Перекись водорода дихромат калия


K2Cr2O7 + h3O2 + h3SO4 = ? уравнение реакции

В результате взаимодействия пероксида водорода с дихроматом калия в кислой среде, создаваемой серной кислотой (K2Cr2O7 + h3O2 + h3SO4 = ?) происходит образование средних солей – сульфатов хрома (III) и калия, воды, а также выделение газа — кислорода. Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

   

Запишем ионные уравнения, учитывая, что вода, газы и пероксид водорода на ионы не распадаются, т.е. не диссоциируют.

   

   

Первое уравнение называют полным ионным, а второе – сокращенным ионным.
Данная реакция относится к окислительно-восстановительным, поскольку химические элементы кислород и хром изменяют свои степени окисления. Схемы электронного баланса выглядят следующим образом:

   

   

Окисление – это отдача электронов веществом, т.е. повышение степени окисление элемента. Вещества, отдающие свои электроны в процессе реакции, называются восстановителями (в данном случае это пероксид водорода).
Восстановление – это смещение электронов к веществу или понижение степени окисления элемента. Вещества, принимающее электроны, называется окислителем (в данном случае это дихромат калия).

Перекись водорода | Химия, класс 11, водород

Перекись водорода была открыта французским химиком Дж. Л. Тенаром в 1818 году.

Препарат

1) Из перекиси натрия (метод Мерка)

Постепенно добавляется расчетное количество перекиси натрия. ан. ледяной раствор 20% H 2 SO 4 .

Na 2 O 2 + H 2 SO 4 ——–> Na 2 SO 4 + H 2 O 2

При охлаждении кристаллов Na 2 SO 4 · 10 H 2 O отделяется, и полученный раствор содержит около 30% H 2 O 2 .раствор также содержит некоторое количество растворенного Na 2 SO 4 , но он не мешает реакциям H 2 O 2 .

2) Из пероксида бария

a) Под действием разбавленной серной кислоты: тонкую пасту гидратированного пероксида бария готовят в ледяной воде и затем медленно добавляют к ледяному раствору 20% h3SO4.

BaO 2 · 8H 2 O (s) + H 2 SO 4 (водн.) ——> BaSO 4 (s) + H 2 O 2 (водн.) + 8H 2 O (l)

Белый осадок BaSO 4 удаляют фильтрованием, оставляя разбавленный раствор (5%) H 2 O 2 .

Безводный пероксид бария нельзя использовать, поскольку осажденный BaSO 4 образует защитный слой вокруг непрореагировавшего пероксида бария, тем самым предотвращая дальнейшую реакцию.

ограничение: Перекись водорода, полученная этим методом, содержит заметные количества Ba 2+ и , которые катализируют разложение перекиси водорода. Следовательно, перекись водорода, полученная этим методом, не может храниться долгое время.

H 2 SO 4 также действуют как катализатор разложения пероксида водорода, поэтому использование более слабых кислот, таких как H 2 CO 3 и H 3 PO 4 , предпочтительнее Н 2 SO 4.

b) Под действием двуокиси углерода или угольной кислоты:

Когда быстрый поток CO 2 барботируется через тонкую пасту BaO 2 в ледяной воде, H 2 O 2 и BaCO 3 произведены.

BaO 2 + H 2 O + CO 2 ———> BaCO 3 + H 2 O 2

Нерастворимый карбонат бария удаляют фильтрацией, оставляя разбавленный раствор водорода. перекись.

c) Под действием фосфорной кислоты:

Пероксид водорода можно также получить действием фосфорной кислоты на пероксид бария.

3 BaO 2 + H 3 PO 4 ———> Ba 3 (PO4) 2 ↓ + 3H 2 O 2

Преимущество : Поскольку почти все примеси тяжелых металлов, присутствующие в BaO 2 и катализирующие разложение пероксида водорода, удаляются в виде нерастворимых фосфатов.В результате полученный раствор перекиси водорода имеет хорошие сохраняющие свойства.

Производство перекиси водорода

1) Электролизом 50% H 2 SO 4 :

Перекись водорода получают электролизом холодного 50% раствора серной кислоты при высокой плотности тока в электролитическая ячейка с использованием платины в качестве анода и графита в качестве катода.

