Otkriće vibracionih hemijskih reakcija. Oscilatorne reakcije Proučavanje oscilacija hemijskih reakcija u školi

Suština oscilatornih reakcija. Mehanizam i kinetika oscilatornih reakcija.

Sadržaj

1. UVOD…………………………………………………………………………………………..…3
2. Osnovni koncepti…………………………………………………………4
3. Istorija………………………………………………………………………………………………5
4. Značaj i obim………….……….…………8
5. Mehanizmi reakcije……………………………………………………………………10
6. Kinetika oscilatornih reakcija……………………………………………….…14
7. Procedura izvođenja eksperimenta…………………………………..…….15
8. Eksperimentalni podaci…………………………………….……….18
9. Zaključak………………………………………………………………………..23
10. Bibliografija…………..………………………………..…………24

UVOD
Vibracijske reakcije su jedan od najzanimljivijih i najatraktivnijih dijelova neorganske hemije. Privlačeći veliku pažnju ne samo hemičara, već i fizičara, matematičara, biofizičara i mnogih drugih, oni su goruća tema moderne nauke. Zbog toga u svom radu želim da se upoznam sa istorijom oscilatornih reakcija, njihovom praktičnom primenom i dve najpoznatije homogene oscilatorne reakcije, kao i da razumem njihove mehanizme i, izvodeći eksperiment, da se upoznam sa oscilatornim reakcijama u praksi.

Osnovni pojmovi oscilatornih reakcija

• Oscilatorne reakcije- klasa redoks reakcija koje karakteriziraju periodične fluktuacije međusupstanci i, kao posljedica toga, fluktuacije boje, temperature, brzine protoka itd.

1. Katalitički
2. Homogene
3. Reakcije katalizirane enzimima
4. Reakcije katalizirane metalnim jonima
5. Heterogene (reakcije na čvrstim katalizatorima)
6. Nekatalitički, iako ih je ispravnije nazvati autokatalitičkim (oksidacija aromatskih jedinjenja bromatom)

• Period indukcije je vrijeme primarnog formiranja i akumulacije katalizatora reakcije.
• Period oscilovanja je najkraći vremenski period tokom kojeg se javlja jedna potpuna oscilacija (odnosno, sistem se vraća u isto stanje u kojem je bio u početnom trenutku, proizvoljno odabrano)

Mehanizmi reakcije
Do danas je proučavano nekoliko desetina homogenih i heterogenih hemijskih reakcija. Proučavanje kinetičkih modela tako složenih reakcija omogućilo je formuliranje niza općih uvjeta neophodnih za pojavu stabilnih oscilacija u brzinama reakcija i koncentracijama međusupstanci:

1. Stabilne oscilacije se u većini slučajeva javljaju u otvorenim sistemima u kojima je moguće održavati konstantne koncentracije reagenasa koji učestvuju.
2. Oscilatorna reakcija mora uključivati ​​autokatalitičke i reverzibilne korake, kao i korake koji su inhibirani produktima reakcije.
3. Mehanizam reakcije mora uključivati ​​korake sa redom višim od prvog.

3HOOC(OH)C(CH 2 COOH) 2 + BrO 3 - Ce(3+/4+), H+→ Br - + 3CO 2 + 3H 2 O
Reakcija Belousov-Zhabotinsky je prva od otvorenih i proučavanih oscilatornih reakcija. S tim u vezi, možda se može nazvati jednom od najproučavanijih reakcija ove grupe. Trenutno je na ovaj ili onaj način potvrđeno prisustvo osamdeset međufaza (i sporednih reakcija) koje se javljaju u sistemu.
Jedna od prvih i najjednostavnijih shema reakcije bila je shema koja se sastoji od dvije faze:

1. Oksidacija trovalentnog cerijuma bromatom

1. I redukcija tetravalentnog cerijuma limunskom kiselinom

1. BrO 3 - + Br - + 2H + ↔ HBrO 2 + HBrO
2. HBrO 2 + Br - + H + ↔ 2HBrO
3. HBrO + Br - + H + ↔ Br 2 + H 2 O
4. Br 2 + HOOC(OH)C(CH 2 COOH) 2 → Br - + H + + HOOC(OH)C(CHBrCOOH)CH 2 COOH
5. BrO 3 - + HBrO 2 + H + ↔ 2BrO 2. +H2O
6. BrO2. + Ce 3+ + H + → HBrO 2 + Ce 4+
7. 2HBrO 2 ↔ BrO 3 - + HBrO + H +
8. HBrO + HOOC(OH)C(CH 2 COOH) 2 → H 2 O + HOOC(OH)C(CHBrCOOH)CH 2 COOH
9. 18Ce 4+ + HOOC(OH)C(CH 2 COOH) 2 + 5H 2 O → 18Ce 3+ + 6CO 2 + 18H +

Dakle, razmotrimo vibracije Ce 3+ / Ce 4+ u ovom sistemu. Recimo da imamo malu, postepeno rastuću količinu Ce 4+ u rastvoru, što znači da je i koncentracija Br mala i raste usled reakcije (10). Stoga, čim se postigne određena kritična koncentracija Ce 4+, koncentracija Br - će se naglo povećati, što će dovesti do vezivanja HBrO 2 stupnja (2), neophodnog za katalitičku oksidaciju Ce 3+, stadijuma (5), (6). Iz ovoga slijedi da će akumulacija Ce 4+ u otopini prestati i da će se njegova koncentracija smanjivati ​​prema reakcijama (9), (10). Visoka koncentracija Br će uzrokovati povećanje brzine njihove potrošnje kroz reakcije (1)-(3). U tom slučaju, nakon smanjenja koncentracije Br - ispod određene vrijednosti, praktično će zaustaviti reakcije (2) i (3), što dovodi do akumulacije HBrO 2. To podrazumijeva povećanje koncentracije Ce 4+ i ponavljanje ciklusa kroz koji smo prošli.

Briggs-Rauscherova reakcija:
IO 3 - + 2H 2 O 2 + H + + RH Mn(2+/3+)→ RI + 2O 2 + 3H 2 O
Gdje je RH malonska kiselina, a RI je jodni derivat malonske kiseline.
Ova reakcija je otkrivena 1973. Suština reakcije je oksidacija malonske kiseline jodatnim ionima u prisustvu vodikovog peroksida i katalizatora (joni Mn 2+/3+). Kada se kao indikator doda škrob, uočavaju se fluktuacije u boji otopine od bezbojne do žute, a zatim do plave, uzrokovane fluktuacijama u koncentraciji joda. Potpuna studija mehanizma Briggs-Rauscherove reakcije složen je i još uvijek neriješen problem, možda, prije svega, kinetički problem. Prema modernim konceptima, mehanizam ove reakcije uključuje do trideset faza. Istovremeno, da bi se razumjeli razlozi oscilacija, dovoljno je razmotriti pojednostavljeni mehanizam reakcije koji se sastoji od dolje navedenih jedanaest faza:

1. IO 3 - + H 2 O 2 + H + → HIO 2 + O 2 + H 2 O
2. IO 3 - + HIO 2 + H + ↔ 2IO 2 . +H2O
3. HIO 2 + H 2 O 2 → HIO + O 2 + H 2 O
4. IO2. + Mn 2+ + H 2 O ↔ HIO 2 + MnOH 2+
5. 2HIO + H 2 O 2 → 2I - + 4O 2 + 4H +
6. MnOH 2+ + I - + H + ↔ I. + Mn 2+ + H 2 O
7. HIO+ I - + H + ↔ I 2 + H2O
8. 2HIO 2 → IO 3 - + HIO + H +
9. RH↔enol
10. HIO + enol → RI + H2O
11. I 2 + enol → RI + I - + H +

Kinetika vibracijskih reakcija

Procedura za izvođenje eksperimenta
Reakcija Belousov-Zhabotinsky.

Reagensi: limunska kiselina, kalijum bromat, cerij(III) sulfat, sumporna kiselina.
Pribor: merni cilindar od 50 ml, čaše otporne na toplotu od 300 ml i 100 ml, staklena šipka, lopatica.
Oprema: analitičke vage, pločice.
Za izvođenje reakcije Belousov-Zhabotinsky potrebno je pripremiti sljedeće otopine i uzorke:

1. Pripremite rastvor limunske kiseline i zagrejte je na 50 o C.
2. Dodajte dio kalijum bromata i cerij (III) sulfata i promiješajte staklenom šipkom.
3. Uklonite malter sa pločica.
4. Dodati sumpornu kiselinu.

