Вывод: в гетерогенных системах скорость реакции зависит от площади поверхности реагирующих веществ.

Опыт 4. Гетерогенный катализ.

а) Разложение пероксида водорода H2O2 происходит и при комнатной температуре, но довольно медленно:

H2O2 → H2O + ½O2.

Процесс разложения можно ускорить введением катализатора MnO2.

В 2 мл 3%-ного раствора H2O2 всыпали щепотку оксида марганца (IV). Скорость реакции существенно возросла, наблюдалось бурное выделение пузырьков газа.

б) В пробирку налили серной кислоты, прилили раствор перманганата калия KMnO4. Полученную смесь разделили по трём пробиркам поровну. В каждую пробирку опустили по кусочку гранулированного цинка. В первую пробирку добавили несколько кристаллов KNO3, во вторую – в 2-3 раза большее количество нитрата калия, третью оставили для сравнения.

Наиболее быстро обесцвечивание раствора происходило во второй пробирке, в первой обесцвечивание проходило медленнее, в третьей – обесцвечивание было малозаметным. Аналогичным образом происходило и выделение пузырьков газа.

2KMnO4 + 3H2SO4 + 2Zn → ZnSO4 + K2SO4 + MnSO4 + 3H2↑

Вывод: MnO2 – катализатор в реакции разложения перекиси водорода. KNO3 – катализатор во взаимодействии цинка, серной кислоты и перманганата калия.

Опыт 5. Гомогенный катализ. В предыдущем опыте реакцию разложения пероксида водорода ускоряли гетерогенным катализатором – твёрдым оксидом марганца MnO2.

H2O2 → H2O + ½O2.

Эта реакция ускоряется также при помощи гомогенного катализатора – комплексного иона – тетра-аммиаката меди [Cu(NH3)4]2+. Этот катализатор является комплексным, поэтому необходимо исследовать влияние составляющих его компонентов – иона меди и аммиака. С этой целью в одну пробирку нужно налить 2 мл раствора CuSO4 и 0,5 мл H2O2, во вторую – 2 мл водного раствора аммиака и 0,5 мл H2O2. В обеих пробирках наблюдается образование мелких пузырьков кислорода в результате слабого каталитического действия составляющих комплексное соединение компонентов.

В третью пробирку необходимо прилить 2 мл раствора CuSO4 и добавить водного раствора аммиака до появления комплексного соединения темно-синего цвета:

CuSO4 + 4NH3∙H2O → 4H2O + [Cu(NH3)4]SO4.

К полученному раствору катализатора нужно прилить 2 мл 3%-ного H2O2. Именно в третьей пробирке будет наблюдаться наиболее интенсивное выделение газа. При этом можно заметить, что катализатор во время реакции не расходуется, а лишь ускоряет течение процесса.

Вывод: [Cu(NH3)4]SO4 также является катализатором при разложении пероксида водорода.

Опыт 6. Сдвиг химического равновесия в гомогенной системе.

Влияние концентрации исходных веществ и продуктов реакции на химическое равновесие в гомогенной системе можно исследовать на примере реакции:

FeCl3 + 3NH4CNS ↔ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl.

Смешаем в пробирке несколько миллилитров хлорида железа (III) и цианида аммония.

В результате содержимое пробирки окрашивается в тёмно-красный цвет. Полученную смесь разделили на 4 пробирки.

В первую добавили 2-3 капли роданистого аммония. Во вторую прилили немного концентрированного раствора хлорида железа (III). В третью всыпали немного кристаллического хлорида аммония и энергично встряхнули. Изменения цвета отмечены в таблице 3.

Табл. 3.

В первой пробирке vпр > vобр, во второй - vпр = vобр, в третьей - vпр < vобр.

По реакции с добавлением NH4CNS роданид железа образуется, что приводит к увеличению его концентрации и потемнению раствора, по реакции с добавлением NH4Cl (тв.) роданид железа расходуется, что приводит к уменьшению его концентрации и осветлению раствора.

NH4CNS сдвигает равновесие в сторону прямой реакции, а NH4Cl (тв.) в сторону обратной.

Выражение для константы химического равновесия:

Вывод: добавление цианида аммония сдвигает химическое равновесие в сторону прямой реакции, твёрдого хлорида аммония – в сторону обратной реакции, хлорида железа (III) не влияет на химическое равновесие.

Опыт 7. Влияние температуры на химическое равновесие

В пробирку налили 2 мл раствора аммиака и добавили 2 капли фенолфталеина. Пробирку нагрели. В результате изменения температуры раствор посветлел. Из-за повышения температуры часть раствора аммиака испарилась, следовательно, его концентрация уменьшилась. Нагревание сдвинуло равновесие в сторону обратной реакции.

Вывод: Нагревание сдвинуло химическое равновесие в сторону обратной реакции.

Основные выводы:

В результате проделанных опытов мы убедились в том, что на скорость химических реакций оказывают влияние множество факторов, таких как температура, давление, концентрация реагирующих веществ, наличие катализатора, площадь поверхности и т.д. Кроме того, вышеперечисленные факторы способны влиять на смещение химического равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

Контрольные вопросы

1. Составить уравнения скоростей реакций:

2N2O3 + O2 ↔ 2N2O4;

vпр =k1a2b; vобр =k2c2.

2Me + O2 → 2MeO;

v =k·a2b.

2. Как изменится скорость реакции CO +H2O → CO2 + H2, протекающей в закрытом сосуде при T=313˚С, если давление увеличить в четыре раза.

Решение:

увеличение давления в 4 раза равносильно увеличению молярных концентраций веществ в 4 раза.

v1 = k·(4a)(4b)=16v.

Скорость реакции возрастёт в 16 раз.

3. Реакция окисления NO выражается следующим уравнением:

2NO + O2 → 2NO2.

Начальная концентрация NO равна 0,3 моль/л, а кислорода – 0,15 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию NO до 1,2 моль/л, а кислорода – до 0,6 моль/л.

Решение:

Скорость реакции до изменения параметров:

v1 = k (0,3)2(0,15) = 0,0135.

Скорость реакции после изменения параметров:

v2 = k(1,2)2(0,6) = 0,864.

v2/v1 = 64.

Скорость реакции возрастёт в 64 раза.

4. При нагревании водорода и йода в закрытом сосуде до 444˚С обратимо протекает реакция по уравнению H2 + I2 ↔ 2 HI.