2H 2 SO 4 ——–> 2H + + 2HSO 4

катод: 2H + + 2e‾ ——-> H 2

анод: 2HSO 4 ‾ ——–> H 2 S 2 O 8 + 2e‾

Пероксодисерная кислота, образовавшаяся вокруг анода, удаляется, а затем перегоняется с водой при пониженном давлении.Низкокипящий H 2 O 2 перегоняется вместе с водой, оставляя после себя высококипящий H 2 SO 4 , который восстанавливается и рециркулируется.

H 2 S 2 O 8 + H 2 O ——–> H 2 SO 5 + H 2 SO 4

H 2 SO 5 + H 2 O ——-> H 2 SO 4 + H 2 O 2

Если вместо 50% H 2 SO 4 , эквимолярная смесь H 2 SO 4 и сульфата аммония получают более концентрированный раствор H 2 O 2 .

(NH 4 ) 2 SO 4 + H 2 SO 4 —-> 2 NH 4 HSO 4

2 NH 4 HSO 4 ——- > 2H + + 2 NH 4 SO4‾

на катоде: 2H + + 2e‾ ——–> H 2

на аноде 2NH 4 SO4‾ —–> (NH 4 ) 2 S 2 O 8 + 2e‾

Персульфат аммония, образовавшийся вокруг анода, удаляют и перегоняют с водой с получением пероксида водорода.

(NH 4 ) 2 S 2 O 8 + 2H 2 O —–> 2NH 4 HSO 4 + H 2 O 2

Этот процесс в настоящее время используется для лабораторного приготовления D 2 O 2 , т.е.

K 2 S 2 O 8 + 2 D 2 O ——> 2KDSO 4 + D 2 O 2

2) Путем автоокисления 2-этилантрахинола


Воздух барботируют через 10% раствор 2-этилантрахинола в бензоле и циклогексане, когда 2-этилантрахинол окисляется до 2-этилантрахинона и перекиси водорода.

Образованный таким образом пероксид водорода экстрагируют водой, и водный раствор концентрируют перегонкой при пониженном давлении, получая 30% раствор пероксида водорода.

Образовавшийся в процессе 2-этилантрахинон восстанавливают водородом в присутствии катализатора Pd с получением 2-этилантрахинола, который снова используют.

Концентрация раствора перекиси водорода

Перекись водорода не может быть сконцентрирована простой перегонкой, так как ее разлагающие вещества намного ниже точки кипения, давая воду и кислород.

Разложение катализируется наличием примесей ионов тяжелых металлов, пыли и шероховатых поверхностей.

Концентрирование H 2 O 2 проводится осторожно в несколько этапов:

1) Выпаривание на водяной бане: разбавленный водный раствор перекиси водорода отбирается в большой неглубокой чашке для испарения и нагревается. на водяной бане. Медленное испарение воды продолжается до тех пор, пока раствор не будет содержать около 50% перекиси водорода. Концентрирование перекиси водорода этим методом невозможно, так как она имеет тенденцию к разложению.

2) Обезвоживание в вакуумном эксикаторе

Полученный выше 50% раствор перекиси водорода помещают в чашку и помещают в вакуумный эксикатор, содержащий конц. H 2 SO 4 . Давление внутри эксикатора снижается путем подключения к вакуумному насосу. В результате низкого давления вода легко испаряется, и образующийся водяной пар поглощается концом H 2 SO 4 . Образуется перекись водорода с концентрацией около 90%.

3) Перегонка при пониженном давлении

Полученный выше 90% раствор перекиси водорода подвергают перегонке при пониженном давлении. Во время этого процесса вода перегоняется при температуре от 303 до 313 К, оставляя почти чистый перекись водорода.

4) Удаление последних следов воды

Последние следы воды в перекиси водорода удаляются путем замораживания ее в замораживающей смеси, состоящей из сухого льда и эфира, когда кристаллы перекиси водорода отделяются.Эти кристаллы удаляют, сушат и плавят с получением чистой перекиси водорода.