Briggs-Rauscherova reakcija.
Potrebni reagensi, stakleno posuđe i oprema:
Reagensi: Kalijum jodat, sumporna kiselina, malonska kiselina, mangan (II) sulfat, skrob, vodonik peroksid.
Pribor: mjerni cilindar 50 ml, 2 čaše po 500 ml, 3 čaše od 100 ml, stakleni štapić, lopatica.
Oprema: analitička vaga, magnetna mješalica, magnet.
Za izvođenje Briggs-Rauscherove reakcije potrebno je pripremiti sljedeća rješenja:
Rješenje br. 1:

Rješenje br. 2:

Rješenje br. 3

Procedura eksperimenta:

1. Pripremite sva potrebna rješenja.
2. Sipajte 50 ml rastvora br. 1 u čašu od 500 ml koja sadrži magnet i stavite je na magnetnu mešalicu. Uključite ga.
3. U dve druge čaše posebno izmerite 25 ml rastvora br. 2 i 40 ml rastvora br.
4. Dodati, istovremeno, rastvore br. 2 i br. 3 u rastvor br. 1.
5. Zabilježite period indukcije i periode oscilacija.

Eksperimentiraj
Reakcija Belousov-Zhabotinsky:
Za izvođenje reakcije pripremljena je otopina limunske kiseline (20 g na 80 ml vode). Da bi se limunska kiselina potpuno otopila, otopina se morala zagrijati na električnoj peći. Zatim su pripremljene odmerene porcije kalijum bromata (8 g) i cerijum III sulfata (1,5 g) koje su uzastopno sipane u rastvor limunske kiseline. Nakon miješanja staklenim štapićem pažljivo je dodavana sumporna kiselina uz kontinuirano miješanje, nakon čega su zabilježene fluktuacije boje od bijele do žute.

Briggs-Rauscherova reakcija:
Za izvođenje reakcije pripremljena su tri rastvora: sulfatni rastvor kalijum jodata (c(KIO 3) = 0,067 mol/l; c(H 2 SO 4) = 0,053 mol/l) - 50 ml, rastvor škroba malonska kiselina sa dodatkom katalitičke količine mangan sulfata dva (c(MnSO 4) = 0,0067 mol/l; c(CH 2 (COOH) 2) = 0,05 mol/l; skrob 0,1%) - 25 ml i sedam -molarni rastvor vodikovog peroksida - 40 ml. Rastvor br. 1 je izliven u čašu sa magnetom od 250 ml. Staklo je stavljeno na magnetnu mješalicu koja je naknadno uključena i uključeno intenzivno miješanje tako da je došlo do nagle promjene boje. Zatim je, bez prestanka mešanja, istovremeno i brzo dodan sadržaj čaša sa rastvorima br. 2 i br. Štoperica je mjerila pojavu prve žute boje - period indukcije i početak pojave plavih boja - period oscilovanja.

Period indukcije je 2 sekunde.

Zaključak: Kako reakcija napreduje, uočava se postepeno povećanje perioda oscilovanja, što je posebno jasno vidljivo na grafikonu:

Zaključak
U ovom radu razmatrane su oscilatorne reakcije i njihova svojstva, a posebno:

1. Proučavan je opseg primjene oscilatornih reakcija u savremenom svijetu
2. Proučavana je istorija oscilatornih reakcija
3. Analiziraju se mehanizmi dvije oscilatorne reakcije: Briggs-Rauscher

1. Mehanizam reakcije Belousov-Zhabotinsky je prilagođen za

1. Provedena je kontrolna sinteza za vizualizaciju oscilatornih reakcija.

Spisak korišćene literature

1. D. Garel, O. Garel “Oscilatorne hemijske reakcije” prevod sa engleskog L.P. Tikhonova. Izdavačka kuća "Mir" 1986. Stranica 13-25, 92-112.
2. A.M. Zhabotinsky “Samooscilacije koncentracije”. Izdavačka kuća "Nauka" 1974. Stranica 87-89
3. UREDU. Pervukhin “Oscilatorne reakcije. Toolkit". Izdavačka kuća St. Petersburg State University, 1999. Stranica 3-11.
4. S. P. MUSHTAKOVA „Oscilatorne reakcije u hemiji“ Saratovski državni univerzitet. N.G. Chernyshevsky
5. "Proučavanje uslova za nastanak oscilatornog moda u procesu oksidativne karbonilacije fenilacetilena." Stranica 2-4.
6. I.D. Ikramov, S.A. Mustafina. “ALGORITAM ZA TRAŽENJE KONSTANTI BRZINE VIBRACIONE REAKCIJE NA PRIMJERU REAKCIJE BELOOSOV-ŽABOTINSKI.” Baškirski hemijski časopis 2015
7. Pechenkin A.A. “Svjetonazorski značaj oscilatornih hemijskih reakcija”
8. Field R. J., Koros E., Noyes R. M., Oscilacije u hemijskim sistemima II. Temeljna analiza temperalnih oscilacija u sistemu bromat-cerijum-malonska kiselina., J. Amer. Chem. Soc., 94, 8649-8664 (1972).
9. Noyes R. M., Field R. J., Koros E., J. Amer. Chem. Soc., 94, 1394-1395 (1972).

	To preuzimanje posla morate se besplatno pridružiti našoj grupi U kontaktu sa. Samo kliknite na dugme ispod. Inače, u našoj grupi besplatno pomažemo u pisanju edukativnih radova. Nekoliko sekundi nakon što provjerite svoju pretplatu, pojavit će se link za nastavak preuzimanja vašeg rada.

Studije fluktuacija koncentracije prije otkrića reakcije od strane Belousova

Ispostavilo se da jedna od prvih publikacija o hemijskim vibracijama datira iz 1828. godine. U njoj je T. Fechner predstavio rezultate proučavanja vibracija elektrohemijske reakcije. W. Herschel je 1833. objavio sličnu studiju o oscilacijama katalitičke heterogene reakcije. Najzanimljiviji je rad M. Rosenskiölda, koji datira iz 1834. godine. Njegov autor je sasvim slučajno primijetio da mala bočica koja sadrži malo fosfora emituje prilično intenzivnu svjetlost u mraku. Nije bilo ničeg iznenađujućeg u činjenici da je fosfor sijao, ali je interesantna činjenica da se taj sjaj redovno ponavlja svake sedme sekunde. Rosenskiöldova publikacija pruža detaljnu studiju treperenja sijalice. Četrdeset godina kasnije, ove eksperimente sa “treperećom bocom” nastavio je Francuz M. Joubert (1874). Uspio je da posmatra periodično formiranje „svetlećih oblaka“ u epruveti. Još dvadeset godina kasnije, nemački naučnik A. Zentneršver je takođe proučavao uticaj vazdušnog pritiska na periodične pojave fosfora. U njegovim eksperimentima, period bljeskova je počinjao na 20 sekundi. i opada sa smanjenjem pritiska. U isto vrijeme, u Engleskoj, hemičari T. Thorpe i A. Tatton primijetili su periodične izbijanja reakcije oksidacije fosfor trioksida u zatvorenoj staklenoj posudi.

Posebno svijetla stranica u istoriji hemijskih vibracija povezana je sa takozvanim Liesegangovim prstenovima. Godine 1896., njemački hemičar R. Liesegang, eksperimentirajući s fotohemikalijama, otkrio je da ako se lapis ispusti na staklenu ploču obloženu želatinom koja sadrži krom, produkt reakcije, taloženje, nalazi se na ploči u koncentričnim krugovima. Liesegang je postao fasciniran ovim fenomenom i proveo je skoro pola veka istražujući ga. Pronađena je i njegova praktična primjena. U primijenjenoj umjetnosti Liesegang prstenovi su korišteni za ukrašavanje raznih proizvoda imitacijom jaspisa, malahita, ahata itd. Tehnologiju za izradu umjetnih bisera predložio je sam Liesegang. Pa ipak, Lieseganovo otkriće, koje je imalo veliki odjek u naučnim hemijskim krugovima, nije bilo prvo. A prije njega proučavani su kemijski valovi, a 1855. godine objavljena je knjiga F. Rungea u kojoj su prikupljeni brojni primjeri takvih eksperimenata.

Lista sličnih primjera se može nastaviti. Nakon toga, otkrivene su oscilatorne reakcije na granici između dvije faze. Od njih su najpoznatije reakcije na interfejsu metal-otopina, koje su dobile posebna imena - „gvozdeni nerv“ i „živino srce“. Prva od njih - reakcija otapanja željeza (žice) u dušičnoj kiselini - dobila je ime zbog svoje vanjske sličnosti s dinamikom pobuđenog živca, koju je primijetio V.F. Ostwald. Druga, odnosno jedna od njenih varijanti, je reakcija raspadanja H 2 O 2 na površini metalne žive. Reakcija uključuje periodično stvaranje i otapanje oksidnog filma na površini žive. Fluktuacije površinske napetosti žive uzrokuju ritmičke pulsacije kapi, koje podsjećaju na otkucaje srca. Ali sve ove reakcije nisu privukle veliku pažnju hemičara, budući da su ideje o toku hemijske reakcije još uvek bile prilično nejasne.

