timpul distilării lente a soluțiilor apoase: în timp ce apa este distilată din soluție, aceasta, ca de obicei, curge de la frigider la recipient sub formă de picături; când începe să distileze 2 O 2 , lichidul iese din frigider sub forma unui flux continuu subtire. Pe piele, peroxidul de hidrogen pur și soluțiile sale concentrate lasă pete albe și provoacă o senzație de arsură din cauza unei arsuri chimice severe.Într-un articol dedicat producției de peroxid de hidrogen, Tenard nu a comparat cu mare succes această substanță cu siropul, poate că a vrut să spună că H
2 O 2 , precum siropul de zahăr, refractă puternic lumina. Într-adevăr, indicele de refracție al H. anhidru 2 O 2 (1.41) este mult mai mare decât cea a apei (1.33). Cu toate acestea, fie ca urmare a interpretării greșite, fie din cauza traducerii proaste din franceză, aproape toate manualele scriu încă că peroxidul de hidrogen pur este un „lichid gros, siropos” și chiar explică acest lucru teoretic prin formarea de legături de hidrogen. Dar apa formează și legături de hidrogen. De fapt, vâscozitatea lui N 2 O 2 la fel ca apa ușor răcită (la aproximativ 13 ° C), dar nu se poate spune că apa rece este groasă ca siropul.Reacția de descompunere. Peroxidul de hidrogen pur este o substanță foarte periculoasă, deoarece în anumite condiții este posibilă descompunerea sa explozivă: H 2O2® H2O + 1/2 O2 eliberând 98 kJ pe mol N 2 O 2 (34 g). Aceasta este o energie foarte mare: este mai mare decât cea eliberată atunci când se formează 1 mol de HCl în timpul exploziei unui amestec de hidrogen și clor; este suficient să se evapore complet de 2,5 ori mai multă apă decât se formează în această reacție. Soluțiile apoase concentrate de H sunt de asemenea periculoase 2 O 2 , în prezența lor mulți compuși organici se aprind cu ușurință spontan, iar la impact astfel de amestecuri pot exploda. Pentru a depozita soluțiile concentrate, utilizați vase din aluminiu pur special sau vase din sticlă ceară.Mai des întâlniți o soluție de 30% mai puțin concentrată de H
2 O 2 , care se numește perhidrol, dar o astfel de soluție este și periculoasă: provoacă arsuri pe piele (când acționează, pielea devine imediat albă din cauza decolorării substanțelor colorante), iar dacă intră impurități, este posibilă fierbere explozivă. Descompunerea H 2 O 2 iar soluțiile sale, inclusiv cele explozive, sunt cauzate de multe substanțe, de exemplu, ioni de metale grele, care în acest caz joacă rolul de catalizator, și chiar particule de praf. 2 O 2 sunt explicate prin exotermicitatea puternică a reacției, natura în lanț a procesului și o scădere semnificativă a energiei de activare a descompunerii H. 2 O 2 în prezența diferitelor substanțe, după cum se poate aprecia după următoarele date:Enzima catalaza se găsește în sânge; Datorită acesteia, „peroxidul de hidrogen” farmaceutic „fierbe” de la eliberarea de oxigen atunci când este folosit pentru a dezinfecta un deget tăiat. Reacția de descompunere a unei soluții concentrate de H 2 O 2 nu numai oamenii folosesc catalaza; Această reacție îl ajută pe gândacul bombardier să lupte cu inamicii, eliberând un flux fierbinte spre ei ( cm . EXPLOZIVI). O altă enzimă, peroxidaza, acționează diferit: nu descompune H 2 O 2 , dar în prezența sa are loc oxidarea altor substanțe cu peroxid de hidrogen.Enzimele care influențează reacțiile peroxidului de hidrogen joacă un rol important în viața celulei. Energia este furnizată organismului prin reacții de oxidare care implică oxigenul care vine din plămâni. În aceste reacții, H se formează intermediar
2 O 2 , care este dăunătoare celulei deoarece provoacă daune ireversibile diferitelor biomolecule. Catalaza și peroxidaza lucrează împreună pentru a transforma H 2 O 2 în apă și oxigen.Reacția de descompunere a H
2 O 2 deseori procedează printr-un mecanism în lanț radical ( cm. REACȚII ÎN LAN), în timp ce rolul catalizatorului este de a iniția radicalii liberi. Astfel, într-un amestec de soluții apoase de H 2O2 şi Fe2+ (așa-numitul reactiv Fenton) are loc o reacție de transfer de electroni din ionul Fe 2+ per moleculă de H2O2 cu formarea ionului Fe 3+ și un anion radical foarte instabil . , care se descompun imediat în anionul OH şi radical hidroxil liber OH. ( cm. RADICALI LIBERI). HE radical. foarte activ. Dacă în sistem există compuși organici, atunci sunt posibile diferite reacții cu radicalii hidroxil. Astfel, compușii aromatici și hidroxiacizii sunt oxidați (benzenul, de exemplu, se transformă în fenol), compușii nesaturați pot atașa grupări hidroxil la dubla legătură: CH 2 =CHCH2OH + 2OH. ® NOCH2CH(OH)CH2 OH și poate intra într-o reacție de polimerizare. În absența reactivilor adecvați, OH. reacţionează cu H2O2 cu formarea unui radical mai puţin activ HO 2 . , care este capabil să reducă ionii de Fe 2+ , care închide ciclul catalitic: H2O2 + Fe2+® Fe3+ + OH . + OH OH . + H202® H2O + HO2 .HO 2 . + Fe 3+
® Fe2+ + O2 + H +® H2O. În anumite condiții, descompunerea în lanț a H este posibilă 2 O 2 , al cărui mecanism simplificat poate fi reprezentat prin diagramă. + H202® H2O + HO2 . 2 . +H2O2® H20 + O2 + OH . etc.H reacții de descompunere
2 O 2 apar în prezenţa diferitelor metale cu valenţă variabilă. Atunci când sunt legați de compuși complecși, adesea își îmbunătățesc semnificativ activitatea. De exemplu, ionii de cupru sunt mai puțin activi decât ionii de fier, dar sunt legați în complexe de amoniac 2+ , ele provoacă descompunerea rapidă a H 2 O 2 . Ionii de Mn au un efect similar 2+ legat în complecşi cu anumiţi compuşi organici. În prezența acestor ioni, a fost posibilă măsurarea lungimii lanțului de reacție. Pentru a face acest lucru, am măsurat mai întâi viteza de reacție prin viteza de eliberare a oxigenului din soluție. Apoi o concentrație foarte scăzută (aproximativ 10 5 mol/l) inhibitor o substanță care reacționează eficient cu radicalii liberi și astfel rupe lanțul. Eliberarea de oxigen a încetat imediat, dar după aproximativ 10 minute, când tot inhibitorul s-a epuizat, a reluat din nou în același ritm. Cunoscând viteza de reacție și viteza de terminare a lanțului, este ușor de calculat lungimea lanțului, care s-a dovedit a fi egală cu 10. 3 link-uri Lungimea mare a lanțului determină eficiența ridicată a descompunerii H 2 O 2 în prezența celor mai eficienți catalizatori care generează radicali liberi cu o rată ridicată. Pentru o lungime de lanț dată, rata de descompunere H 2 O 2 de fapt crește de o mie de ori.Uneori descompunerea notabilă a H