Хранение перекиси водорода

1) Перекись водорода нельзя хранить в стеклянных бутылках, поскольку шероховатая поверхность стекла, присутствующие в нем оксиды щелочных металлов и воздействие света катализируют его разложение. Поэтому перекись водорода обычно хранят в пластиковых или тефлоновых бутылках, покрытых цветным парафином.

2) Для предотвращения образования перекиси водорода необходимо также добавить стабилизатор, такой как мочевина, глицерин, ацетанилид, фосфорная кислота.

Прочность раствора перекиси водорода

Крепость водного раствора перекиси водорода обычно выражается следующими способами:

1) Доля концентрации: Она выражает количество перекиси водорода по массе, присутствующее в 100 мл воды. решение.

Для Ex : 30% водный раствор перекиси водорода означает, что 30 граммов перекиси водорода присутствуют в 100 мл раствора.

2) Объемная прочность : Крепость водного раствора пероксида водорода выражается в объеме кислорода, высвобождаемого при NTP при разложении 1 мл этого образца пероксида водорода.Водный раствор перекиси водорода, продаваемый на рынке, имеет маркировку 10 объемов, 20 объемов, 30 объемов, 100 объемов. Раствор перекиси водорода, обозначенный как 10 объема, означает, что 1 мл такого раствора перекиси водорода при разложении под действием тепла дает 10 мл кислорода в N.T.P.

Физические свойства перекиси водорода

1) Чистая перекись водорода представляет собой густую сиропообразную жидкость бледно-голубого цвета.

2) Имеет горький вкус .ch

3) Перекись водорода более плотная и более вязкая, чем вода.Это связано с тем, что молекула перекиси водорода еще более тесно связана посредством водородных связей, чем молекула воды.

4) Его температура плавления составляет 272,4 К. Поскольку он интенсивно разлагается при нагревании, невозможно определить его точку кипения при атмосферном давлении. Его точка кипения была определена методом экстраполяции 423,2.

5) Полностью смешивается с водой, спиртом и эфиром во всех пропорциях.

6) Дипольный момент перекиси водорода немного больше, чем у воды.

Химические свойства

1) Разложение

Чистая перекись водорода является нестабильной жидкостью и при длительном стоянии или нагревании разлагается на воду и кислород.

2H 2 O 2 (водн.) —–> 2H 2 O (l) + O 2 (г)

Это пример автоокисления и самовосстановления.

Разложение еще больше ускоряется присутствием определенных ионов металлов, металлических порошков и оксидов металлов.Даже древесный уголь, шероховатые поверхности и свет также катализируют его разложение. С раствором перекиси водорода нужно обращаться осторожно, так как он может взорваться, оставив следы органических веществ или даже частицы пыли.

2) Кислая природа

Чистая перекись водорода окрашивается в синий лакмусовый цвет, но его разбавленный раствор нейтрален по отношению к лакмусу. Таким образом, он ведет себя как слабая кислота. Его константа диссоциации составляет 1,55 · 10 -12 , что при 298 К, ​​что лишь немного выше, чем у воды.

Перекись водорода лишь немного более сильная кислота, чем вода. Так как перекись водорода имеет два ионизируемых атома водорода, она образует две серии солей, то есть гидропероксиды и пероксиды.

H 2 O 2 2H + + HO 2

H 2 O 2 2H + + O 2 2‾

Кислотная природа перекиси водорода проявляется в реакции ее нейтрализации гидроксидами.

NaOH + H 2 O 2 ————> NaHO 2 + H 2 O

2NaOH + H 2 O 2 ————> Na 2 O 2 + 2H 2 O

Поскольку пероксид водорода является более слабой кислотой, чем угольная кислота, он не разлагает карбонаты и бикарбонаты с выделением газообразного диоксида углерода.

3) Окислительный и восстанавливающий характер

Перекись водорода действует как окислитель, а также как восстановитель как в кислотном, так и в основном растворе.Степень окисления кислорода в перекиси водорода составляет -1. Он может быть окислен до кислорода или восстановлен до воды или гидроксид-иона.

Перекись водорода - сильный окислитель, но слабый восстановитель.

Окисляющий характер

Перекись водорода действует как окислитель как в кислой, так и в щелочной среде.

В кислой среде

H 2 O 2 (вод.) + 2 H + + 2e‾ ———-> 2H 2 O (л)

В основной среде

H 2 O 2 (водн.) + 2e‾ ——-> 2OH‾ (водн.)

Окисляющее действие в кислой среде

1) Окисляет сульфат железа до сульфата железа

2) Он окисляет ферроцианид калия до феррицианида калия

3) Он высвобождает йод из подкисленного раствора йодида калия

4) Он реагирует с ледяным подкисленным раствором дихромата калия с образованием пентоксида хрома в растворе пентохромата хрома. синяя окраска.

5) Пероксид водорода окисляет сульфид свинца до сульфата свинца

H 2 O 2 ———-> H 2 O + [O] × 4

PbS + 4 [O ] ———> PbSO 4

_______________________________________________

PbS (s) + 4 H 2 O 2 ————> PbSO 4 + 4H 2 O

________________________________________________

Эта реакция Используется для восстановления белого цвета свинцовых красок, которые почернели из-за образования сульфида свинца под действием H 2 S, присутствующего в воздухе.При обработке H 2 O 2 сульфид свинца превращается в сульфат свинца (белый) и, таким образом, цвет свинцовой окраски восстанавливается.

Окисляющее действие в щелочной среде

1) Окисляет сульфиты, нитриты и арсениты до сульфатов, нитратов и арсенатов в щелочной среде.

Na 2 SO 3 + H 2 O 2 ———-> Na 2 SO 4 + H 2 O

KNO 2 + H 2 O 2 ———-> KNO 3 + H 2 O

Na 3 AsO 3 + H 2 O 2 ———-> Na 3 AsO 4 + H 2 O

2) Он окисляет соли марганца до диоксида марганца

MnSO 4 + 2NaOH + H 2 O 2 ———-> Na 2 SO 4 + MnO 4 + 2H 2 O

3) Он окисляет соли двухвалентного железа до солей трехвалентного железа

2FeSO 4 + 4NaOH + H 2 O 2 ———-> 2 Fe (OH ) 3 + 2 Na 2 SO 4

4) Окисляет соли хрома до хроматов

Cr 2 (SO 4 ) 3 +3 H 2 O 2 + 10 NaOH ———-> 2 Na 2 CrO 4 + 3 Na 2 SO 4 + 8H 2 O

5) Окисляет формальдегид до муравьиная кислота

HCHO + H 2 O 2 ———-> HCOOH + H 2 O

Восстанавливающий характер

В присутствии сильного окислителя пероксид водорода действует как восстановитель в кислая, а также щелочная среда.В этих реакциях молекулярный кислород всегда образуется в результате комбинации H 2 O 2 с атомом кислорода, выделяемым сильным окислителем.

H 2 O 2 + [O] ——> H 2 O + O 2

Кислая среда

H 2 O 2 (водн.) —–> 2H + + O 2 + 2e‾

Щелочная среда

H 2 O 2 (водн.) + 2 OH¯ (водн.) ———> 2 H 2 O (l) + O 2 (г) + 2e‾

Восстанавливающее действие в кислой среде

1) Восстанавливает подкисленный раствор перманганата калия.В результате раствор KMnO 4 выделяется розовой окраской.

или

MnO 4 ‾ + 8 H + 5e‾ ——–> Mn 2+ + 4 H 2 O] × 2

H 2 O 2 ——-> 2 H + + O 2 + 2e¯] × 5

__________________________________________________________

2 MnO 4 ‾ + 6 H + + 5 H 2 O 2 ——- > 2Mn 2+ + 8 H 2 O + 5O 2

2) Восстанавливает подкисленный раствор дихромата калия.В результате этой реакции оранжевый цвет K 2 Cr 2 O 7 меняется на зеленый из-за образования соли хрома.

