Рекомендации к выполнению



страница5/14
Дата22.06.2019
Размер0.74 Mb.
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14

Катализ



Теоретические основы. Процесс изменения скорости химической реакции за счет введения в реакционную систему веществ, не участвующих в конечном итоге в данной реакции, называется катализом. Различают положительный и отрицательный катализ, то есть ускоряющий или замедляющий скорость данной реакции. Катализаторами называют вещества, увеличивающие скорость реакции и остающиеся после реакции в неизменном виде. Вещества, замедляющие скорость реакции называются ингибиторами. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе. Примером может служить окисление газообразного оксида серы (IV) до оксида серы (VI) с участием катализатора - оксида азота (IV) - тоже газа. Явление гомогенного катализа объясняется теорией образования промежуточных соединений, согласно которой в присутствии катализатора реакция протекает с его участием в несколько стадий. Схематично это может быть выражено так: А + В = АВ (реакция без катализатора идет медленно).

В присутствии катализатора К :

1-ая стадия А + К = АК (быстро, АК - промежуточное соединение)

2-ая стадия АК + В = АВ + К (катализатор К после реакции остается в химически неизменном виде).

В гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в различных фазах (как правило, катализатором является твердое вещество, на поверхности которого происходит ускорение реакции. Примером может служить реакция окисления оксида серы (IV) кислородом на поверхности платины.

Реакции, в которых один из продуктов является катализатором данного процесса, называются автокаталитическими.

Главной причиной ускоряющего действия катализаторов является снижение энергии активации, необходимой для протекания реакции.
Цель работы. Установление зависимости скорости химической реакции от наличия катализатора.
Порядок работы.
Опыт 1. Каталитическое разложение пероксида водорода.
В две пробирки налить по 1 мл 3% -ого раствора пероксида водорода Н2О2. В одну пробирку добавить на кончике шпателя порошок оксида свинца (IV), в другую - оксид марганца (IV). По интенсивности выделения газа сравнить каталитическое действие обоих оксидов.
Опыт 2. Каталитическое действие нитрат аниона.
Налейте в пробирку 0,5 мл раствора перманганата калия КMnO4 и 10 мл 2N раствора серной кислоты. Перемешайте стеклянной палочкой и разлейте на две пробирки. В одну из них насыпьте немного нитрата калия и перемешайте еще раз для лучшего растворения соли. Затем опустите в обе пробирки по грануле металлического цинка. Отметьте пробирку, в которой реакция протекает быстрее.

Опыт 3. Автокатализ.
1.В коническую колбу налейте из бюретки 5 мл 2N раствора щавелевой кислоты, H2C2O4 а затем - 5 мл 2N раствора серной кислоты и перемешайте их.

2. В реакционную смесь из бюретки добавьте 0,5 мл раствора перманганата калия и одновременно включите секундомер. Отметьте время, потребовавшееся для исчезновения окраски раствора.

3. Добавьте в ту же колбу еще 0,5 мл перманганата калия и снова измерьте время до момента исчезновения окраски раствора.

4. Повторите еще три раза.


Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. К опытам 1 и 2: составьте уравнения реакции, сделайте вывод в каждом опыте о влиянии катализаторов на скорость химических реакции.

4. К опыту 3:

а) Заполните таблицу:


№ опыта

Объем (мл) Н2С2О4

Объем (мл) Н24

Объем (мл) KMnО4

Начальная конц. ионов Mn2+

Время реакции (сек)

















б) Постройте график зависимости времени течения реакции

2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 +10CO2 + 8H2O

от концентрации ионов Mn2+, образующихся в процессе реакции и являющихся катализатором данной реакции.

в) Сделайте вывод о скорости течения автокаталитических реакций.

Контрольные вопросы.
1. Приведите примеры гомогенного и гетерогенного катализа.

2. Каково влияние катализаторов на энергию активации?

3. От каких факторов зависит скорость гомогенной авто-каталитической реакции? гетерогенной?