2 O 2 chiar provoacă urme de impurități care sunt aproape nedetectabile analitic. Astfel, unul dintre cei mai eficienți catalizatori s-a dovedit a fi un sol de osmiu metalic: efectul său catalitic puternic a fost observat chiar și la o diluție de 1:10. 9 , adică 1 g Os la 1000 de tone de apă. Catalizatorii activi sunt soluții coloidale de paladiu, platină, iridiu, aur, argint, precum și oxizi solizi ai unor metale MnO 2, Co203, Pb02 etc., care ele însele nu se schimbă. Descompunerea poate avea loc foarte rapid. Deci, dacă un pic mic de MnO 2 picurați într-o eprubetă cu o soluție 30% de H 2 O 2 , o coloană de abur iese din eprubetă cu un strop de lichid. Cu soluții mai concentrate are loc o explozie. Descompunerea are loc mai liniștit pe suprafața platinei. În acest caz, viteza de reacție este puternic influențată de starea suprafeței. Chimistul german Walter Spring a condus la sfârșitul secolului al XIX-lea. o astfel de experiență. Într-o cană de platină bine curățată și lustruită, reacția de descompunere a unei soluții 38% de H 2 O 2 nu a mers nici măcar atunci când este încălzită la 60 ° C. Dacă faceți o zgârietură abia vizibilă pe fundul paharului cu un ac, atunci soluția deja rece (la 12 ° C) începe să elibereze bule de oxigen la locul zgârieturii și când este încălzită, descompunerea de-a lungul acestui loc se intensifică vizibil. Dacă într-o astfel de soluție este introdusă platină spongioasă, care are o suprafață foarte mare, atunci este posibilă descompunerea explozivă.Descompunerea rapidă a H
2 O 2 poate fi folosit pentru un experiment de prelegere eficient dacă se adaugă un surfactant (săpun, șampon) la soluție înainte de adăugarea catalizatorului. Oxigenul eliberat creează o spumă albă bogată, care a fost numită „pastă de dinți pentru elefanți”.Unii catalizatori inițiază descompunerea fără lanț a H
2O2, de exemplu: H2O2 + 2I + 2H +® 2H2O + I2® 2I + 2H + + O2. O reacție non-lanț are loc și în cazul oxidării ionilor de Fe 2+ în soluţii acide: 2FeSO 4 + H2O2 + H2S04® Fe2 (SO4)3 + 2H2O. Deoarece soluțiile apoase conțin aproape întotdeauna urme de diverși catalizatori (ionii metalici conținuti în sticlă pot cataliza și descompunerea), soluțiile de H 2 O 2 , chiar diluat, în timpul depozitării pe termen lung, se adaugă inhibitori și stabilizatori care leagă ionii metalici. În acest caz, soluțiile sunt ușor acidulate, deoarece acțiunea apei pure asupra sticlei produce o soluție slab alcalină, care favorizează descompunerea H. 2 O 2 . Toate aceste caracteristici ale descompunerii lui H 2 O 2 permite rezolvarea contradicţiei. Pentru a obține H pur 2 O 2 este necesar să se efectueze distilarea sub presiune redusă, deoarece substanța se descompune atunci când este încălzită peste 70 ° C și chiar, deși foarte lent, la temperatura camerei (după cum se menționează în Enciclopedia chimică, la o rată de 0,5% pe an). În acest caz, cum a fost obținut punctul de fierbere la presiunea atmosferică de 150,2° C, care apare în aceeași enciclopedie? De obicei, în astfel de cazuri se folosește o lege fizico-chimică: logaritmul presiunii de vapori a unui lichid depinde liniar de temperatura inversă (pe scara Kelvin), deci dacă măsurați cu precizie presiunea de vapori H 2 O 2 la mai multe temperaturi (scăzute) este ușor de calculat la ce temperatură această presiune va ajunge la 760 mm Hg. Și acesta este punctul de fierbere în condiții normale.Teoretic, radicalii OH
. se poate forma și în absența inițiatorilor, ca urmare a rupturii unei legături OO mai slabe, dar aceasta necesită o temperatură destul de ridicată. În ciuda energiei relativ scăzute de rupere a acestei legături în molecula H 2 O 2 (este egal cu 214 kJ/mol, care este de 2,3 ori mai puțin decât pentru legătura HOH dintr-o moleculă de apă), legătura OO este încă suficient de puternică pentru ca peroxidul de hidrogen să fie absolut stabil la temperatura camerei. Și chiar și la punctul de fierbere (150°C) ar trebui să se descompună foarte lent. Calculul arată că atunci cândLa această temperatură, descompunerea de 0,5% ar trebui să aibă loc și destul de lent, chiar dacă lungimea lanțului este de 1000 de zale. Discrepanța dintre calcule și datele experimentale se explică prin descompunerea catalitică cauzată de cele mai mici impurități din lichid și pereții vasului de reacție. Prin urmare, energia de activare a descompunerii H măsurată de mulți autori 2 O 2 întotdeauna semnificativ mai puțin de 214 kJ/mol chiar și „în absența unui catalizator”. De fapt, un catalizator de descompunere este întotdeauna prezent, atât sub formă de impurități nesemnificative din soluție, cât și sub formă de pereți ai vasului, motiv pentru care încălzirea H anhidru. 2 O 2 la fierbere la presiunea atmosferică a provocat în mod repetat explozii.În anumite condiții, descompunerea lui H
2 O 2 apare foarte neobișnuit, de exemplu, dacă încălziți o soluție de H 2 O 2 în prezenţa iodatului de potasiu KIO 3 , apoi la anumite concentraţii ale reactivilor se observă o reacţie oscilativă, cu oprirea periodică a eliberării de oxigen şi apoi reluarea cu o perioadă de 40 până la 800 de secunde.Proprietățile chimice ale H 2 O 2 . Peroxidul de hidrogen este un acid, dar unul foarte slab. Constanta de disociere H 2O2H + + HO2 la 25° C este egal cu 2,4 10 12 , care este cu 5 ordine de mărime mai mică decât pentru H 2 S. Săruri medii H 2 O 2 metalele alcaline și alcalino-pământoase se numesc de obicei peroxizi ( cm. PEROXIZI). Când sunt dizolvate în apă, sunt aproape complet hidrolizate: Na 2O2 + 2H2O® 2NaOH + H2O2 . Hidroliza este favorizată prin acidificarea soluțiilor. Ca și acidul H 2 O 2 formează, de asemenea, săruri acide, de exemplu, Ba(HO 2) 2, NaHO 2 etc. Sărurile acide sunt mai puțin susceptibile la hidroliză, dar se descompun ușor atunci când sunt încălzite, eliberând oxigen: 2NaHO 2®2NaOH + O2 . Alcali eliberați, ca și în cazul H 2 O 2 , favorizează descompunerea.Soluții H