или

Cr 2 O 7 2‾ + 14 H + + 6e‾ ———–> 2 Cr 3+ + 7H 2 O

H 2 O 2 ——-> 2 H + + O 2 + 2e¯] × 3

_________________________________________________________

Cr 2 O 7 2‾ + 8 H + + 3 H 2 O 2 ——-> 2 Cr 3+ + 7H 2 O + 3O 2

3) Восстанавливает диоксид марганца до сульфата марганца в присутствии разбавителя H 2 SO 4

MnO 2 + H 2 SO 4 ———-> MnSO 4 + H 2 O + [O]

H 2 O 2 + [O] —-> H 2 O + O 2

___________________________________________________

MnO 2 + H 2 SO 90 013 4 + H 2 O 2 ——> MnSO 4 + H 2 O + O 2

____________________________________________________-

4) Восстанавливает озон до дикислорода

O 3 ——–> O 2 + [O]

H 2 O 2 + [O] —-> H 2 O + O 2

_________________________________

H 2 O 2 + O 3 ——-> H 2 O + O 2

_________________________________-

5) Восстанавливает хлор до HCl

Cl 2 + H 2 O - —-> 2 HCl + [O]

H 2 O 2 + [O] —-> H 2 O + O 2

______________________________

H 2 O 2 + Cl 2 —–> 2 HCl + O 2

______________________________

Восстановление в щелочной среде

1) Восстанавливает перманганат калия до диоксида марганца

2KMnO 4 + 3 H 2 O 2 ——-> MnO 2 + 2KOH + 3 O 2 + 2 H 2 O

2) Восстанавливает соли трехвалентного железа до солей двухвалентного железа

Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O 2 + NaOH ——– > 2 FeSO 4 + Na 2 SO 4 + O 2 + 2 H 2 O

3) Восстанавливает феррицианид калия до ферроцианида калия

2 K 3 [Fe ( CN) 6 ] + 2 KOH + H 2 O 2 ———> 2 K 4 [Fe (CN) 6] + 2 H 2 O + O 2

4) Восстанавливает оксид металлов до металлов i.е. оксид серебра до серебра

Ag 2 O + H 2 O 2 ———> 2 Ag + H 2 O + O 2

5) Восстанавливает галоген до галогенид-ионов

Cl 2 + H 2 O 2 + 2KOH ——-> 2KCl + 2H 2 O + O 2

I 2 + H 2 O 2 + 2NaOH ——-> 2NaI + 2H 2 O + O 2

6) Восстанавливает гипогалогениты до галогенидов

NaOBr + H 2 O 2 —-> NaBr + H 2 O + O 2

CaOCl 2 + H 2 O 2 —-> CaCl 2 + H 2 O + O 2

Отбеливающее действие

Отбеливающее действие водорода перекись возникает из-за образующегося кислорода, который она высвобождает при разложении.

H 2 O 2 —–> H 2 O + [O]

Образующийся кислород соединяется с красящим веществом, которое, в свою очередь, окисляется. Таким образом, отбеливающее действие пероксида водорода обусловлено окислением красящее вещество за счет образующегося кислорода.Он используется для отбеливания деликатных материалов, таких как слоновая кость, перо и т. д.

Использование перекиси водорода

1) Наиболее важным промышленным применением перекиси водорода является отбеливание таких деликатных материалов, как Шелк, шерсть, бумажная масса, солома, масла и жиры.

2) Используется как осветлитель волос и как мягкое дезинфицирующее средство.

3) Он широко используется для производства неорганических химикатов, таких как перборат и перкарбонат натрия, которые являются важными составляющими моющих средств хорошего качества.

4) При производстве эпоксидов, пропиленоксида и полиуретана.

5) Перекись водорода также используется в синтезе гидрохинона, фармацевтических препаратов, таких как цефалоспорин, и пищевых продуктов.

6) Он все чаще используется в химии окружающей среды для контроля загрязнения путем очистки бытовых и промышленных сточных вод, окисления цианида и восстановления аэробных условий для сточных вод.

7) Используется как антисептик под названием пергидрол для промывания ран, зубов и ушей.

8) Используется для восстановления цвета свинцовых красок, почерневших из-за воздействия на свинцовые краски присутствующего в воздухе H 2 S.

9) Используется в лаборатории для определения присутствия солей хрома, титана и ванадия, с которыми образует пероксиды характерного цвета.

10) 93% раствор перекиси водорода используется в качестве окислителя для ракетного топлива и в качестве топлива.

11) Используется в текстильной промышленности в качестве антихлора для удаления избытка хлора после операций отбеливания.

12) В качестве ракетного топлива используется смесь гидразингидрата и пероксида водорода с медным катализатором.

Испытание перекиси водорода

1) Перекись водорода при обработке подкисленным раствором соли титана дает желтый или оранжевый цвет из-за образования пертитановой кислоты.

Ti (SO 4 ) 2 + H 2 O 2 + 2H 2 O ——> H 2 TiO 4 + 2 H 2 SO 4

2) Он выделяет йод из раствора KI, который, в свою очередь, дает синий цвет с раствором крахмала.

3) Когда эфирный раствор H 2 O 2 встряхивают с подкисленным раствором K 2 Cr 2 O 7 , в эфирном слое появляется синий цвет из-за образования пятиокиси хрома. ,

4) При контакте с раствором перекиси водорода фильтровальная бумага с черным пятном PbS становится белой.

5) Обесцвечивает подкисленный раствор перманганата калия.

Структура пероксида водорода

1) Пероксид водорода представляет собой неплоскую молекулу.

2) Два атома кислорода связаны друг с другом одной ковалентной связью, и каждый кислород дополнительно связан с атомом водорода одной ковалентной связью.

3) Однако две связи O-H находятся в разных плоскостях из-за отталкивания между разными связывающими и разрыхляющими орбиталями.

4) Двугранный угол между двумя плоскостями составляет 111,5 ° в газовой фазе, но уменьшается до 90,2 ° в кристаллическом состоянии из-за водородных связей.

.

Дихромат калия - формула, свойства и применение

В химии окислитель - это тип вещества, которое обладает способностью окислять другие вещества. Вы можете задаться вопросом, что означает окисление. Окисление - это явление, при котором вещество может принимать электроны от других веществ. Некоторыми из наиболее распространенных окислителей являются галогены, перекись водорода, кислород, озон, соединения шестивалентного хрома и т. Д.

Химическое соединение, содержащее элемент хрома в его +6-окислительном состоянии, известно как шестивалентный хром (хром +6, Cr (VI) , хром (VI)).Они считаются высокотоксичными, поскольку являются генотоксичными канцерогенами.

Соединение шестивалентного хрома, которое действует как обычный неорганический химический реагент, называется дихроматом калия. Химическая формула дихромата калия - K2Cr2O7. Он используется во многих промышленных приложениях и лабораториях в качестве обычного окислителя.

Шестивалентный дихромат калия обладает высокой токсичностью по природе и опасен для кожи и тела. Дихромат калия представляет собой кристаллическое ионное твердое вещество очень яркого красно-оранжевого цвета.

Дихромат калия более популярен в лабораторных экспериментах, поскольку он не расплывается (тенденция впитывать влагу из воздуха и растворяться в нем) по сравнению с большинством промышленных солей дихромата натрия.

Реакция хлорида калия с дихроматом натрия дает дихромат калия.

Na2Cr2O7 + 2KCl → K2Cr2O7 + 2NaCl

Альтернативно, его можно получить из хромата калия путем обжига хромитовой руды с гидроксидом калия.

Он ионизируется в воде:

K2Cr2O7 → 2K + + Cr2O72−

Cr2O72− + h3O ⇌ 2CrO42− + 2H +

Эта реакция, проводимая в лаборатории, дает оранжевые красные кристаллы дихромата калия.Растворим в воде. Не имеет характерного запаха. Однако он может сильно раздражать глаза и дыхательные пути. Избегайте контакта дихромата калия с органическими материалами. Он негорючий, но чаще всего используется в пиротехнических дисплеях вместе с вольфрамом и железом.