Лабораторная работа 5




Окислительно-восстановительные реакции



Теоретические основы. Окислительно-восстановительными называются реакции, при которых происходит переход электронов от одних частиц (атомов, молекул или ионов) к другим, в результате чего изменяется степень окисления данных частиц. Процесс отдачи электронов называется окислением; вещество, атомы которого отдают электроны, называется восстановителем. Восстановительными свойствами обладают, как правило, молекулы водорода, атомы металлов в свободном состоянии, а также ионы, в которых элемент находится в низшей степени окисления или степень окисления которого может возрасти. В лаборатории в качестве восстановителей обычно применяют H2 , KI, H2S, HNO2 .

Процесс присоединения электронов называется восстановлением, а восстанавливающая частица - окислителем. Окислителями часто являются молекулы и ионы, содержащие элемент в высшей степени окисления, например: MnO4 , Cr2O72, Ni 3+ и т.д.

Окислительно-восстановительные свойства вещества определяют по их окислительной способности, числено выражаемый через редокс- потенциал . Реальный потенциал рассчитывается по уравнению Нернста:

= 0+lg(Cок / C восст) ,
где 0 - стандартный электродный потенциал данного процесса, n- количество принятых электронов, Cок и C восст - концентрации окисленной и восстановленной форм соответственно.

Чем больше значение , тем сильнее окислительные свойства окисленной формы данного соединения.


Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на три группы:

1). реакции межмолекулярного окисления-восстановления - это реакции в которых обмен электронами происходит между атомами, находящимися в различных молекулах: Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu .

2). реакции внутримолекулярного окисления-восстанов-ления - в таких реакциях окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе: 2КClO3 = 2KCl + 3O2.

3). реакции диспропорционирования, в которых одни и те же атомы в молекулах взаимодействуют друг с другом как окислитель с восстановителем, вследствие того, что эти атомы имеют промежуточные степени окисления и являются одновременно окислителем и восстановителем:



3К2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH.
Cоставление уравнений реакций окислисления-восстановления. Такие уравнения можно составлять как методом электронного баланса, так и ионно-электронным методом ( методом полуреакций ). В основе обоих методов лежит общий принцип: количество отданных и принятых электронов в реакции должны быть равно.

Метод электронного баланса основан на сравнении степени окисления атомов в исходных и конечных веществах. Им рекомендуется пользоваться в тех случаях, когда реакция протекает не в растворах (обжиг, разложение, горение).

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
O2 + 4 e = 2O2 11


Fe 2+ - e = Fe3+

2S - 10 e = 2S4+ 4
Метод полуреакций основан на составлении ионных уравнений для процессов окисления и восстановления с учетом рН среды данной реакции, оказывающей определенное влияние на направление протекания реакции. Сильные электролиты в данном методе записываются в виде ионов, слабые - в виде молекул. В ионную схему включают ионы и молекулы, проявляющие окислительно-восстановительные свойства, а также ионы, характеризующие среду (в кислой среде - ионы Н+ и молекулы воды, в щелочной среде - ионы ОН и молекулы воды, в нейтральной среде - молекулы воды, ионы Н+ или ОН):

Ca + HNO3 (разб) NH4NO3 + ...
Ca0 - 2 e Ca2+ 4

NO3 + 10H+ + 8 e NH4+ + 3H2O 1






4Ca0 + NO3 + 10H+ 4Ca2+ + NH4+ + 3H2O

4Ca + 10HNO3 (разб) 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Цель работы. Изучение окислительно-восстанови-тельных свойств различных веществ, типов окислительно-восстановительных реакций, а также методов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР).
Порядок работы.
Опыт 1. Окислительные свойства перманганата калия

в различных средах.

В три пробирки налейте по 5 капель раствора KMnO4. Затем в первую добавьте 5 капель 2N раствора серной кислоты, во вторую - 5 капель дистиллированной воды, а в третью - 5 капель 2N раствора щелочи.

После этого во все три пробирки добавьте по каплям раствор сульфита натрия Na2SO3 до видимого изменения цвета растворов.