2 O 2 , în special cele concentrate, au un puternic efect oxidant. Astfel, sub influența unei soluții de 65% de H 2 O 2 pe hârtie, rumeguș și alte substanțe inflamabile se aprind. Soluțiile mai puțin concentrate decolorează mulți compuși organici, cum ar fi indigo. Oxidarea formaldehidei are loc în mod neobișnuit: H 2 O 2 se reduce nu la apă (ca de obicei), ci la hidrogen liber: 2HCHO + H 2 O 2 ® 2НСООН + Н 2 . Dacă luați o soluție 30% de H 2 O 2 și o soluție de HCHO 40%, apoi după o încălzire ușoară începe o reacție violentă, lichidul fierbe și spumează. Efectul oxidativ al soluțiilor diluate de H 2 O 2 este cel mai pronunțat într-un mediu acid, de exemplu, H 2 O 2 + H 2 C 2 O 4 ® 2H 2 O + 2CO 2 , dar oxidarea este posibilă și într-un mediu alcalin:Na + H2O2 + NaOH® Na2; 2K3 + 3H2O2® 2KCrO4 + 2KOH + 8H2O. Oxidarea sulfurei de plumb negru la sulfat alb PbS+ 4H2O2® PbS04 + 4H2 O poate fi folosit pentru a restabili albul de plumb decolorat pe picturile vechi. Sub influența luminii, are loc oxidarea acidului clorhidric: H202 + 2HCI® 2H20 + CI2. Adăugarea de H2O2 la acizi crește foarte mult efectul acestora asupra metalelor. Astfel, într-un amestec de H 2 O 2 și diluați H 2 SO 4 cuprul, argintul și mercurul se dizolvă; iodul într-un mediu acid este oxidat la acidul periodic HIO 3 , dioxid de sulf la acid sulfuric etc.În mod neobișnuit, oxidarea sării de potasiu și sodiu a acidului tartric (sarea Rochelle) are loc în prezența clorurii de cobalt ca catalizator. În timpul reacției KOOC(CHOH)
2COONa + 5H2O2® KHCO3 + NaHC03 + 6H2O + 2CO2 CoCl 2 roz își schimbă culoarea în verde datorită formării unui compus complex cu tartrat, anionul acid tartric. Pe măsură ce reacția continuă și tartratul este oxidat, complexul este distrus și catalizatorul devine din nou roz. Dacă se folosește sulfat de cupru ca catalizator în loc de clorură de cobalt, compusul intermediar, în funcție de raportul dintre reactivii de pornire, va fi colorat în portocaliu sau verde. După ce reacția este finalizată, culoarea albastră a sulfatului de cupru este restabilită.Peroxidul de hidrogen reacționează complet diferit în prezența agenților oxidanți puternici, precum și a substanțelor care eliberează ușor oxigen. În astfel de cazuri N
2 O 2 poate acționa și ca agent reducător cu eliberarea simultană de oxigen (așa-numita descompunere reductivă a H 2 O 2 ), de exemplu: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4® K2S04 + 2MnS04 + 5O2 + 8H20;Ag2O + H2O2
® 2Ag + H20 + O2; O3 + H2O2® H2O + 2O2; ® NaCI + H2O + O2. Ultima reacție este interesantă deoarece produce molecule de oxigen excitate care emit fluorescență portocalie ( cm. CLOR ACTIV). În mod similar, aurul metalic este eliberat din soluții de săruri de aur, mercurul metalic este obținut din oxidul de mercur etc. O proprietate atât de neobișnuită 2 O 2 permite, de exemplu, să se efectueze oxidarea hexacianoferratului (II) de potasiu și apoi, prin modificarea condițiilor, să se restabilească produsul de reacție la compusul original folosind același reactiv. Prima reacție are loc într-un mediu acid, a doua într-un mediu alcalin:2K4 + H2O2 + H2SO4® 2K3 + K2S04 + 2H20;2K3 + H2O2 + 2KOH
® 2K4 + 2H2O + O2.(„Personaj dublu” N 2 O 2 a permis unui profesor de chimie să compare peroxidul de hidrogen cu eroul poveștii celebrului scriitor englez Stevenson Cazul ciudat al doctorului Jekyll și domnului Hyde, sub influența compoziției pe care a inventat-o, și-a putut schimba dramatic caracterul, transformându-se dintr-un domn respectabil într-un maniac însetat de sânge.)Obținerea H2O2. Molecule H2O2 se obţin întotdeauna în cantităţi mici în timpul arderii şi oxidării diferiţilor compuşi. La arderea H 2 O 2 se formează fie prin extracția atomilor de hidrogen din compușii inițiali de către radicali hidroperoxid intermediari, de exemplu: HO 2 . + CH4® H2O2 + CH3 . , sau ca rezultat al recombinării radicalilor liberi activi: 2OH. ® Н 2 О 2 , Н . + DAR 2 . ® H2O2 . De exemplu, dacă o flacără de oxigen-hidrogen este îndreptată către o bucată de gheață, atunci apa topită va conține cantități vizibile de H 2 O 2 , format ca urmare a recombinării radicalilor liberi (în flacăra moleculei H 2 O 2 se dezintegrează imediat). Un rezultat similar se obține atunci când alte gaze ard. Educație N 2 O 2 poate apărea și la temperaturi scăzute ca urmare a diferitelor procese redox.În industrie, peroxidul de hidrogen nu se mai produce de mult prin metoda Tenara din peroxid de bariu, ci se folosesc metode mai moderne. Una dintre ele este electroliza soluțiilor de acid sulfuric. În acest caz, la anod, ionii de sulfat sunt oxidați în ioni de persulfat: 2SO
4 2 2e ® S 2 O 8 2 . Acidul persulfuric este apoi hidrolizat: H2S2O8 + 2H2O® H2O2 + 2H2S04. La catod, ca de obicei, are loc degajare de hidrogen, deci reacția globală este descrisă de ecuația 2H 2O® H2O2 + H2 . Dar principala metodă modernă (peste 80% din producția mondială) este oxidarea unor compuși organici, de exemplu, etilantrahidrochinona, cu oxigenul atmosferic într-un solvent organic, în timp ce H2 se formează din antrahidrochinonă. 2 O 2 și antrachinona corespunzătoare, care este apoi redusă din nou cu hidrogen pe catalizator la antrahidrochinonă. Peroxidul de hidrogen este îndepărtat din amestec cu apă și concentrat prin distilare. O reacție similară are loc atunci când se utilizează alcool izopropilic (apare cu formarea intermediară de hidroperoxid): (CH 3) 2 CHOH + O 2 ® (CH 3) 2 C(UN) OH ® (CH 3) 2 CO + H 2 O 2 . Dacă este necesar, acetona rezultată poate fi, de asemenea, redusă la alcool izopropilic.Aplicarea H2O2. Peroxidul de hidrogen este utilizat pe scară largă, iar producția sa globală se ridică la sute de mii de tone pe an. Se folosește la producerea peroxizilor anorganici, ca oxidant pentru combustibili pentru rachete, în sinteze organice, pentru albirea uleiurilor, grăsimilor, țesăturilor, hârtiei, pentru purificarea materialelor semiconductoare, pentru extragerea metalelor valoroase din minereuri (de exemplu, uraniul prin transformarea formei sale insolubile). într-una solubilă), pentru tratarea apelor uzate. În medicină, soluțiile N 2 O 2 utilizat pentru clătirea și lubrifierea în bolile inflamatorii ale mucoaselor (stomatită, dureri de gât), pentru tratamentul rănilor purulente. Cutiile pentru lentile de contact au uneori o cantitate foarte mică de catalizator de platină plasată în capac. Pentru dezinfecție, lentilele sunt umplute într-o cutie de creion cu o soluție de 3% H 2 O 2 , dar din moment ce această soluție este dăunătoare ochilor, trusa este răsturnată după un timp. În acest caz, catalizatorul din capac descompune rapid H 2 O 2 pentru apă curată și oxigen.Cândva, era la modă să decolorezi părul cu „peroxid” acum există compuși de colorare a părului mai siguri.
