а) Гетерогенный катализ. В три пробирки налить по ¼ объема перекиси водорода. Одновременно добавить: в первую пробирку – оксид марганца (II) (MnO2), во-вторую – оксид кремния (IV) (SiO2), в третью – оксид железа (II) (FeO). Наблюдать реакцию разложения перекиси водорода. Выделение кислорода можно определить, опустив в пробирку тлеющую лучинку. Одинаково ли быстро протекает реакция в пробирках? Какое вещество не является катализатором реакции разложения? Записать уравнение реакции.
б) Гомогенный катализ. В две пробирки на 1/3 объема налить 0,5М раствор серной кислоты. В каждую пробирку бросить по кусочку цинка и добавить по 5 капель раствора перманганата калия (KМnO4). Одну пробирку оставить в качестве эталона, а в другую – добавить несколько кристаллов нитрата калия (KNO3) в качестве катализатора. В какой из пробирок обесцвечивание раствора происходит быстрее? Запишите суммарную реакцию.
При взаимодействии металлического цинка с раствором серной кислоты образуется атомарный водород, который рекомбинируя, выделяется в виде газа Н2. В первой пробирке восстановление перманганата калия происходит непосредственно атомарным водородом (реакция протекает довольно медленно). Во второй пробирке атомарный водород вначале восстанавливает ион NO3- до иона NO2-, который реагирует с перманганатом калия значительно быстрее.
При этом ион MnO4- восстанавливается до Mn2+, а ион NO2- вновь окисляется до NO3-.
Таким образом, нитрат калия, участвуя в промежуточных стадиях процесса, способствует более быстрому протеканию реакции восстановления перманганата калия. Сам же KNO3 в результате реакции не расходуется и остается в первоначально взятом количестве.
Опыт 4. Химическое равновесие и его смещение
а) Влияние изменения концентрации на смещение равновесия. Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа (III) и роданидом калия. Образующийся в результате реакции раствор роданида железа Fe(CNS)3 обладает красным цветом, интенсивность которого зависит от его концентрации. Смещение равновесия легко наблюдать по изменению окраски растворов.
В стаканчик на 50мл налить на ¾ объема дистилли-рованной воды и добавить по 2 капли насыщенных растворов FeCl3 и KCNS. Окрашенный в красный цвет раствор разлить поровну в 4 пробирки. Составить уравнение реакции и запи-сать выражение константы химического равновесия (Кс).
Первую пробирку оставить в качестве эталона, во-вторую добавить по 2 капли насыщенного раствора FeCl3, в третью – 2 капли насыщенного раствора KCNS, а в четвертую добавить несколько кристаллов KCl. Сравнить цвета образовавшихся растворов и объяснить смещение равновесия.
б) в растворах солей хрома (хромата и дихромата) существует равновесие 2CrO42- + 2H+ ⇄ Cr2O72- +H2O.
Раствор, содержащий ионы CrO42- имеет желтую окраску, а
раствор ионов Cr2O72- - оранжевую. Изменение концентрации ионов водорода Н+ смещает это равновесие в ту или другую сторону.
В стаканчик емкостью 50мл налить на 1/5 объема раствор хромата калия (K2СrO4). К этому раствору по каплям добавлять концентрированную серную кислоту и наблюдать изменение окраски. Затем к полученному раствору добавить по каплям раствор концентрированной щелочи (NaOH) и снова наблюдать появление исходного цвета.
Записать полное уравнение реакции. Сделать вывод, в какой среде (рН) существуют ионы хромата и дихромата.
в) Влияние температуры на химическое равновесие. В пробирку на 1/2 объема налить 1М раствор аммиака (NH4OH). Добавить 1 каплю фенолфталеина и наблюдать появление малиновой окраски. Пробирку нагреть над пламенем горелки. Окраска исчезает. При охлаждении раствора малиновое окрашивание вновь появляется. Сделать вывод о влиянии температуры на смещение равновесия.