Напишите наблюдения и уравнения реакций, учитывая, что окраска соединений марганца зависит от его степени окисления: ион MnO4 - имеет фиолетовую окраску, ион MnO42 - имеет зеленую окраску, ион Mn2+ - практически бесцветен, оксид марганца MnO2 - труднорастворимое вещество бурого цвета.


Опыт 2. Реакции внутримолекулярного окисления -

восстановления.
а) Разложения дихромата аммония (демонстрационный).

На асбестовую сетку насыпьте 5г дихромата аммония (NH4)2Cr2O7 и внесите в соль зажженную лучину. Напишите уравнение реакции, имея ввиду, что из газообразных продуктов выделяется молекулярный азот и пары воды.


б) Разложение перманганата калия (демонстрационный).

Насыпьте в пробирку немного кристаллического перманганата калия (так, чтобы закрыть дно пробирки) и осторожно нагрейте пробирку на пламени горелки. Докажите тлеющей лучиной, что в процессе реакции выделяется молекулярный кислород. Поставьте коэффициенты в уравнении реакции, считая, что в сухом остатке находятся оксид марганца (IV) и манганит калия K2MnO3 .


Опыт 3. Реакции диспропорционирования.
Налейте в пробирку 2 мл раствора пероксида водорода Н2О2 и добавьте в качестве катализатора несколько кристаллов оксида марганца (IV). Докажите с помощью тлеющей лучиной, что в процессе реакции выделяется молекулярный кислород. Напишите уравнение реакции, поставьте коэффициенты и объясните, почему эта реакция называется реакцией диспропорционирования.
Опыт 4. Окислительные свойства дихромата калия. (Cr +6)
Налейте в пробирку 1-2 мл дихромата калия К2Cr2O7 , 3 мл раствора 2N серной кислоты и 1 мл раствора иодида калия КI . Отметьте изменение окраски и докажите с помощью крахмального клейстера выделение свободного иода.
Опыт 5. Восстановительные свойства иона Cr +3.
Налейте в пробирку 1-2 мл раствора соли трехвалентного хрома, добавьте по каплям раствора щелочи до растворения образующегося осадка Cr(OH)3 и затем по каплям раствор пероксида водорода до изменения окраски раствора. Напишите уравнение реакции.
Форма лабораторного отчета.
1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. Номер и название опыта.

4. Наблюдения.

5. Уравнения реакций (поставьте коэффициенты методом электронного или электронно-ионного баланса).

Типовые задачи


  1. Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты, используя метод электронного или ионно-электронного баланса:

а) CuSO4 + Fe 

б) Ca + H2O 

в) Cu + HNO3 (конц) 

г) Fe + HNO3 (разб) 

д) Zn + H2SO4(конц) 

е) KMnO4 + KNO2 + H2O 

ж) KMnO4 + K2SO3 + KOH 

з) KMnO4 + H2O2 + H2SO4  O2 + …..

и) Cr(OH)3 + Br2 + KOH  K2CrO4 + KBr + H2O


  1. Найти массу газа, полученного при взаимодействии 3,2 г меди с избытком концентрированной серной кислоты.

  2. Найти массу газа, полученного при взаимодействии 4,0 г меди с избытком разбавленной азотной кислоты.

Лабораторная работа 6


Каталог: web-local -> uem -> autor -> ob him
ob him -> Качественный анализ
autor -> Основы патогенеза сахарный диабет
ob him -> Лабораторные работы по общей и неорганической химии
ob him -> Рекомендации к выполнению
autor -> История и методология зоотехнической науки
autor -> Практикум по птицеводству: Учебн пособие. М.: Изд-во рудн, 2002
autor -> Тесты для самоконтроля, вопросы и список микропрепаратов для сдачи экзамена
autor -> Учебно-методическое пособие по патологической физиологии Для студентов медицинского факультета специальностей «Лечебное дело», «Стоматология»,


Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14


База данных защищена авторским правом ©vossta.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница