Общая и неорганическая химия (стр. 6 )

Различают гомогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе и гетерогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

Явление гомогенного катализа объясняется чаще всего теорией промежуточных соединений, суть которой состоит в образовании промежуточного весьма реакционноспособного, неустойчевого соединения одного из веществ катализатором, это вещество немедленно вступает во взаимодействие с другими участниками реакции, высвобождая при этом катализатор.

А + В = А В - медленный процесс

А + кат. = А Кат. две быстрые

А Кат. + В = А В + Кат. стадии

В теории гетерогенного катализа используется явление адсорбции молекул реагирующих веществ на отдельных точках поверхности катализатора (активные центры). За счет адсорбции увеличивается концентрация молекул реагирующих веществ у поверхности катализатора. Может проходить и деформация, ослабление связей внутри молекул, а также возможно образование промежуточных соединений, о которых речь шла выше.

Для катализаторов характерна специфичность действия – определенный катализатор оказывает влияние на скорость определенной реакции или на группы однотипных реакций.

Существуют вещества, присутствие которых даже в нежелательных количествах подавляет действие катализатора. Такие вещества называют каталитическими ядами.

9.3 Экспериментальная часть

9.3.1 Опыт 1. Влияние концентрации на скорость реакции (полумикрометод).

Для исследования предлагается реакция взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + S ¯ + SO2 ­ + H2O (9.6)

Выделяющаяся сера дает коллоидный раствор, содержимое пробирки становится мутным (опалесценция). По промежутку времени от начала реакции (добавление кислоты) до заметного помутнения раствора можно судить об относительной скорости реакции.

Для приготовления опыта надо приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести: в первую 4 капли 5%-ного раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды, во вторую 8 капель раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды, в третью – 12 капель раствора тиосульфата. Таким образом, будут получены три раствора тиосульфата различной концентрацией. Если условно обозначить молярную концентрацию в первой пробирке - С молей, то во второй она будет – 2С, а в третьей – 3С молей.

В первую пробирку внести 1 каплю 2,5%-ного раствора серной кислоты (следите, чтобы капля не попала на стенку пробирки, а упала прямо в раствор!). По секундомеру отметьте время от момента добавления кислоты до появления заметной опалесценции. Также поступите со второй и с третьей пробиркой. Во всех трех пробирках наблюдается выделение серы, но для этого в растворах различной концентрации тиосульфата потребовалось разное время (t). Величина 1/t условно называется относительной скоростью реакции.

Исходные данные и полученные результаты записываются в таблицу по форме:

№ пробирки	К-во капель раствора Na2S2O3	К-во капель воды	Общий объем (число капель)	К-во капель H2SO4	Концентрация Na2S2O3 моль/л	Время появления мутности t, с	Относите льная скорость реакции
1	4	8	12	1	1С
2	8	4	12	1	2С
3	12	0	12	1	3С

На основании полученного экспериментальных данных постройте график зависимости скорости реакции от концентрации, отложив по оси абсцисс концентрацию – С, а по оси ординат относительную скорость 1/t.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

9.3.2 Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры (полумикрометод).

В три сухие пробирки накапайте по 10 капель раствора тиосульфата. В первую пробирку внести 1 каплю 2,5 %-ного раствора серной кислоты и по секундомеру отметьте время реакции (см. опыт 1). Вторую пробирку и пробирку с серной кислотой и опущенной в неё пипеткой поместите в термостат (стакан с водой) с температурой на 100 выше комнатной. Через 3-5 минут (когда растворы в пробирках нагреются) внесите 1 каплю раствора кислоты в пробирку с раствором тиосульфата и определите время реакции (см. опыт 1). Третью пару пробирок поместите в термостат с температурой на 200 С. Через 3-5 минут проделайте опыт и определите время реакции.

Результаты опыта запишите в таблицу:

№ пробирки	Температура опыта, С	Время появления мути, t сек.	Относительная скорость реакции, 1/t
1
2
3

Постройте график зависимости скорости от температуры, отложив по оси абсцисс температуру, а по оси ординат относительную скорость 1/t. Вычислите температурный коэффициент реакции (g).

9.3.2 Опыт 3. Влияние поверхности раздела реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе (полумикрометод).

Приготовьте два небольших приблизительно одинаковых кусочка мела. Один из них разотрите пестиком в порошок и пересыпьте в коническую пробирку, вторую поместите в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавьте по 20 капель концентрированной соляной кислоты. Напишите уравнение реакции, объясните наблюдаемые явления.

9.3.3 Опыт 4. Гомогенный катализ.