Tek u drugoj polovini 19. veka. Pojavile su se termodinamika i hemijska kinetika, što je izazvalo poseban interes za vibracijske reakcije i metode njihove analize. A u isto vrijeme, razvoj ravnotežne termodinamike je u početku služio kao kočnica proučavanju takvih procesa. Očigledno se radilo o “inerciji prethodnog znanja”. Prema riječima profesora Šnola, „obrazovana osoba ne bi mogla zamisliti makroskopski poredak u nesređenom termičkom kretanju ogromnog broja molekula: svi molekuli su u jednom ili drugom stanju, to ne može biti blizu ravnotežnog stanja, a to je bilo jedino! Međutim, ne postoje ograničenja za složene, uključujući i oscilatorne, hemijske sisteme kada reakcije još nisu završene i koncentracije reaktanata nisu dostigle ravnotežni nivo okolnosti su izmicale pažnji hemičara... Bio je potreban ekstreman intelektualni napor da se izbije iz „gvozdenih okova potpunog znanja“ i istraži ponašanje sistema daleko od ravnoteže.“

Ipak, Italijan A. Lotka je već 1910. godine, na osnovu analize sistema diferencijalnih jednačina, predvidio mogućnost oscilacija u hemijskim sistemima. Međutim, prvi matematički modeli su odgovarali samo prigušenim oscilacijama. Samo 10 godina kasnije Lotka je predložio sistem sa dvije naknadne autokatalitičke reakcije, a u ovom modelu oscilacije su već mogle biti neprigušene.

Međutim, ovdje su se razišli stavovi fizičara i hemičara. Jedno od najupečatljivijih dostignuća fizike i matematike 20. veka. - stvaranje teorije oscilacija. Velike, općepriznate zasluge ovdje pripadaju sovjetskim fizičarima. Godine 1928. svršeni student A.A. Andronov, budući akademik, govorio je na kongresu fizičara sa izvještajem „Poincaréovi granični ciklusi i teorija samooscilacija“.

Početkom 1930-ih. Na Institutu za hemijsku fiziku Akademije nauka SSSR otkrivene su fluktuacije luminiscencije u „hladnom plamenu“, slične vibracijskoj luminiscenciji fosforne pare, što je zainteresovalo poznatog fizičara D.A. Frank-Kamenetsky, koji je objasnio ove fluktuacije na osnovu kinetičkog modela Lotka. A 1947. godine, na istom institutu, predstavljena je za odbranu disertacija na temu „Ka teoriji periodične pojave homogenih hemijskih reakcija“, koju je napisao I.E. Salnikov pod naučnim nadzorom Frank-Kamenetskog. Ova disertacija je sadržala opsežne informacije o više od jednog veka istorije proučavanja hemijskih vibracija i prve rezultate njihovog teorijskog proučavanja korišćenjem metoda teorije nelinearnih vibracija koje je razvila škola akademika Andronova. Ali tada do njene odbrane nije došlo. Prema Volteru, „rad Frank-Kamenetskog i Salnikova o hemijskim samooscilacijama, predstavljen u disertaciji, u knjizi i u nizu članaka, svakako je bio inovativan za hemijsku nauku tog vremena Inovacija „oscilatorna ideologija“ (Andronovljev termin) bila je strana neoscilatornoj svakodnevici hemijske nauke i prakse, i to može objasniti činjenicu da je rad Frank-Kamenetskog i Salnikova 1940-ih bio primljen sa neprijateljstvom, i kada je. dogodilo se sekundarno otkriće hemijskih vibracija, niko ih se nije sećao.” Ostaje misterija da li je Belousov imao pojma o ovim radovima. U svakom slučaju, njegova dva članka ne upućuju na rad njegovih prethodnika.

Korišteni materijali:
him.1september.ru, Wikipedia, časopis Nature, scholarpedia.org, hopf.chem.brandeis.edu, online.redwoods.cc.ca.us, vivovoco.rsl.ru.

Dedenev Yuri

Povod za početak ovog rada bio je članak „Oscilatorne reakcije u hemiji“ S.P. Muštakova sa Saratovskog državnog univerziteta po imenu Černiševski, objavljen u Sorosevom obrazovnom časopisu br. 7 za 1997. godinu. U školskom kursu hemije se čak i ne pominje postojanje ove vrste reakcija; Svrha ovog rada je da privuče maksimalnu pažnju učenika na predmet hemije, odnosno ne samo da traga za grumenima koji su strastveni prema hemiji, već i da pokuša kod učenika probuditi skrivene sposobnosti koje se nisu otvoreno ispoljile. do sada. Zainteresirati ih, usaditi ljubav prema hemiji kao jednoj od najzanimljivijih i najljepših nauka našeg vremena, koja krije ogroman potencijal neistraženog materijala, sposobnost stvaranja novih, još nepoznatih supstanci. Možemo sa sigurnošću reći da je Kazanska škola hemičara jedna od najjačih u Rusiji i stoga bismo željeli da se ona popuni mladim, energičnim i entuzijastičnim ljudima koji bi drugima mogli usaditi ljubav prema hemiji.

Skinuti:

Pregled:

RUSKA OTVORENA STUDENTSKA KONFERENCIJA

"MLADOST, NAUKA, KULTURA"

HEMIJSKA sekcija

PROUČAVANJE VIBRACIJSKIH HEMIJSKIH REAKCIJA

Dedenev Yuri

Srednja škola br. 105, 11. razred, Kazanj

naučni savjetnik:

Minnullin R.R., nastavnik II kvalifikacione kategorije

Obninsk 2005

Simboli i skraćenice strana 3

Uvodna strana 4

Poglavlje 1. Istorija nastanka i izgledi procesa strana 5

1.1. Istorija detekcije oscilatornih procesa strana 5

1.2. Moderna istorija istraživanja procesa str

1.3. Mogući izgledi za primjenu procesa strana 6

Poglavlje 2. Teorijsko predviđanje mogućnosti reakcije strana 7

2.1. Osobine glavnih komponenti reakcije strana 7

2.2. Prvi matematički modeli. Sistemi ležišta stranica 7

Poglavlje 3. Eksperimentalni dio strana 9

3.1. Sinteza kalijum bromata (kalijumbromata) str.10

4+ stranica 10

3.3. Priprema i realizacija oscilatorne reakcije strana 11

Poglavlje 4. Zaključak str.14

Literatura str.18

Dodatak str.19

Slika 1 strana 19

Slika 2 str.20

Legenda

1. BZ - Belousov – Zhabotinsky

2. LA - Limunska kiselina

3. MK - Malonska kiselina

4. BMK – Bromatemalonska kiselina

5. vidjeti – pogledati

6. sl. - crtež

7. max - maksimum

8. min – minimum

Uvod

Povod za početak ovog rada bio je članak „Oscilatorne reakcije u hemiji“ S.P. Muštakova sa Saratovskog državnog univerziteta po imenu Černiševski, objavljen u Sorosevom obrazovnom časopisu br. 7 za 1997. godinu. U školskom kursu hemije se čak i ne pominje postojanje ove vrste reakcija;

Svrha ovog rada je da privuče maksimalnu pažnju učenika na predmet hemije, odnosno ne samo da traga za grumenima koji su strastveni prema hemiji, već i da pokuša kod učenika probuditi skrivene sposobnosti koje se nisu otvoreno ispoljile. do sada. Zainteresirati ih, usaditi ljubav prema hemiji kao jednoj od najzanimljivijih i najljepših nauka našeg vremena, koja krije ogroman potencijal neistraženog materijala, sposobnost stvaranja novih, još nepoznatih supstanci. Možemo sa sigurnošću reći da je Kazanska škola hemičara jedna od najjačih u Rusiji i stoga bismo željeli da se ona popuni mladim, energičnim i entuzijastičnim ljudima koji bi drugima mogli usaditi ljubav prema hemiji. Stoga smo sebi postavili sljedeće zadatke:

1. Dajte kratku pozadinu otkrića vibracijskih reakcija

2. Dati teorijsku osnovu za mehanizme vibracijskih reakcija

3. Provedite sinteze da biste dobili potrebne komponente iz dostupnih hemijskih reagenasa

4. Izvršite reakciju vibracije

Poglavlje 1. Istorijat pojave i mogući izgledi

1.1.Istorija detekcije oscilatornih procesa

Prvi put oscilatornu hemijsku reakciju, koja se manifestuje u vidu periodičnih bljeskova tokom oksidacije fosforne pare, primetio je Robert Bojl krajem 17. veka. Mnogi istraživači su zatim više puta opisivali ove ponavljajuće epidemije. U 19. veku otkrivene su i druge oscilatorne reakcije. Međutim, nisu privukli veliku pažnju, jer hemijska kinetika kao nauka još nije postojala. Tek je pojava termodinamike i hemijske kinetike izazvala poseban interes za vibracijske reakcije i metode njihove analize. Predviđanja o mogućnosti vibracija u hemijskim sistemima daju se od 1910. godine na osnovu matematičkih modela A. Lotke. Godine 1921. W. Bray je objavio članak u kojem je dovoljno detaljno opisana prva oscilatorna reakcija tečne faze. Bray je shvatio vezu između svog otkrića i Lotkinog predviđanja. Međutim, njegov rad nije privukao interesovanje oko 40 godina. Jedan od razloga za ovu ravnodušnost je prilično nizak nivo razvoja metoda za proučavanje mehanizama složenih hemijskih reakcija. Drugi razlog je bilo rašireno uvjerenje da drugi zakon termodinamike zabranjuje takve fluktuacije čak i daleko od ravnoteže. Zapravo, većina hemičara je vjerovala da su fluktuacije koncentracije u zatvorenim homogenim sistemima nemoguće, drugim riječima, nije bilo čisto hemijskih fluktuacija.

1.2. Savremena istorija proučavanja oscilatornih procesa

Istraživanja oscilatornih kemijskih reakcija u tekućoj fazi započela su 1951. godine, kada je B.P Belousov otkrio fluktuacije u koncentracijama oksidiranih i reduciranih oblika cerija u reakciji limunske kiseline s bromatom. Rastvor se redovno menjao iz bezbojnog u žuto (zbog CeIV), pa opet u bezbojno (CeIII) itd. Belousov je proveo prilično detaljnu studiju ove reakcije i, posebno, pokazao da se period oscilacija uvelike smanjuje s povećanjem kiselosti medija i temperature. Reakcija je bila pogodna za laboratorijske studije. Oscilacije su se lako mogle uočiti vizuelno, a njihov period je bio u rasponu od 10-100 s, što se poklapa sa prirodnom vremenskom skalom ljudskog posmatrača.

Krajem 1961. godine rad B.P. Belousovu je nastavio A.M. Zhabotinsky, koji je dobio fluktuacije kada je koristio ne samo limunsku, već i malonsku i jabučnu kiselinu kao redukcijsko sredstvo u reakciji Belousova. A.M. Zhabotinsky je proveo detaljne studije vibracija u sistemu s malonskom kiselinom, koja se pokazala prikladnijim redukcijskim agensom, budući da reakcija nije bila komplikovana evolucijom gasa. Vijest o ovoj nevjerovatnoj reakciji proširila se cijelim svijetom, a nekoliko laboratorija (u SSSR-u, SAD-u i zapadnoj Europi) počelo je intenzivno proučavati BZ reakciju. Oscilatorne reakcije su konačno ušle u hemijske laboratorije.

1.3 Mogući izgledi za upotrebu oscilatornih procesa

Razmotrimo izglede za moguću primjenu oscilatornih hemijskih procesa. Posebnost ovakvih režima, koju je krajem 19. veka primetio Poincaré, je njihova visoka osetljivost na najmanje spoljašnje smetnje. Sprovođenje istraživanja u ovoj oblasti otvara ogromne izglede za stvaranje fundamentalno novih metoda za analizu mikrokoličina supstanci.

Kvantitativna osnova za analitičko određivanje različitih mikronečistoća (i slabih vanjskih utjecaja) može biti ovisnost frekvencije (perioda) oscilacija o koncentraciji reagensa ili katalizatora. Budući da je mjerenje frekvencije vibracija jedna od najjednostavnijih i najpreciznijih operacija, samooscilirajuće kemijske reakcije se mogu koristiti u analitičke svrhe.

Detaljna studija interakcije oscilacija koje se šire iz dva prostorno udaljena centra pomogla je da se razumiju različite vrste aritmija koje nastaju u srčanom mišiću. Trenutno je kinetika vibracijskih reakcija grana znanja koja se brzo razvija i nastala je na sjecištu hemije, biologije, medicine, fizike i matematike. Sada se pokazalo da se haotični režimi uočavaju u mnogim oblastima biologije (u biohemiji, biofizici, proučavanju bioritma, u proučavanju dinamike populacije, migracije organizama, itd.), ekologije i, u najširem smislu ovoga koncept, neki društveni procesi (promjena stanovništva, ekonomski razvoj). U mnogim slučajevima, relativno jednostavni dinamički hemijski sistemi sa strogo kontrolisanim promenama koncentracije matičnih i intermedijarnih hemikalija mogu biti veoma pogodni funkcionalni modeli za proučavanje haotičnih procesa u drugim oblastima znanja (zemlja i druge planetarne nauke, fizika čvrstog stanja, nuklearna fizika i fizika čestica, inženjerska mehanika itd.).

Poglavlje 2 Teorijsko predviđanje vibracijskih reakcija

2.1. Osobine glavnih komponenti reakcije.

Redukciono sredstvo treba lako oksidirati oksidiranim oblikom katalizatora i ne smije reagirati direktno s bromatom. Osim toga, potrebno je da se redukciono sredstvo lako bromira i da se derivati ​​broma prilično lako razgrađuju, oslobađajući Br. Ove zahtjeve ispunjavaju tvari s aktivnom metilenskom grupom. Reakcije koje uključuju MK, BMK i LC su kvalitativno bliske.

Kao katalizator mogu se koristiti tvari (prvenstveno joni promjenjive valencije) bliske ionima cerijuma kako po vrijednosti redoks potencijala tako i po kinetici reakcija oksidacije i redukcije.

Reakcije oksidacije sa spojevima halogen - kisik imaju sličnu kinetiku. Stoga je prirodno pretpostaviti da hlorat i jodat mogu zamijeniti bromat. Međutim, hlorat i jodat ne mogu zamijeniti bromat kao oksidacijsko sredstvo. Redoks potencijali u reakcijama ovih jedinjenja sa raznim redukcionim agensima (na primer, halogenidi) su bliski. Međutim, brzine oksidacijskih reakcija gornjih katalizatora s jodatom i hloratom su mnogo niže od brzina oksidacije s bromatom. Posljedično, bromat ostaje jedini oksidacijski agens u ovoj klasi reakcija.

2.2. Prvi matematički modeli oscilatornih hemijskih reakcija

Tray Systems

Matematičko modeliranje oscilatornih sistema koncentracije počelo je radom Lotke (1910), koji je razmatrao sistem:

A X Y . 1.1

Postoji rezervoar A, linearna konverzija A u X, autokatalitička konverzija X u Y i linearni pad Y. Lotka je ovaj model primenio da opiše i hemijske i ekološke sisteme. Lotka je smatrao otvorenim sistemom, tj. With od samog početka zanemario je potrošnju A i nije uzeo u obzir krajnje produkte transformacije Y. Osim toga, opisao je autokatalizu kao elementarnu reakciju. Ove pretpostavke dovode do sljedećeg sistema jednačina:

x = k 0 A – k 1 xy, y = k 2 xy – k 3 y.

U najjednostavnijem slučaju k 2 = k 1 . Članovi k 0 A i k 3 y može opisati i hemijske reakcije i procese linearnog transporta u otvorenom sistemu.

Sljedeći model, koji je proučavao Lotka (1920.), a kasnije nezavisno Volterra (1931.), sadrži dvije uzastopne autokatalitičke reakcije (ovaj model je u ekologiji široko poznat kao “plijen-predator”. Na primjer: A je specifična količina trave, čija se zaliha smatra neiscrpnom X – gustina populacije biljojeda;

A X Y . 1.2

Pretpostavljajući isto za shemu (1.2) kao i za shemu (1.1), Lotka i Woltera su dobili sljedeći sistem jednačina:

x = k 1 Ax – k 2 xy, y = k 3 xy – k 4 y.

Imajte na umu da se matematički opis ovih procesa pokazao prilično složenim. Nije slučajno da se teorijski radovi o oscilatornim reakcijama objavljuju do danas, iako je odgovarajući matematički aparat razvijen krajem devetnaestog stoljeća. Matematičko modeliranje dovelo je do neočekivanih rezultata. Pokazalo se da je jedna od najjednostavnijih hemijskih shema koja opisuje oscilacije u sistemu od dvije uzastopne autokatalitičke reakcije matematički identična jednadžbi koje je Voltaire koristio ranih 30-ih godina da opiše ekološke procese.

Kao primjer, koristit ćemo dva sistema u interakciji, od kojih jedan iz drugog crpi energiju, materiju ili druge komponente koje su mu potrebne za razvoj (hemijski analog je oscilatorna reakcija). Ovaj problem se naziva problemom predator-plijen. Radi jasnoće, zamislimo da vukovi i zečevi žive u nekom ograničenom okruženju. U ovom ekološkom sistemu raste trava koja hrani zečeve, koji su zauzvrat hrana za vukove Kao što je poznato, ako imate bilo kakav skup živih bića, onda će se pod povoljnim uslovima njihova populacija neograničeno povećavati. U stvari, vanjski faktori, poput nedostatka energije ili hrane, ograničavaju ovaj proces rasta. Kako se to dešava na primjeru vukova i zečeva?

Zamislimo da je do određene točke interakcija dvaju podsistema, odnosno populacija vukova i zečeva, bila uravnotežena: zečeva je bilo dovoljno (uzimajući u obzir njihovu prirodnu popunu) da se nahrani određeni broj vukova. Zatim, u trenutku uzetom kao nula od brojanja vremena, zbog neke fluktuacije, broj zečeva se povećao. To je povećalo količinu hrane za vukove, a time i njihov broj. Došlo je do fluktuacije u broju vukova. Štaviše, broj vukova i zečeva će se periodično mijenjati tokom vremena oko neke prosječne (ravnotežne) vrijednosti. Uhranjeni vukovi će se početi intenzivno razmnožavati, rađajući novo potomstvo, koje brzo sazrijeva na obilnoj hrani i proizvodi novo potomstvo. Nastaje situacija kada uzgajivač zečeva više nije u mogućnosti nahraniti sve vukove - broj zečeva počinje opadati, a broj vukova (za sada) nastavlja rasti. Konačno, ekosistem je prenaseljen vukovima, a zečevi su gotovo u Crvenoj knjizi. Nemojmo žuriti sa zaključcima. Pošto su postali ekološka rijetkost, zečevi postaju težak plijen vukova. Ekosistem ulazi u sljedeću fazu: broj zečeva je već pao na minimalni nivo na kojem su vukovima gotovo nedostižni. Broj potonjih, nakon što je prošao maksimum, počinje opadati, a ovo smanjenje se nastavlja sve dok se ne postigne nivo da se zečevi mogu hraniti svojim minimalnim brojem. Sada kada je broj vukova dostigao minimum, zečeve nema ko da lovi. Zečevi počinju da se razmnožavaju, a oskudna populacija vukova više ne može da ih prati. Broj zečeva uskoro će dostići nivo koji trava može hraniti. Ponovo se pojavljuje obilje zečeva i sve se ponavlja.

Poglavlje 3 Glavni eksperimentalni dio

3.1. Sinteza kalijum bromata (kaliumbromat)

U veliku porculansku čašu sipa se 1050 ml filtriranog 30% rastvora KOH (tehnika) i sipa se (na promaji) 110 g broma vrlo polako, uz stalno mešanje, iz levka za kapanje sa cevčicom koja seže do dna. . Dobiveni rastvor je zasićen (pod propuhom) hlorom. Kraj zasićenja se određuje na sljedeći način. Uzorak rastvora (10 ml) se razblaži sa 10 ml vode, kuva dok se Br potpuno ne ukloni. 2 i Cl2 (jod skrobni papir ne bi trebao postati plav u pari tečnosti) i dodajte kap rastvora fenolftaleina. Kada je potpuno zasićen hlorom, uzorak otopine ne bi trebao pocrvenjeti.

Reakciona otopina se ohladi na 15 O C, odvojiti istaloženu smjesu kristala KC1O 3 i KS1 (300 - 350 g) i mešati ih sa 150 ml vode nekoliko sati. Preostali kristali KBrO 3 usisavanje pomoću Buchnerovog levka, isprati sa 100 ml vode i odvojiti. Dobija se 200–240 g sirovog kalijum bromata.

Sinteza se može izraziti sljedećim jednadžbama kemijske reakcije:

Br 2 + 2KOH = KBrO + KBr + H 2 O

KBrO + Cl 2 + 4KOH = KBrO 3 + 4KCl + 2H 2 O

KBr + Cl 2 + 6KOH = KBrO 3 + 6KCl + 3H 2 O

3.2. Moguće metode za pripremu Ce katalizatora 4+

U školskim hemijskim laboratorijama možete pronaći cerij dioksid, koji je nekada bio dio školskog kompleta za hemiju. Glavni zadatak je da se dobije bilo koja rastvorljiva cerijeva so, u ovom slučaju najlakši način je da se dobije cerij (VI) sulfat, za to je potrebno izložiti postojeći cerijev dioksid prokuvavanjem; Seo 2 nerastvorljiv u vodi, pa je potrebno djelovati sumpornom kiselinom direktno na prah cerijevog dioksida.

Jednačina reakcije se može izraziti na sljedeći način:

CeO 2 + 2H 2 SO 4 = Ce(SO 4 ) 2 + 2H 2 O

Formira se svijetlo žuta otopina cerij (VI) sulfata, koja se zatim može ispariti na posudi za isparavanje dok se ne pojave žuti kristali. Ako još uvijek nema cerijevog dioksida, onda možete dobiti topljivi cerijum jon na sljedeći način: možete koristiti silicij iz upaljača, potrebno ih je uzeti nekoliko i otopiti ih u koncentriranoj sumpornoj kiselini pri zagrijavanju. Silicijum iz upaljača sadrži jedinjenja cerija (III) i (VI). Ali mora se uzeti u obzir da se čistoća eksperimenta može promijeniti zbog prisutnosti nečistoća u izvornoj komponenti.

3.3. Priprema i izvođenje oscilatorne reakcije.

Za izvođenje eksperimenta pripremaju se dva rješenja. U prvom slučaju, u ovom eksperimentu je korištena otopina cerij (IV) sulfata ili nitrata, 1,0 g svježe pripremljenog cerij sulfata, otopljenog u 15 ml vode i zakiseljenog sumpornom kiselinom. U drugom se limunska kiselina otopi u 10 ml vrele vode i u nju se ulije kalijev bromat. Da bi se tvari potpuno otopile, smjesa se lagano zagrijava. Pripremljeni rastvori se brzo sipaju zajedno i mešaju staklenom šipkom. Pojavljuje se svijetlo žuta boja, koja nakon 20 sekundi. mijenja se u tamno smeđu, ali nakon 20 sekundi. ponovo žuti. Na temperaturi od 45 O Takva promjena se može uočiti u roku od 2 minute. Tada rastvor postaje zamućen, počinju da se pojavljuju mjehurići ugljičnog monoksida (IV), a intervali naizmjenične boje otopine se postepeno povećavaju u strogo određenom nizu: svaki sljedeći interval je 10-15 sekundi duži od prethodnog, a temperatura rastvora se takođe povećava.

Tokom demonstracije ili nakon demonstriranja eksperimenta učenicima, mehanizam hemijske reakcije može se objasniti u pojednostavljenoj verziji, odnosno kao oksidaciono-redukcioni proces u kojem bromatna kiselina (BA) igra ulogu oksidacionog sredstva, a limunska kiselina igra ulogu redukcionog sredstva:

KBrO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HBrO 3

9HBrO 3 + 2C 6 H 8 O 7 = 9HBrO + 8H 2 O + 12CO 2

9HBrO + C 6 H 8 O 7 = 9HBr + 4H 2 O + 6CO 2

Boja otopine se mijenja pod utjecajem katalizatora - spojeva cerija, koji zauzvrat također mijenjaju oksidacijsko stanje, ali do određene koncentracije jona, nakon čega dolazi do obrnutog procesa.

Poglavlje 4. Zaključak

Radi lakšeg prikaza, prvo ćemo razmotriti pojednostavljeni dijagram autooscilatorne reakcije. Tokom ove reakcije uočavaju se fluktuacije u boji rastvora uzrokovane fluktuacijama koncentracije cerijuma (VI). Fluktuacije koncentracije cerijuma(VI) prikazane su na slici 2. Reč je o relaksacionim oscilacijama čiji je period (T) jasno podeljen na dva dela: T1 je faza opadanja koncentracije cerijuma (VI) i T2 je faza porasta koncentracije. U skladu s tim, prema pojednostavljenoj shemi, reakcija se sastoji od dvije faze: u prvoj fazi se četverovalentni cerijum reducira limunskom kiselinom, slika 1.

uredu

Ce4+ Ce3+ , (1)

u drugom, trovalentni cerijum se oksidira bromatom

BrO3

Ce3+ Ce4+ (2)

Produkti redukcije bromata formirani u koraku (2) bromid LA. Rezultirajući derivati ​​broma LA se uništavaju oslobađanjem jona broma. Bromid je jak inhibitor reakcije (2).

Bilo koji od njegovih proizvoda može imati katalitički učinak na reakciju.

Ovaj fenomen se naziva autokataliza. Karakteristična karakteristika autokatalitičke reakcije je da je varijabilna i da se koncentracija katalizatora povećava tokom reakcije. Stoga se brzina autokatalitičke reakcije povećava u početnom periodu i tek u dubljim fazama transformacije, kao rezultat smanjenja koncentracije polaznih tvari, povećanje brzine ustupa mjesto smanjenju.

Brzina autokatalitičkih procesa se ne smanjuje kako se reagensi troše, već raste bez ikakve kontradikcije sa zakonom djelovanja mase. Mehanizam reakcija je takav da njihovi međuprodukti ili finalni proizvodi imaju ubrzavajući učinak na proces. Zbog toga je njihova brzina u početku nestajuća mala, ali onda raste s povećanjem koncentracije produkta reakcije. Prema savremenoj terminologiji, takvi procesi se odnose na procese sa pozitivnim povratnim informacijama. Tako, na primjer, ako se međuprodukt ili konačni proizvod višestupanjske reakcije pokaže kao njen inhibitor, primijetit će se samoinhibicija reakcije - njena brzina će se brže smanjiti. Kako se smanjuje koncentracija početnih reagensa.

U reakciji kada ioni Ce4+ interaguju s limunskom kiselinom, oni se smanjuju:

Ce 4+ + C 6 H 8 O 7 Ce 3+ + proizvod (1)

Ce3+ nastao tokom reakcije mora tada reagovati sa bromat ionom:

Ce 3+ + BrO 3 Ce 4+ (2)

što dovodi do stacionarne raspodjele cerija između oksidacijskih stanja. Međutim, reakcija (2) je autokatalitička i u njoj samoubrzajućem toku prethodi period indukcije, odnosno reakcija ne počinje odmah. Dakle, tokom perioda indukcije, skoro svi Ce joni 4+ idi na Se 3+ . U ovom slučaju, boja otopine zbog apsorpcije svjetlosti u vidljivom dijelu spektra od strane Ce kompleksa 4+ s limunskom kiselinom, nestaje. Na kraju perioda indukcije dolazi do samoubrzajućeg brzog prijelaza Ce jona 3+ u Se 4+ i rastvor dobija prvobitnu boju.

Periodična priroda procesa može se objasniti na sljedeći način. Kao rezultat reakcije (1):

Ce(VI) + limunska kiselina Ce(III) + proizvod

nastaju bromidni joni koji usporavaju reakciju (2):

Ce(III) + HBrO 3 Ce(VI) + proizvodi.

Međutim, koncentracija bromida u sistemu zavisi od brzine reakcije u kojoj se bromid troši usled interakcije sa bromatom.

(BrO 3 + Br Br 2 ). Ako je koncentracija bromida dovoljno visoka, reakcija (2) se zaustavlja, jer se Ce(VI) ne regeneriše tokom oksidacije Ce(III) bromatom, pa se katalitički ciklus prekida. Kada koncentracija Ce(VI), koja se smanjuje kao rezultat reakcije (1), dostigne minimalnu moguću vrijednost, koncentracija bromidnog jona počinje naglo opadati. Tada se reakcija (2) primjetno ubrzava i koncentracija Ce(VI) se povećava do određene vrijednosti pri kojoj koncentracija bromida počinje naglo rasti, čime se usporava reakcija (2). Zatim se cijeli ciklus ponavlja, slika 2.

Generalno, mehanizam reakcije se može opisati sljedećim skupom jednadžbi:

Proces A

BrO 3 + 2Br + 3(CH 2 ) 2 C(OH)(COOH) 3 + 3H +

3BrCH(CH 2 )C(OH)(COOH) 3 + 3H 2 O

BrO 3 + Br + 2H + HBrO 2 + HOBr

HBrO 2 + Br + H + 2HOBr

HOBr + Br + H + Br 2 + H 2 O

Br 2 + (CH 2 ) 2 C(OH)(COOH) 3 BrCH(CH 2 )C(OH)(COOH) 3 + Br + H +

Proces B

BrO 3 + 4Ce 3+ + (CH 2 ) 2 C(OH)(COOH)3 + 5H +

BrCH(CH 2 )C(OH)(COOH) 3 + 4Ce 4+ + 3H 2 O

BrO 3 + HBrO 2 + H + 2BrO 2 + H 2 O

BrO 2 + Ce 3+ + H + HBrO 2 + Ce 4+

2HBrO 2 BrO 3 + HOBr + H +

HOBr + (CH 2 ) 2 C(OH)(COOH) 3 BrCH(CH 2 )C(OH)(COOH) 3 + H 2 O

Pored navedenih, postoje i reakcije: interakcija limunske kiseline sa ionima cerijuma (VI) i sumporne kiseline (zbog zakiseljavanja rastvora i disocijacije ceriju (VI) sulfata), ne opisujemo reakcione mehanizme zbog s obzirom na njihovu složenost, proizvodi ovih reakcija su ugljični monoksid (IV), ugljični monoksid (II), voda i djelimično dimetil keton.

Sada možemo generalizirati sve što je rečeno i dati definiciju oscilatornih reakcija: oscilatorne reakcije su periodični procesi koje karakteriziraju fluktuacije koncentracija i, shodno tome, stope konverzije. Razlog za fluktuacije koncentracije je postojanje povratne sprege između pojedinih faza složene reakcije.

Iskreno se nadamo da će naš rad privući pažnju mnogih, te da će se dalje razvijati i nastaviti.

Reference

1. A.M. Zhabotinsky Fluktuacije koncentracije. M.: – Nauka. 1974.
2. Yu.V. Karyakin, I.I. Angelov Čiste hemikalije. M.: – Hemija. 1974.
3. B.N. Stepanenko Kurs organske hemije. M.: – Viša škola. 1972.
4. NA. Ostapkevič Radionica o neorganskoj hemiji. M.: – Viša škola 1987
5. V.N. Aleksinsky Zabavni eksperimenti u hemiji. M.: Obrazovanje, 1980.
6. Soros obrazovni magazin. br. 7.1997.

Aplikacija

[Ce4+]

M - - - - - - -

N - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - |- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

| | |

| | |

| T 1 | T 2 |

| | |

| | t

| T |

| |

| |

Fig.1. Autooscilacije koncentracije cerija (VI).

[C 4+]

Max - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Min - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

[Br]

Fig.2. Ovisnost promjene koncentracije cerija (VI) o koncentraciji bromidnih jona.

VIBRACIJSKE REAKCIJE– klasa redoks periodičnih reakcija. Mehanizam reakcije podsjeća na rad uređaja sa zasunom. Takve reakcije prvi je otkrio 1951. moskovski hemičar B.P.

Vibracione reakcije nastaju uz učešće katalizatora (ovo je prvi put otkriveno tokom reakcije u prisustvu jona cerijuma) i obično se sastoje od dva stupnja.

Neophodni uslovi koji obezbeđuju mogućnost nastanka ovakvih reakcija:

a) brzina prve etape treba znatno da premaši brzinu druge faze;

b) u drugoj fazi mora se pojaviti jedinjenje koje inhibira tok prve faze (naziva se inhibitor).

Slična reakcija se može uočiti pri miješanju vodenih otopina cerijum(III) soli (na primjer, cerijum sulfata), kalijum bromata KBrO 3 i bromomalonske kiseline HO(O)C – CH(Br) – C(O)OH. Reakciona masa je zakiseljena sumpornom kiselinom.

U prvoj fazi, trovalentni cerijumski jon (koji nastaje disocijacijom cerijeve soli) se redukuje bromatnim anjonom (koji se dobija od kalijum bromata). U ovom slučaju, ion Ce(III) se oksidira u Ce(IV), što je spolja vidljivo po promjeni boje reakcionog rastvora - Ce(III) joni u vodenom rastvoru su bezbojni, a Ce(IV) su žuta.

10Ce 3+ + 2BrO 3 – + 12H + = 10Ce 4+ + Br 2 + 6H 2 O (I)

U sljedećoj fazi, nastali Ce(IV) ion reagira s bromomalonskom kiselinom, oksidirajući je:

4Ce 4+ + HO(O)C – CH(Br) – C(O)OH + 2H 2 O =

4Ce 3+ + HC(O)OH + 2CO 2 + 5H + + Br - (II)

U ovom slučaju cerijum ponovo postaje Ce(III) ion i ponovo može učestvovati u reakciji I. U ovom slučaju igra ulogu tipičnog katalizatora, učestvuje u reakciji, ali se ne troši, međutim, reakcija neće nastaviti bez toga. U reakciji se troše kalijev bromat i bromomalonska kiselina, cerijum samo prenosi elektrone sa jednog reagensa na drugi (početni reagensi su označeni crnom, a produkti reakcije crvenom bojom):

Posebnost ove reakcije je da se u fazi II brom anion Br pojavljuje kao nusprodukt – . On inhibira, odnosno inhibira stadijum I, ali nema efekta na stadijum II. Kao rezultat, proizvodi faze II, prvenstveno Ce 3+ joni, akumuliraju se u reakcionom sistemu. U određenom trenutku, kada se akumulira mnogo ovih jona, joni broma više ne mogu inhibirati stadijum I, i on se odvija velikom brzinom. Ce(IV) joni se ponovo pojavljuju u sistemu, koji zatim učestvuju u sporom stepenu II. Dakle, joni broma djeluju kao okidač, sprječavajući početak prve faze do određene točke. Spolja izgleda ovako (Ce(III) joni u vodenom rastvoru su bezbojni, a Ce(IV) žuti): reakciona masa momentalno požuti, a zatim polako postaje obezbojena (Sl. 4, staklo br. 1). Boja se mijenja otprilike svakih minut i pol, vremenski interval ostaje nepromijenjen nekoliko sati. Ako postepeno dodajete potrošne reagense, tada će takav "hemijski sat" raditi jako dugo. Kako temperatura raste, vremenski ciklus oscilatorne reakcije se skraćuje.

Postoje i drugi primjeri oscilatornih reakcija. U gore opisanom sistemu, joni cerijuma mogu biti zamijenjeni jonima željeza. Da biste to učinili, koristite kompleks Fe(II) sulfata sa tri molekula fenantrolina, koji je obojen u crvenu boju u vodenoj otopini (ovaj kompleks se široko koristi za kvantitativno određivanje željeza):

Sličan Fe(III) kompleks, koji nastaje kao rezultat oksidacije, je tokom reakcije obojen u plavo, plava boja odmah postaje crvena, koja opet postepeno prelazi u plavu (Sl. 4, staklo br. 2).

Ako bromomalonsku kiselinu zamijenimo limunskom kiselinom [HOC(O)CH 2 ] 2 C(OH)C(O)OH, tada u prisustvu katalitičkih količina soli mangana nastaje sistem u kojem boja pulsira svake dvije minute (sl. 4, staklo br. 3) . Oksalna sirćetna kiselina HOC(O)CH 2 C(O)C(O)OH sa solima cerijuma broji intervale od šest sekundi (čaša br. 4). Vremenski intervali na animiranoj slici prikazani su konvencionalno, najveći interval promjene boje je u čaši br. 3, najmanji je u staklu br. 4

Ubrzo nakon otkrića ovakvih reakcija, ustanovljeno je da su takvi procesi prilično česti. Kao rezultat toga, razvijena je opća teorija oscilatornih procesa, koja uključuje neke reakcije u gasnoj fazi (na primjer, oksidaciju ugljovodonika), heterofaznu oksidaciju ugljičnog monoksida, vodika, amonijaka, etilena na metalnim katalizatorima i niz polimerizacija. procesi. Oscilatorne reakcije određuju tijek nekih od najvažnijih bioloških procesa: generiranje nervnih impulsa i mehanizam mišićne kontrakcije.

Mikhail Levitsky

Ministarstvo prosvjete, nauke, omladine i sporta

Teorijski licej Petru Movila

Odjel

"Sposobnost, rad, talenat"

Nastavni rad iz hemije na temu:

"oscilatorne hemijske reakcije"

Izvršio: učenik 12A odeljenja

Bolubash Irina

Nastavnik: Snidchenko M.A.

* Kišinjev2007 *

1. Uvod:

a) Redox reakcije

b) Oscilatorne hemijske reakcije

2. Istorija otkrića oscilatornih reakcija:

a) Studije fluktuacija koncentracije prije otkrića

reakcije B. P. Belousova

3. Teorijski dio:

a) Matematički model A. Lotkoy

b) Proučavanje mehanizma oscilatornih reakcija

4. Eksperimentalni dio

5. Zaključak

6. Aplikacija:

a) Recepti za neke oscilatorne reakcije

b) Ilustracije za izvedene eksperimente

7. Književnost

Uvod.

Hemija je eksperimentalna nauka. I stoga je eksperiment kao metoda naučnog istraživanja dugo čvrsto zauzimao vodeće mjesto među metodama prirodnih nauka. Eksperiment je najvažniji način povezivanja teorije s praksom prilikom podučavanja hemije i pretvaranja znanja u uvjerenja. Stoga je otkrivanje kognitivnog značaja svakog iskustva glavni zahtjev za hemijski eksperiment.

Pod eksperimentom (lat. "eksperiment" - "suđenje") razumjeti promatranje fenomena koji se proučava pod određenim uvjetima koji omogućavaju praćenje napredovanja ove pojave i ponavljanje ako su ovi uslovi ispunjeni. Hemijski eksperiment zauzima značajno mjesto u nastavi hemije, jer se kroz posmatranja i eksperimente saznaje raznolikost prirode supstanci, akumuliraju činjenice za poređenja, generalizacije i zaključke.

Provodeći eksperimente i posmatrajući hemijske transformacije u različitim uslovima, uverili smo se da se složeni hemijski procesi mogu kontrolisati, da u pojavama nema ničeg misterioznoga, da se povinuju prirodnim zakonima čije poznavanje omogućava široku upotrebu hemijskih transformacija u praksi. ljudska aktivnost.

Međutim, rezultati nekih hemijskih eksperimenata su neočekivani i ne uklapaju se u tradicionalne ideje o svojstvima supstanci ili obrascima hemijskih reakcija. Takve hemijske transformacije nazvane su problemskim eksperimentom.

Čak iu davna vremena, filozofi su vjerovali da svako znanje počinje iznenađenjem. Iznenađenje izazvano novim dovodi do razvoja radoznalosti (osetljivosti na probleme u svetu oko nas) sa naknadnim formiranjem održivog interesovanja za nešto. Iznenađenje i, prateći ga, žeđ za znanjem - ovo je plodno tlo za proučavanje problemskog eksperimenta, formiranje dijalektičkog i sistemskog mišljenja i otkrivanje kreativnog potencijala.

Isto stanje može izazvati sjajan, impresivan hemijski eksperiment (problematični eksperiment). U hemiji su uzroci problematičnih eksperimenata najčešće redoks reakcije.

Redox reakcije

Postoje brojni kriterijumi za klasifikaciju hemijskih reakcija. Jedan od najvažnijih je znak promjene oksidacijskih stanja elemenata. U zavisnosti od toga da li se oksidaciona stanja elemenata menjaju ili ostaju ista, hemijske reakcije se mogu podeliti na redoks reakcije i one koje se odvijaju bez promene oksidacionih stanja.

Reakcije koje se javljaju s promjenama oksidacijskih stanja elemenata (redox) su nadaleko poznate. Oni igraju važnu ulogu u tehnologiji i prirodi, u osnovi su metabolizma u živim organizmima, a s njima su povezani procesi oksidacije, propadanja, fermentacije i fotosinteze. Oksidacijski (i redukcijski) procesi nastaju prilikom sagorijevanja goriva, korozije metala, a uz njihovu pomoć se dobijaju metali, amonijak, lužine i mnogi drugi vrijedni proizvodi. Stoga je proučavanje redoks reakcija uključeno u školske predmete iz neorganske i organske hemije.

Prisjetimo se osnovnih odredbi povezanih s konceptom redoks reakcija.

Oksidacijsko stanje odgovara naboju koji bi se pojavio na atomu datog elementa u kemijskom spoju, ako pretpostavimo da su svi elektronski parovi preko kojih je ovaj atom povezan s ostalima potpuno pomaknuti prema atomima elemenata sa većom elektronegativnošću.

Oksidizator– supstanca koja sadrži atome ili ione koji prihvataju elektrone: Xm ^{(oksidacijsko sredstvo) + ne- = X(m-n), gdje je m oksidacijsko stanje elementa u izvornoj tvari, n je broj elektrona.}

Redukciono sredstvo– supstanca koja sadrži atome ili ione koji daju elektrone: Ym ^{(redukciono sredstvo) - ne-= Y(m+n) .}

Oksidacija- proces odustajanja elektrona od strane atoma, molekula ili jona, a oksidacijsko stanje elementa se povećava.

Oporavak- proces primanja elektrona od strane atoma, molekula ili jona, dok se oksidacijsko stanje elementa smanjuje.

Oksidacija i redukcija su spregnuti procesi, broj elektrona koje redukciono sredstvo donira tokom procesa oksidacije uvek je jednako broju elektrona koje oksidaciono sredstvo prihvata tokom njegove redukcije.

Oscilatorne hemijske reakcije

U ovom predmetnom radu razmatrat ću poseban slučaj problematičnog eksperimenta, vibracijske kemijske reakcije. Oscilatorne reakcije su čitava klasa reakcija oksidacije organskih tvari uz sudjelovanje katalizatora s redoks svojstvima. Ovaj proces se odvija ciklično, odnosno sastoji se od višestrukih ponavljanja.

Vibracione hemijske reakcije otkrio je i naučno potkrijepio 1951. sovjetski naučnik Boris Petrovič Belousov. B.P. Belousov je proučavao oksidaciju limunske kiseline tokom njene reakcije sa natrijum bromatom u rastvoru sumporne kiseline. Da bi pojačao reakciju, u otopinu je dodao soli cerija. Cerijum je metal promjenjive valencije (3+ ili 4+), tako da može biti katalizator redoks transformacija. Reakcija je praćena oslobađanjem mjehurića CO2, pa se čini da cijela reakcijska smjesa "ključa". I na pozadini ovog ključanja, B.P Belousov je primijetio nevjerovatnu stvar: boja otopine se povremeno mijenjala - postala je žuta, a zatim bezbojna. Belousov je u otopinu dodao kompleks fenantrolina sa željeznim željezom (feroinom), a boja otopine se povremeno počela mijenjati od ljubičasto-crvene do plave i natrag.