În prezența anumitor săruri, peroxidul de hidrogen formează un fel de „concentrat” solid, care este mai convenabil de transportat și utilizat. Deci, dacă adăugați H la o soluție saturată foarte răcită de borat de sodiu (borax)
2 O 2 în prezență, cristale mari transparente de peroxoborat de sodiu Na 2 [(BO 2) 2 (OH) 4 ]. Această substanță este utilizată pe scară largă pentru albirea țesăturilor și ca componentă a detergenților. Moleculele H 2 O 2 , ca și moleculele de apă, sunt capabile să pătrundă în structura cristalină a sărurilor, formând ceva asemănător hidraților cristalini peroxohidrați, de exemplu, K 2C033H2O2, Na2C031,5H2 O; acest din urmă compus este cunoscut în mod obișnuit ca „persol”.Așa-numitul „hidroperit” CO(NH
2) 2H2O2 este un compus clatrat de incluziune a moleculelor de H 2 O 2 în golurile rețelei cristaline de uree.În chimia analitică, peroxidul de hidrogen poate fi utilizat pentru determinarea unor metale. De exemplu, dacă se adaugă peroxid de hidrogen la o soluție de sulfat de titanil de sare de titan (IV), soluția devine portocalie strălucitoare datorită formării acidului pertitanic:
TiOS04 + H2S04 + H202® H2 + H2O.Ioni de molibdat incolor MoO 42 este oxidat de H2O2 într-un anion peroxid de culoare portocalie intens. Soluție acidificată de dicromat de potasiu în prezența H 2 O 2 formează acid percromic: K2Cr2O7 + H2SO4 + 5H2O2® H2Cr2O12 + K2SO4 + 5H2O, care se descompune destul de repede: H 2Cr2012 + 3H2S04® Cr2(SO4)3 + 4H2O + 4O2. Dacă adăugăm aceste două ecuații, obținem reacția de reducere a dicromatului de potasiu cu peroxid de hidrogen:K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 5H 2 O 2® Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 9H2O + 4O2.Acidul percromic poate fi extras dintr-o soluție apoasă cu eter (este mult mai stabil într-o soluție de eter decât în apă). Stratul eteric devine albastru intens.Ilya Leenson
LITERATURĂ Dolgoplosk B.A., Tinyakova E.I. Generarea de radicali liberi și reacțiile acestora. M., Chimie, 1982Chimia și tehnologia peroxidului de hidrogen. L., Chimie, 1984
O.S.ZAYTSEV
CARTEA DE CHIMIE
PENTRU PROFESORII DE ȘCOALA SECUNDARĂ,
ELEVII UNIVERSITĂȚILOR PEDAGOGICE ȘI ȘCOLARII CLASELE 9-10,
CARE AU DECIT SĂ SE DEDICĂ CHIMIE ŞI ŞTIINŢELE NATURII
MANUAL DE ACTIVITATE LABORATOR POVEȘTI ȘTIINȚIFICE PRACTICE PENTRU CITIRE
Continuare. Vezi Nr. 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 Reacții redox
(continuare)
SARCINI ȘI ÎNTREBĂRI
1. Folosind metoda electron-ion pentru selectarea coeficienților stoichiometrici, întocmește ecuații pentru reacțiile redox care se desfășoară după următoarele scheme (nu este indicată formula apei):
Vă rugăm să rețineți că compușii includ substanțe organice! Încercați să găsiți coeficienți folosind stări de oxidare sau valențe.
2.
Alegeți oricare două ecuații de reacție a electrodului:
Compuneți o ecuație rezumată din cele două ecuații scrise ale proceselor cu electrozi. Numiți agentul oxidant și agentul reducător. Calculați EMF al reacției, ea G si constanta de echilibru. Trageți o concluzie despre direcția deplasării de echilibru a acestei reacții.
Dacă ați uitat ce să faceți, amintiți-vă ce s-a spus mai sus. Puteți scrie oricare două ecuații din această listă. Priviți valorile potențialelor electrodului lor și rescrieți una dintre ecuații în direcția opusă. Care, de ce și de ce? Amintiți-vă că numărul de electroni dați și primiți trebuie să fie egal, înmulțiți coeficienții cu un anumit număr (care?)și însumăm ambele ecuații. Potențialele electrodului sunt, de asemenea, însumate, dar nu le înmulțiți cu numărul de electroni care participă la proces. O valoare EMF pozitivă indică posibilitatea unei reacții. Pentru calcul Gși constantele de echilibru, înlocuiți valoarea EMF pe care ați calculat-o în formulele care au fost derivate mai devreme.
3. Este stabilă o soluție apoasă de permanganat de potasiu? Întrebarea poate fi formulată diferit după cum urmează: va reacționa ionul permanganat cu apa pentru a forma oxigen dacă
4. Oxidarea cu oxigenul aerian într-o soluție apoasă este descrisă de ecuația:
O2 + 4H + + 4 e= 2H2O, E= 0,82 V.
Determinați dacă este posibilă oxidarea substanțelor scrise în partea dreaptă a oricărei ecuații din sarcina 2 cu oxigen din aer. Agenții reducători sunt înscriși în partea dreaptă a acestor ecuații. Profesorul vă va spune numărul ecuației.
S-ar putea să vi se pară dificil de finalizat această sarcină. Acesta este principalul defect al caracterului tău - ți se pare că sarcina este imposibilă și renunți imediat să încerci să o rezolvi, deși ai toate cunoștințele necesare. În acest caz, ar trebui să scrieți ecuația pentru reacția dintre ionii de oxigen și hidrogen și ecuația care vă interesează. Vezi care reacție are o capacitate mai mare de a dona electroni (potenţialul său ar trebui să fie mai negativ sau mai puțin pozitiv), rescrie-i ecuația în direcția opusă, inversând semnul potențialului electrodului și însumează cu cealaltă ecuație. O valoare EMF pozitivă va indica posibilitatea unei reacții.
5.
Scrieți ecuația pentru reacția dintre ionul permanganat și peroxidul de hidrogen H 2 O 2. Reacția produce Mn 2+ și O 2 . Ce cote ai avut?
Și am venit cu următoarea ecuație:
7H2O2 + 2 + 6H + = 2Mn2+ + 6O2 + 10H2O.
Găsește greșeala dacă am făcut una sau explică de ce șansele tale sunt diferite. Această sarcină este concepută pentru a vă testa inteligența și cunoștințele despre materiale din alte secțiuni ale chimiei.
Reacția ionului permanganat cu peroxidul de hidrogen într-o soluție acidă (acid sulfuric) poate fi reprezentată prin mai multe ecuații cu coeficienți diferiți, de exemplu:
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.
Indicați motivul pentru aceasta și scrieți cel puțin încă o ecuație pentru reacția ionului permanganat cu peroxidul de hidrogen.
Dacă ați reușit să explicați motivul unui astfel de fenomen ciudat, explicați motivul posibilității de a scrie următoarele ecuații:
3H 2 O 2 + 2 + 6H + = 2Mn 2+ + 4O 2 + 6H 2 O,
H2O2 + 2 + 6H + = 2Mn2+ + 3O2 + 4H2O.
Pot avea loc reacții conform acestor două ecuații?
Răspuns. Reacția ionilor de permanganat cu peroxidul de hidrogen se suprapune reacției paralele de descompunere a peroxidului de hidrogen:
2H2O2 = O2 + 2H2O.
Puteți însuma ecuația de reacție de bază cu un număr infinit de mare din această ecuație și puteți obține multe ecuații cu coeficienți stoichiometrici diferiți.
6. Această sarcină poate servi ca subiect al unui eseu sau al unui raport.
Discutați posibilitatea reacției de reducere a ionilor de Fe 3+ cu peroxid de hidrogen într-o soluție apoasă:
2Fe3+ + H2O2 = 2Fe2+ + O2 + 2H +.
Calculați EMF al reacției, ea Gși constanta de echilibru folosind potențialele standard ale electrodului:
Un studiu al dependenței vitezei de reacție de concentrația componentelor a arătat că atunci când concentrația individuală de Fe 3+ sau H 2 O 2 este dublată, viteza de reacție se dublează. Care este ecuația cinetică a reacției? Determinați cum se va schimba viteza de reacție atunci când concentrația de Fe 3+ sau H 2 O 2 crește de trei ori. Preziceți cum se va schimba viteza de reacție atunci când soluția este diluată de două sau zece ori cu apă.
A fost propus următorul mecanism de reacție:
H2O2 = H + H + (rapid),
Fe 3+ + H = Fe 2+ + HO 2 (lent),
Fe 3+ + HO 2 = Fe 2+ + H + + O 2 (rapid).
Demonstrați că acest mecanism nu contrazice dependența menționată mai sus a vitezei de concentrațiile reactanților. Care etapa este limitatoare? Care este molecularitatea sa și care este ordinea ei? Care este ordinea generală a reacției? Observați existența ionilor și a moleculelor complexe precum H și HO 2 și că fiecare reacție produce două sau chiar trei particule. (De ce nu există etape cu formarea unei particule?)
7. Traduceți în rusă.
Un tip de reacție important este reacția de transfer de electroni, cunoscută și sub denumirea de reacție de oxidare-reducere sau redox. Într-o astfel de reacție, unul sau mai mulți electroni par să fie transferați de la un atom la altul. Oxidarea este un cuvânt înțeles inițial combinație cu oxigenul gazos, dar s-au văzut atât de multe alte reacții ca reacții cu oxigenul încât termenul a fost în cele din urmă extins pentru a se referi la orice reacție în care o substanță sau o specie pierde electroni. Reducerea este un câștig de electroni. Termenul pare să-și aibă originile în terminologia metalurgică: reducerea unui minereu la metalul său. Reducerea este exact opusul oxidării. O oxidare nu poate avea loc fără a avea o reducere cuplată cu ea; adică electronii nu pot fi pierduți decât dacă îi câștigă altceva.
CERCETARE DE LABORATOR
Sarcinile care vi se oferă, așa cum era înainte, sunt lucrări scurte de cercetare. Pentru experimente au fost selectate reacții care sunt importante nu numai în chimie, ci și în ecologie. Nu este deloc necesar să finalizați toate experimentele - alegeți-le pe cele care vă interesează. Este indicat să lucrați în grupuri mici (2-3 persoane). Acest lucru reduce timpul de experiment, evită erorile și, cel mai important, vă permite să vă implicați în comunicare științifică, care dezvoltă limbajul științific.
1. Proprietățile redox ale peroxidului de hidrogen.
Peroxidul de hidrogen H 2 O 2 este cel mai important agent oxidant care este folosit în viața de zi cu zi, în tehnologie și la purificarea apei de contaminanții organici. Peroxidul de hidrogen este un agent oxidant prietenos cu mediul, deoarece produșii săi de descompunere - oxigenul și apa - nu poluează mediul. Este cunoscut rolul peroxidului de hidrogen și al compușilor organici peroxidici în procesele biologice de oxidare-reducere.
Soluțiile de peroxid de hidrogen 3-6% pentru uz casnic și educațional sunt de obicei preparate dintr-o soluție de 30% prin diluare cu apă. Peroxidul de hidrogen se descompune în timpul depozitării, eliberând oxigen (nu poate fi depozitat în recipiente bine închise!). Cu cât concentrația de peroxid de hidrogen este mai mică, cu atât este mai stabilă. Pentru a încetini descompunerea, adăugați acizi fosforici, salicilici și alte substanțe. Sărurile de fier, cupru, mangan și enzima catalaza au un efect deosebit de puternic asupra peroxidului de hidrogen.
O soluție de peroxid de hidrogen de 3% este folosită în medicină pentru a spăla gura și a face gargară pentru stomatită și dureri în gât.
O soluție de 30% de peroxid de hidrogen se numește perhidrol. Perhidrolul nu este exploziv. Când perhidrolul ajunge pe piele, provoacă arsuri, arsuri, mâncărime și vezicule, iar pielea devine albă. Zona arsă trebuie clătită rapid cu apă. Perhidrolul este utilizat în medicină pentru a trata rănile purulente și pentru a trata gingiile pentru stomatită. În cosmetologie, este folosit pentru a îndepărta petele de vârstă de pe pielea feței. Petele de peroxid de hidrogen de pe haine nu pot fi îndepărtate. Peroxidul de hidrogen în industria textilă este folosit pentru a înălbi lâna și mătasea, precum și blănurile.
Producția de soluții concentrate (90–98%) de peroxid de hidrogen este în continuă creștere. Astfel de soluții sunt depozitate în recipiente de aluminiu cu adaos de pirofosfat de sodiu Na 4 P 2 O 7 . Soluțiile concentrate se pot descompune exploziv. O soluție concentrată de peroxid de hidrogen pe un catalizator de oxid la 700 °C se descompune în vapori de apă și oxigen, care servește ca oxidant pentru combustibil în motoarele cu reacție.
Peroxidul de hidrogen poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare.
Rolul unui agent de oxidare pentru peroxidul de hidrogen este mai tipic:
H2O2 + 2H + + 2 e= 2H2O,
de exemplu în reacție:
2KI + H2O2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O.
Peroxid de hidrogen ca agent reducător:
1) într-un mediu acid:
H2O2-2 e= O2 + 2H+;
2) într-un mediu de bază (alcalin):
H2O2 + 2OH - – 2 e= O2 + 2H2O.
Exemple de reacții:
1) într-un mediu acid:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnS04 + 5O2 + 8H2O;
2) în mediul principal:
2KMnO 4 + H 2 O 2 + 2KOH = 2K 2 MnO 4 + O 2 + 2H 2 O
Proprietățile oxidante ale peroxidului de hidrogen sunt mai pronunțate într-un mediu acid, iar proprietățile reducătoare sunt mai pronunțate într-un mediu alcalin.
1a. Descompunerea peroxidului de hidrogen.
Se toarnă 2-3 ml de soluție de peroxid de hidrogen într-o eprubetă și se încălzește soluția într-o baie de apă. Ar trebui să înceapă eliberarea de gaz. (Care?) Demonstrați experimental că acesta este exact gazul pe care vă așteptați să îl obțineți.
Puneți un grăunte de dioxid de mangan într-o altă eprubetă cu o soluție de peroxid de hidrogen. Demonstrați că se eliberează același gaz.
Scrieți ecuația pentru descompunerea peroxidului de hidrogen și separat ecuațiile pentru acceptarea și eliberarea electronilor. Ce tip de reacție redox este aceasta?
Calculați EMF al reacției dacă:
Care dintre aceste două reacții are o capacitate mai mare de a dona electroni și ar trebui rescrisă în direcția opusă? Din valoarea FEM de reacție, se calculează G constanta de reacție și echilibru.
Compara rezultatele cu GȘi constanta de echilibru obtinuta din datele termodinamice:
Rezultatele calculelor dvs. sunt aceleași? Dacă există o discrepanță în rezultate, încercați să găsiți motivele.
1b. Detectarea peroxidului de hidrogen.
Se adaugă câteva picături de soluție de peroxid de hidrogen la o soluție (2–3 ml) de iodură de potasiu diluată și acidulată cu acid sulfuric. Soluția va deveni galben-maro. Când se adaugă câteva picături de soluție de amidon, culoarea amestecului devine instantaneu albastră. Scrieți ecuația reacției (știți substanțele formate!).
Calculați EMF al reacției pentru a vă asigura că reacția este posibilă (selectați reacția de care aveți nevoie):
secolul I sulfură de plumb negru și peroxid de hidrogen.
Vechii maeștri și-au pictat picturile cu vopsele preparate pe bază de alb de plumb, care includea carbonatul bazic alb 2PbCO 3 Pb(OH) 2. În timp, albul de plumb devine negru, iar vopselele pe baza acestuia își schimbă culoarea datorită acțiunii hidrogenului sulfurat și se formează sulfura de plumb neagră PbS. Dacă pictura este șters cu atenție cu o soluție diluată de peroxid de hidrogen, sulfura de plumb se transformă în sulfat de plumb alb PbSO 4 și pictura revine aproape complet la aspectul inițial.
Se toarnă 1–2 ml dintr-o soluție 0,1 M de nitrat de plumb Pb(NO 3) 2 sau acetat de plumb Pb(CH 3 COO) 2 într-o eprubetă. (vândut în farmacii sub formă de loțiune de plumb). Se toarnă puțină soluție de hidrogen sulfurat sau sulfură de sodiu. Scurgeți soluția din precipitatul negru rezultat și tratați-o cu o soluție de peroxid de hidrogen. Scrieți ecuațiile reacției.
Toți compușii de plumb sunt otrăvitori!
1 an Prepararea unei soluții de peroxid de hidrogen din hidroperită.
Dacă nu ați reușit să obțineți o soluție de peroxid de hidrogen, atunci pentru lucrări de laborator puteți utiliza hidroperită, tablete din care pot fi cumpărate de la farmacie.
Hidroperitul este un compus complex de peroxid de hidrogen cu uree (uree) NH 2 CONH 2 H 2 O 2. Când se dizolvă în apă, se obține o soluție de peroxid de hidrogen și uree NH 2 CONH 2. O soluție de hidroperit este utilizată în locul unei soluții de peroxid de hidrogen ca antiseptic și la vopsirea părului. Pentru a clăti gura și gâtul, dizolvați 1 tabletă într-un pahar cu apă (soluție de peroxid de hidrogen 0,25%). O tabletă de hidroperită cântărește 1,5 g și corespunde la 15 ml
(1 lingură) soluție de peroxid de hidrogen 3%.
Calculați câte tablete de hidroperit trebuie dizolvate în 100 ml de apă pentru a obține aproximativ 1% soluție de peroxid de hidrogen. Ce volum de oxigen (n.o.) poate fi obținut dintr-o tabletă de hidroperită?
Determinați experimental câți mililitri de oxigen pot fi obținuți dintr-o tabletă de hidroperită. Propuneți un design pentru dispozitiv și asamblați-l. Reduceți volumul de oxigen eliberat la condiții normale. Pentru a obține rezultate de calcul mai precise, puteți lua în considerare presiunea de vapori a apei deasupra soluției, care la temperatura camerei (20 °C) este aproximativ egală cu 2300 Pa.
Peroxidul de hidrogen (peroxidul) este un lichid incolor, siropos, cu o densitate care se solidifică la -. Aceasta este o substanță foarte fragilă care se poate descompune exploziv în apă și oxigen, eliberând o cantitate mare de căldură:
Soluțiile apoase de peroxid de hidrogen sunt mai stabile; într-un loc răcoros pot fi păstrate destul de mult timp. Perhidrol, soluția care iese la vânzare, conține. Acesta, precum și soluțiile foarte concentrate de peroxid de hidrogen, conține aditivi stabilizatori.
Descompunerea peroxidului de hidrogen este accelerată de catalizatori. Dacă, de exemplu, aruncați puțin dioxid de mangan într-o soluție de peroxid de hidrogen, are loc o reacție violentă și se eliberează oxigen. Catalizatorii care promovează descompunerea peroxidului de hidrogen includ cuprul, fierul, manganul, precum și ionii acestor metale. Deja urmele acestor metale pot provoca degradare.
Peroxidul de hidrogen se formează ca produs intermediar în timpul arderii hidrogenului, dar datorită temperaturii ridicate a flăcării de hidrogen, se descompune imediat în apă și oxigen.
Orez. 108. Schema structurii moleculei. Unghiul este aproape de , unghiul este aproape de . Lungimea legăturii: .
Cu toate acestea, dacă direcționați o flacără de hidrogen către o bucată de gheață, în apa rezultată pot fi găsite urme de peroxid de hidrogen.
Peroxidul de hidrogen este produs și prin acțiunea hidrogenului atomic asupra oxigenului.
În industrie, peroxidul de hidrogen este produs în principal prin metode electrochimice, de exemplu, oxidarea anodică a soluțiilor de acid sulfuric sau sulfat acid de amoniu, urmată de hidroliza acidului peroxodisulfuric rezultat (vezi § 132). Procesele care au loc în acest caz pot fi reprezentate prin următoarea diagramă:
În peroxidul de hidrogen, atomii de hidrogen sunt legați covalent de atomi de oxigen, între care există și o legătură simplă. Structura peroxidului de hidrogen poate fi exprimată prin următoarea formulă structurală: H-O-O-H.
Moleculele au o polaritate semnificativă, care este o consecință a structurii lor spațiale (Fig. 106).
În molecula de peroxid de hidrogen, legăturile dintre atomii de hidrogen și oxigen sunt polare (datorită deplasării electronilor împărtășiți către oxigen). Prin urmare, într-o soluție apoasă, sub influența moleculelor polare de apă, peroxidul de hidrogen poate desprinde ionii de hidrogen, adică are proprietăți acide. Peroxidul de hidrogen este un acid dibazic foarte slab într-o soluție apoasă se descompune, deși într-o mică măsură, în ioni:
Etapa a doua disociere
practic fara scurgeri. Este suprimată de prezența apei, o substanță care se disociază pentru a forma ioni de hidrogen într-o măsură mai mare decât peroxidul de hidrogen. Cu toate acestea, atunci când ionii de hidrogen se leagă (de exemplu, când alcalii sunt introduși într-o soluție), disocierea are loc într-o a doua etapă.
Peroxidul de hidrogen reacţionează direct cu unele baze pentru a forma săruri.
Astfel, atunci când peroxidul de hidrogen acționează asupra unei soluții apoase de hidroxid de bariu, un precipitat de sare de bariu a peroxidului de hidrogen precipită:
Sărurile peroxidului de hidrogen se numesc peroxizi sau peroxizi. Ele constau din ioni metalici încărcați pozitiv și ioni încărcați negativ, a căror structură electronică poate fi reprezentată prin diagramă:
Gradul de oxidare al oxigenului în peroxid de hidrogen este -1, adică are o valoare intermediară între gradul de oxidare al oxigenului din apă și al oxigenului molecular (0). Prin urmare, peroxidul de hidrogen are proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător, adică prezintă dualitate redox. Cu toate acestea, se caracterizează mai mult prin proprietăți oxidante, deoarece potențialul standard al sistemului electrochimic
în care acţionează ca un agent oxidant, este egal cu 1,776 V, în timp ce potenţialul standard al sistemului electrochimic
în care peroxidul de hidrogen este agent reducător, este egal cu 0,682 V. Cu alte cuvinte, peroxid de hidrogen poate oxida substanțe care nu depășesc 1,776 V și le reduce doar pe cele care depășesc 0,682 V. Conform tabelului. 18 (la pagina 277) puteți vedea că primul grup include mult mai multe substanțe.
Exemple de reacții în care servește ca agent de oxidare includ oxidarea nitritului de potasiu
și separarea iodului de iodură de potasiu:
Este folosit pentru albirea țesăturilor și blănurilor, folosit în medicină (soluția 3% este un dezinfectant), în industria alimentară (pentru conserve de produse alimentare), în agricultură pentru tratarea semințelor, precum și în producerea unui număr de compuși organici. , polimeri și materiale poroase. Peroxidul de hidrogen este folosit ca agent oxidant puternic în rachete.
Peroxidul de hidrogen este folosit și pentru a reînnoi picturile vechi în ulei care s-au întunecat în timp din cauza transformării plumbului alb în sulfură de plumb negru sub influența urmelor de hidrogen sulfurat din aer. Când astfel de picturi sunt spălate cu peroxid de hidrogen, sulfura de plumb este oxidată în sulfat de plumb alb:
Și resurse naturale
Catedra de Chimie și Ecologie
STUDIAREA RATELOR DE REACȚIE DE DESCOMPUNERE
PEROXID DE HIDROGEN ÎN PREZENȚA UNUI CATALISATOR
PRIN METODĂ GAZOMETRICĂ.
la disciplina „Chimie fizică și coloidală”
pentru specialitatea 060301.65 − Farmacie
Velikii Novgorod
1 Scopul lucrării……………………………………………………………………………………………..3
2 Principii teoretice de bază…………………………………………………….3
4 Partea experimentală……………………………………………………………4
4.1 Descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența dioxidului de mangan MnO2………..……………………………………………………………………………………………..4
4.2 Descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența unui catalizator la temperatura T2.............................................. .................................................. ...................... ................6
5 Cerințe privind conținutul raportului………………………………………………………..6
6 Exemple de întrebări și teme de testare…………………………………7
1 OBIECTIVELE LUCRĂRII
1. Determinați constanta de viteză, ordinea reacției, timpul de înjumătățire la temperatura T1.
2. Construiți un grafic al cantității de O2 eliberat în funcție de timp și determinați grafic timpul de înjumătățire.
3. Determinați energia de activare a reacției, calculați coeficientul de temperatură al vitezei de reacție.
2 PREVEDERI TEORETICE DE BAZĂ
Utilizarea peroxidului de hidrogen în multe procese tehnologice, medicină și agricultură se bazează pe proprietățile sale oxidante. Procesul de descompunere a H2O2 în soluții apoase are loc spontan și poate fi reprezentat prin ecuația:
Н2О2®Н2О +1/2 О2
Procesul poate fi accelerat folosind un catalizator. Aceștia pot fi anioni și cationi, de exemplu CuSO4 (cataliza omogenă). Catalizatorii solizi (cărbune, metale, săruri și oxizi metalici) au, de asemenea, un efect de accelerare a descompunerii H2O2. Cursul reacției catalitice heterogene de descompunere a H2O2 este afectat de pH-ul mediului, starea suprafeței și otrăvurile catalitice, de exemplu C2H5OH, CO, HCN, H2S.
În celulele plantelor, animalelor și oamenilor, are loc și descompunerea catalitică a peroxidului de hidrogen. Procesul se desfășoară sub acțiunea enzimelor catalază și peroxidază, care, spre deosebire de catalizatorii de natură nebiologică, au activitate catalitică și specificitate de acțiune excepțional de ridicate.
Descompunerea H2O2 este însoțită de eliberarea de O2. Volumul de oxigen eliberat este proporțional cu cantitatea de peroxid de hidrogen descompus. Lucrarea folosește metoda gazometrică.
3 CERINȚE DE SIGURANȚĂ
Atunci când efectuați această muncă de laborator, trebuie să respectați regulile generale de lucru într-un laborator chimic.
4 PARTEA EXPERIMENTALĂ
4.1 Descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența dioxidului de manganMnO2 .
Înainte de a începe experimentul, este necesar să pregătiți un catalizator: ungeți o bucată mică de tijă de sticlă cu lipici BF sau pastă de amidon. Este necesar să ungeți doar capătul cu lipici, să turnați puțină pudră de MnO2 pe geamul ceasului, să atingeți capătul batonului de pulbere, astfel încât o cantitate mică de MnO2 să rămână pe sticlă. Adezivul se usucă câteva minute (1-2 minute). Presiunea din interiorul sistemului de colectare a H2O2 trebuie adusă la presiunea atmosferică: deschideți dopul tubului de reacție și utilizați un balon de egalizare pentru a seta nivelul apei din biuretă la zero.
Diagrama dispozitivului de măsurare a vitezei de descompunere a H2O2 este prezentată în Fig. 1.
apă
 |
eprubetă cu H2O2
Gif" width="10">.gif" width="10"> catalizator
Fig. 1 – Dispozitiv pentru studierea cineticii descompunerii H2O2.
Folosind o pipetă sau un cilindru de măsurare, măsurați 2 ml dintr-o soluție de H2O2 3% și turnați-o în eprubeta 1. Dacă experimentul este efectuat la temperatura camerei, pregătiți un cronometru și un tabel pentru înregistrarea datelor experimentale o bucată de tijă de sticlă în eprubetă. Închideți vasul de reacție cu un dop. Înregistrați volumul de oxigen eliberat mai întâi după 30 de secunde, apoi intervalul poate fi mărit la 1 minut.
Pe măsură ce nivelul lichidului din biuretă scade, balonul de egalizare este coborât, astfel încât nivelul lichidului din biuretă și balon să nu se modifice, diferența de niveluri este minimă.
Reacția este considerată completă atunci când nivelul lichidului din biuretă încetează să scadă.
Volumul de oxigen corespunzător descompunerii complete a H2O2 –V¥ poate fi obţinut dacă vasul de reacţie este pus într-un pahar cu apă fierbinte. După răcirea eprubetei la temperatura camerei. Apoi se determină volumul de O2 corespunzător descompunerii complete a H2O2.
Tabel - Date experimentale
Presupunând că reacția este de ordinul întâi, constanta vitezei de reacție este calculată folosind ecuația cinetică de ordinul întâi:
Pe baza rezultatelor experimentului, se calculează valoarea medie a constantei vitezei de reacție.
Timpul de înjumătățire al peroxidului de hidrogen se calculează folosind ecuația:
t0,5 = 0,693/k folosind valoarea medie a constantei de viteză.
Constanta de viteză și timpul de înjumătățire sunt determinate grafic folosind dependența Vt = f (t) și ln(V¥ – Vt) = f (t), care sunt prezentate în Fig. 2 și Fig. 3. Comparați rezultatele obținute prin două metode - analitică și grafică.