Налейте в пробирку 0,5 мл 0,1 Н раствора КМnО4 и 15 мл 2 Н раствора серной кислоты. Полученный раствор разлейте поровну в две пробирки. В одну из них насыпьте немного нитрата калия КNО3 и встряхните пробирку для более скорого растворения соли. Затем внесите в обе пробирки по 2 кусочка цинка. Убедитесь в том, что обесцвечивание раствора происходит значительно быстрее в той пробирке, в которую был добавлен катализатор. Уравнение реакции, идущей в отсутствие катализатора, записывается так:

2KMnO4 + 3H2SO4 + 10 H ® K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O. (9.7)

Участвующий в данной реакции атомарный водород образовался при взаимодействии цинка с серной кислотой. Механизм каталитического действия нитрата калия схематически записывается так:

KNO3 + 2H ® KNO2 + H2O (9.8)

2KMnO4 + 3H2SO4 + 5KNO2 ® K2SO4 + 2MnSO4 +5KNO3 + 3H2O. (9.9)

Роль промежуточного соединения в данном случае играет нитрат калия KNO2.

9.3.5 Опыт 5. Гетерогенный катализ (полумикрометод).

а) Каталитическое действие диоксида свинца.

Налейте в пробирку 5-8 капель 30%-ного раствора пероксида водорода. Внесите в раствор на кончике микрошпателя диоксид свинца PbO2 и наблюдайте выделение газа. Напишите уравнение разложения пероксида водорода. (Диоксид свинца можно заменить диоксидом марганца МnO2).

б) Каталитическое действие воды (опыт проводят под тягой).

Смешайте в фарфоровой чашечке два микрошпателя порошка цинка (алюминия) и один микрошпатель кристаллического йода. Протекает ли реакция между цинком и йодом? На смесь капните каплю воды. Наблюдайте бурную реакцию, сопровождающуюся большим выделением теплоты, за счет которой происходит возгонка непрореагировавшего йода – выделяются пары фиолетового цвета. Напишите уравнение реакции.

9.4 Контрольные вопросы и задачи

1 Что называется скоростью химической реакции? От каких факторов она зависит?

2 Как и почему изменяется скорость химической реакции при изменении температуры?

3 От каких факторов зависит скорость химической реакции в гетерогенных системах?

4 Что называется катализатором? Какое влияние и почему оказывает катализатор на скорость химической реакции?

5 Напишите выражение для скорости следующих реакций:

4NH3 + 5O2 ® 4NO + 6 H2O

2Mg + O2 ® 2MgO

6 Во сколько раз увеличится скорость реакции:

2NO + O2 ® 2NO2

а) при увеличении концентрации O2 в два раза?

б) при увеличении концентрации NO в три раза?

7 При 250 С некоторая реакция заканчивается за 32 минуты. Принимая температурный коэффициент равным 2, рассчитать через какое время закончится эта реакция при 850 С?

10 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Лабораторная работа №7

10.1 Цель лабораторной работы

Изучение влияния различных факторов на химическое равновесие.

10.2 Теоретическая часть

Все химические реакции можно поделить на необратимые и обратимые.

Необратимые – реакции, которые в данных условиях могут идти в одном направлении и приводят к полному превращению исходных данных веществ в продукты реакции. Например:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ­ (10.1)

Обратимые – реакции, которые могут протекать одновременно в противоположном направлениях. Например:

H2 + Cl2 Û 2 НСl (10.2)

Будет ли реакция обратимой или необратимой – зависит от природы участников реакции.

В обратимых реакциях по мере расходования исходных веществ и накопления продуктов реакции скорость прямой реакции уменьшается, а обратимой – увеличивается, и наступает момент, когда они становятся равными.

Состояние системы, когда скорости прямой и обратимой реакции равны, называется химическим равновесием.

В момент равновесия концентрации участников реакции не изменяются.

Пусть реакция протекает по схеме:

аА + вВ Û сС + dД (10.3)

В соответствии с законом действия масс

nпр. = К1 . САА. СВВ ; nобр. = К2 . ССС . СДd (10.4)

В момент химического равновесия nпр. = nобр., т. е.

К1 . САА . СВВ = К2 . ССС . СДd (10.5)

Проводя математические преобразования, получим:

ССС. СДd К1

----------- = ----- = К (10.6)

СА. СВ К2

Так как К1 и К2 - величины постоянные, то их отношение (К) тоже величина постоянная и называется константой равновесия.

К зависит от температуры и не зависит от концентрации.

Величина К представляет собой отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентрации исходных веществ. Чем больше К, тем больше концентрация продуктов реакции, иными словами, К характеризует полноту протекания прямой реакции.