Химическая формула дихромата калия - K2Cr2O7 с молярной массой 294,185 г / моль. Это ионное соединение с двумя ионами калия (K +) и отрицательно заряженным дихромат-ионом (Cr2O7-), в котором два шестивалентных атома хрома (со степенью окисления +6) каждый присоединены к трем атомам кислорода, а также к мостиковому атому кислорода. ,

1A

Рис. 1. Свойства дихромата калия (K2Cr2O7)

  1. Он образует оранжево-красные кристаллы, плавящиеся при 396oC.

  2. Легко растворяется в горячей воде, но умеренно растворяется в холодной.


  1. Воздействие тепла: при нагревании K2Cr2O7 разлагается с образованием хромата калия с выделением газообразного O2.

4K2Cr2O7 -> 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2

  1. Реакция со щелочами: Когда оранжево-красный раствор K2Cr2O7 реагирует со щелочью, из-за образования хромата калия получается раствор желтого цвета.

K2Cr2O7 + 2KOH -> 2K2CrO4 + h3O

Оранжево-красный Желтый

При подкислении желтый цвет K2CrO4 снова меняется на оранжево-красный из-за реформирования K2Cr2O7.

2K2CrO4 + h3SO4 -> K2Cr2O7 + K2SO

.

Каталитическое разложение пероксида водорода йодидом калия

Каталитическое разложение пероксида водорода иодидом калия

Краткое описание:

Смешивание двух растворов приводит к появлению пены, напоминающей огромную струю зубной пасты. Это классическая реакция «Слоновьей зубной пасты».

Назначение / цель:

Процедура представляет собой пример каталитической реакции.

Объяснение эксперимента:

Быстрое выделение газообразного кислорода происходит в результате следующей реакции:

  • 2 H 2 O 2 (водн.) = 2 H 2 O (л) + O 2 (г) + тепло

Разложение пероксида водорода в присутствии иодид-иона происходит в два этапа:

  • H 2 O 2 (водн.) + I- (водн.) = H 2 O (л) + OI - (водн.)
  • H 2 O 2 (водн.) + OI- (водн.) = H 2 O (л) + O 2 (г) + I - (водн.)

Подготовка материалов:

  1. 20 мл 30% перекиси водорода, можно получить на предприятиях химического снабжения
  2. Иодид калия 2 M - приготовьте основной раствор, смешав 33.2 г KI в дистиллированной воде и довести до 100 мл
  3. Жидкость для мытья посуды - примерно 5 мл
  4. Краситель пищевой
  5. Градуированные цилиндры - 500 мл и 10 мл
  6. Большой поднос и резиновые перчатки для облегчения уборки
  7. Отмерьте 20 мл 30% перекиси водорода в мерный цилиндр. Добавьте 5 мл жидкости для мытья посуды и 10 капель пищевого красителя в мерный цилиндр и встряхните, чтобы перемешать содержимое, но не слишком сильно, чтобы избежать пенообразования.Отмерьте 5 мл 2 M раствора KI в мерный цилиндр на 10 мл.

Представительство:

Быстро налейте 2 M раствор KI в мерный цилиндр объемом 500 мл, содержащий перекись водорода и мыло, и отойдите. Образующийся кислород взаимодействует с мылом, создавая пену «змейка», которая быстро заполняет цилиндр и выливается на большой поднос. Поскольку это экзотермическая реакция, из цилиндра может выходить пар. Возможное присутствие коричневого цвета в пене свидетельствует о наличии йода в реакционном сосуде.

Опасности:

Следует проявлять осторожность при обращении с 30% перекисью водорода - она ​​оказывает сильное разъедающее действие на кожу, глаза и дыхательные пути. Не стойте над реакцией - быстро вырабатываются пар и кислород. Йодид калия малотоксичен. Во время демонстрации следует носить защитные очки и перчатки.

Выбытие:

Пену и раствор, оставшиеся в баллоне, можно смыть в канализацию большим количеством воды.

Видео:

Общая концепция:

Тип реакции:

Первичная ссылка:

  • Гросс, G.R. и др. Демо в день - год химических демонстраций, Flinn Scientific, стр. 55.

Вторичная ссылка:

  • Саммерлин, Л. и Или, Дж. Л., Химические демонстрации - Справочник для учителей, т. 1 стр.101.

Теги:

,

Смотрите также