V¥https://pandia.ru/text/80/128/images/image032_11.gif" width="211" height="12">.gif" width="616" height="64">
t, mentă t, min
Orez. 2 – Dependența Vt = f(t) Fig. 3 – Dependența ln(V¥ – Vt) = f(t)
4.2 Descompunerea peroxidului de hidrogen în prezența unui catalizator la temperatura T2
Experimentul se repetă prin plasarea vasului de reacție într-o baie de apă sau un pahar cu apă la temperatura T2 (conform instrucțiunilor profesorului). Datele sunt introduse în tabel:
Cunoscând constantele de viteză k1 și k2 la două temperaturi diferite, putem calcula energia de activare Ea folosind ecuația Arrhenius:
Ea = 
În plus, puteți calcula coeficientul de temperatură folosind regula lui Van't Hoff:
k2/k1 = γ ∆t/10
5 CERINȚE DE CONȚINUT A RAPORTULUI
Raportul trebuie să conțină:
1. scopul lucrării;
2. rezultate ale măsurării volumului de oxigen eliberat în timpul descompunerii peroxidului;
3. calculul constantei vitezei de reacție și al timpului de înjumătățire (semi-conversie) peroxidului de hidrogen;
4. graficul dependenței Vt = f(t) și rezultatele determinării grafice a timpului de înjumătățire al peroxidului de hidrogen;
5. graficul lui ln(V¥ – Vt) = f(t) pentru a determina constanta vitezei de reacție;
6. rezultatele măsurătorilor volumului de oxigen eliberat în timpul descompunerii peroxidului la temperaturi ridicate și calculul constantei vitezei de reacție;
7. calculul energiei de activare folosind ecuația Arrhenius și calculul coeficientului de temperatură al vitezei de reacție folosind regula van’t Hoff;
8. concluzii.
6 EXEMPRE DE ÎNTREBĂRI ȘI SARCINI DE TEST
1. Constanta vitezei de reacție depinde de:
a) natura reactivilor;
b) temperatura;
c) concentraţiile de reactivi;
d) timpul scurs de la începutul reacţiei.
2. Ordinea reacției
a) valoare formală;
b) determinat numai experimental;
c) pot fi calculate teoretic;
d) este egală cu suma exponenților p + q, în ecuația υ = k · CAp · CBq.
3. Energia de activare a unei reacții chimice
a) excesul de energie în comparație cu energia medie a moleculelor necesară pentru ca ciocnirea dintre molecule să devină activă;
b) depinde de natura reactivilor;
c) măsurată în J/mol;
d) crește atunci când se introduce un catalizator în sistem.
4. Timpul de înjumătățire al unui anumit izotop radioactiv este de 30 de zile. Calculați timpul după care cantitatea de izotop va fi de 10% din cea originală.
5. O reacție de ordinul întâi la o anumită temperatură are loc cu 25% în 30 de minute. Calculați timpul de înjumătățire al substanței inițiale.
6. De câte ori va crește viteza de reacție când temperatura crește cu 40K, dacă coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 3?
7. Cu o creștere a temperaturii cu 40K, viteza unei anumite reacții a crescut de 39,06 ori. Determinați coeficientul de temperatură al vitezei de reacție.
Descompunerea peroxidului de hidrogen sub influența unui catalizator și în prezența săpunului lichid este unul dintre cele mai frumoase experimente chimice. În literatura de limbă rusă, acest experiment nu are un nume specific în sursele în limba engleză se numește Pasta de dinți a elefantului, care tradus vag sună ca; Pasta de dinti elefant.
Pentru experiment aveți nevoie de 30-50% peroxid de hidrogen (perhidrol), puțin detergent lichid (care dă multă spumă stabilă) și un catalizator de descompunere a peroxidului de hidrogen. Când peroxidul intră în contact cu catalizatorul, oxigenul este eliberat activ și, datorită prezenței săpunului lichid, se formează multă spumă (pentru scurt timp). La amestec se adaugă adesea coloranți, care colorează spuma în diferite culori. Fluxul de spumă care iese din deschiderea balonului sau cilindrului seamănă adesea cu adevărat cu „pastă de dinți pentru elefanți”.
Diferite substanțe și amestecuri pot fi utilizate ca catalizator pentru descompunerea peroxidului de hidrogen, de exemplu: amoniac de cupru, iodură de potasiu și chiar o suspensie de drojdie.
Am efectuat deja acest experiment în trecut, dar nu m-am obosit să mă uit la vechile mele notițe și, în consecință, primul experiment nu a funcționat. Am luat 7,5 g de sulfat de cupru, am adăugat 30 ml de soluție concentrată de amoniac și am amestecat bine. Soluția a fost turnată într-un balon de litru, s-a adăugat 50 ml de detergent lichid de spălat vase Gala și 80 ml de distilat și s-a amestecat din nou. Am turnat in balon 100 ml de perhidrol luat de la frigider. Sau, mai degrabă, am încercat să-l torn: a început o reacție violentă, drept urmare nu am avut timp să adaug aproximativ 1/3 din perhidrol. A avut loc descompunerea rapidă a peroxidului, dar experimentul s-a dovedit dezgustător: era puțină spumă.
Apoi m-am uitat la înregistrări vechi. S-a dovedit că ultima dată am luat cantități complet diferite de substanțe:
„Într-un balon conic de 300 ml, se toarnă 10-20 ml de detergent lichid de vase Gala (sau orice detergent similar). Într-un alt balon, se dizolvă 3-4 g de sulfat de cupru într-un exces de soluție puternică de amoniac (se adaugă amoniac până la cuprul). sulfatul este complet se va dizolva cupru albastru (II) se formează amoniac:
CuSO 4 + 6NH 3 + 2H 2 O = (OH) 2 + (NH 4) 2 SO 4
Se toarnă soluția de cupru amoniac în balonul de detergent și se amestecă bine. Puneți balonul pe masă și adăugați rapid 50-100 ml de soluție de peroxid de hidrogen 30-50%. Va exista o eliberare puternică de gaz. O fântână de spumă va erupe din balon. Întregul spațiu din jurul balonului va fi umplut cu un bulgăre mare de spumă în câteva secunde. Din spumă se va ridica aburul - reacția de descompunere a peroxidului de hidrogen are loc cu eliberarea de căldură. În experimentele noastre, înălțimea și lățimea spumei rezultate au fost de aproximativ 60 cm.”
Cu alte cuvinte, a trebuit să se ia mai puțin cupru amoniac și săpun lichid.
Pentru al doilea experiment am luat un balon conic de 300 ml, 2 g sulfat de cupru, la care am adaugat solutie concentrata de amoniac 20%. După dizolvarea sulfatului de cupru, adăugați 20 ml de detergent lichid de spălat vase Gala și amestecați. Am luat 70 ml de peroxid de hidrogen, dar am reușit să adaug doar 50 ml - a început formarea spumei active.
Spuma care a ieșit din balon semăna cu adevărat cu pasta de dinți care a fost stoarsă dintr-un tub. Datorită amoniacului de cupru, dungi de culoare albastră se întind de-a lungul spumei. Experimentul a ieșit bine, dar descompunerea a fost lentă și a durat mai mult de 2,5 minute.
Mi-am amintit că am efectuat experimentul descris în articol