Tako je otkrivena reakcija koja je postala poznata. Sada je poznata u cijelom svijetu, naziva se "reakcija Belousov-Zhabotinsky". A. M. Žabotinski je učinio mnogo da razume ovaj neverovatan fenomen. Od tada je otkriven veliki broj sličnih reakcija.

Povijest otkrića oscilatornih reakcija.

IP Belousov je otkrio oscilatornu hemijsku reakciju pokušavajući da stvori jednostavan hemijski model nekih faza sistema ključnih biohemijskih transformacija karboksilnih kiselina u ćeliji. Međutim, prva poruka o njegovom otkriću nije objavljena. Recenzent jednog hemijskog časopisa sumnjao je u fundamentalnu mogućnost reakcije opisane u članku. Većina hemičara tih godina je vjerovala da čisto hemijske vibracije ne postoje, iako je postojanje oscilatornih reakcija 1910. godine predvidio A. Lotkoy na osnovu matematičke teorije periodičnih procesa.

Drugi pokušaj objavljivanja rezultata istraživanja naučnik je napravio 1957. godine i ponovo je odbijen, uprkos radovima belgijskog fizičara i fiziokemičara I.R. Prigožina koji su se pojavili u to vrijeme. Ovi radovi su pokazali mogućnost i vjerovatnoću oscilatornih hemijskih reakcija.

Tek 1959. godine objavljen je kratak sažetak o otkriću periodično djelujuće oscilatorne kemijske reakcije od strane B.P.

Ali cijela stvar je u tome da kada je B.P Belousov napravio svoje otkriće, činilo se da su periodične promjene u koncentraciji reagensa kršenje zakona termodinamike. Zapravo, kako se reakcija može odvijati u direktnom ili suprotnom smjeru. Nemoguće je zamisliti da bi cijeli ogroman broj molekula u posudi bio u jednom ili drugom stanju (ponekad svi "plavi", ponekad svi "? crveno”...).

Smjer reakcije je određen hemijskim (termodinamičkim) potencijalom - reakcije se odvijaju u smjeru vjerovatnijih stanja, u smjeru smanjenja slobodne energije sistema. Kada je reakcija u datom pravcu završena, to znači da je njen potencijal iscrpljen, termodinamička ravnoteža je postignuta i bez utroška energije proces ne može spontano da ide u suprotnom smeru. I ovdje... reakcija ide prvo u jednom smjeru, pa u drugom.

Međutim, u ovoj reakciji nije bilo kršenja zakona. Postojale su fluktuacije – periodične promjene – u koncentracijama međuproizvoda, a ne početnih reaktanata ili konačnih proizvoda. CO2 se u ovoj reakciji ne pretvara u limunsku kiselinu; Recenzenti nisu uzeli u obzir da, iako je sistem daleko od ravnoteže, u njemu se mogu dogoditi mnoge divne stvari. Detaljne putanje sistema od početnog do konačnog stanja mogu biti vrlo složene. Tek poslednjih decenija termodinamika sistema daleko od ravnoteže bavila se ovim problemima. Ova nova nauka postala je osnova nove nauke - sinergetike (teorije samoorganizacije).

Belousovljevu reakciju, kao što je gore navedeno, detaljno su proučavali A. M. Zhabotinsky i njegove kolege. Zamijenili su limunsku kiselinu malonskom kiselinom. Oksidacija malonske kiseline nije praćena stvaranjem mjehurića CO2, pa se promjena boje otopine može bez smetnji snimiti fotoelektričnim uređajima. Kasnije se pokazalo da feroin služi kao katalizator ove reakcije i bez cerijuma. B.P Belousov je već u svojim prvim eksperimentima uočio još jedno izuzetno svojstvo svoje reakcije: kada se miješanje prestane, promjena boje u otopini se širi u valovima. Ovo širenje hemijskih vibracija u svemiru postalo je posebno jasno kada su 1970. godine A. M. Zhabotinsky i A. N. Zaikin je sipao reakcionu smešu u tankom sloju u Petrijevu posudu. U čaši se formiraju bizarne figure - koncentrični krugovi, spirale, "vrtlozi", koji se šire brzinom od oko 1 mm/min. Hemijski valovi imaju niz neobičnih svojstava. Dakle, kada se sudare, oni se gase i ne mogu da prođu jedno kroz drugo.

Studije koncentracije
vibracije prije otkrića reakcije B. P. Belousova

Ali kako istorija ide, otkriće B.P. Belousova nikako nije bilo prvo u svjetskoj nauci. Ispostavilo se da jedna od prvih publikacija o hemijskim vibracijama datira iz 1828. godine. U njoj je T. Fechner predstavio rezultate istraživanja vibracija elektrohemijske reakcije. Najzanimljiviji je rad M. Rosenskiölda 1834. Njegov autor je sasvim slučajno primijetio da mala bočica koja sadrži malo fosfora u mraku emituje prilično intenzivnu svjetlost. Nije bilo ničeg iznenađujućeg u činjenici da je fosfor sijao, ali je interesantna činjenica da se taj sjaj redovno ponavlja svake sedme sekunde. Četrdeset godina kasnije, ove eksperimente sa “treperećom bocom” nastavio je Francuz M. Joubert (1874). Uspio je da posmatra periodično formiranje „svetlećih oblaka“ u epruveti. Dvadeset godina kasnije, nemački naučnik A. Zentneršver je takođe proučavao uticaj vazdušnog pritiska na periodične bljeskove fosfora. U njegovim eksperimentima, period baklji je počeo na 20 s i smanjivao se sa smanjenjem pritiska.

Posebno svijetla stranica u istoriji hemijskih vibracija povezana je sa takozvanim Liesegangovim prstenovima. Godine 1896., njemački hemičar R. Liesegang, eksperimentirajući s fotohemikalijama, otkrio je da ako se lapis ispusti na staklenu ploču obloženu želatinom koja sadrži krom, produkt reakcije, taloženje, nalazi se na ploči u koncentričnim krugovima. Liesegang je postao fasciniran ovim fenomenom i proveo je skoro pola veka istražujući ga. Pronađena je i njegova praktična primjena. U primijenjenoj umjetnosti Liesegang prstenovi su korišteni za ukrašavanje raznih proizvoda imitacijom jaspisa, malahita, ahata itd. Tehnologiju za izradu umjetnih bisera predložio je sam Liesegang.

Lista takvih primjera se može nastaviti. Nakon toga, na granici između dvije faze otkrivene su vibracijske reakcije. Od njih su najpoznatije reakcije na interfejsu metal-otopina, koje su dobile posebna imena - „gvozdeni nerv“ i „živino srce“. Prva od njih - reakcija otapanja željeza (žice) u dušičnoj kiselini - dobila je ime zbog svoje vanjske sličnosti s dinamikom pobuđenog živca, koju je primijetio V.F. Druga, odnosno jedna od njenih varijanti, je reakcija raspadanja H2O2 na površini metalne žive. U reakciji dolazi do periodičnog stvaranja i rastvaranja oksidnog filma na površini žive. Fluktuacije površinske napetosti žive uzrokuju ritmičke pulsacije kapi, koje podsjećaju na otkucaje srca. Ali sve ove reakcije nisu privukle veliku pažnju hemičara, budući da su ideje o toku hemijske reakcije još uvek bile prilično nejasne.

Tek u drugoj polovini 19. veka. Pojavile su se termodinamika i hemijska kinetika, koje su postavile temelje za poseban interes za vibracijske reakcije i metode za njihovu analizu.

Matematički model A. Lotkoy

Matematičku teoriju oscilacija u sistemima sličnim hemijskim reakcijama objavio je davne 1910. godine A. Lotka - napisao je sistem diferencijalnih jednačina, iz kojih je sledila mogućnost periodičnih režima. Lotka je razmatrao interakciju "plijena", kao što su biljojedi, i "predatora" (X i Y) koji ih jedu. Predatori jedu žrtve i razmnožavaju se - koncentracija Y raste, ali do određene granice, kada se broj žrtava naglo smanji i grabežljivci umiru od gladi - koncentracija Y se smanjuje. Tada se preživjele žrtve počinju množiti - koncentracija X raste. Preživjeli grabežljivci se tada također razmnožavaju, koncentracija Y opet raste, i tako dalje mnogo puta. Uočavaju se periodične fluktuacije u koncentraciji reagensa. Jasno je da je uslov za ovakve neprigušene (dugotrajne) oscilacije obilje trave – hrane žrtava. Jednačine tacne poboljšao je V. Volterra. A modernu teoriju oscilacija razvili su ruski fizičari L. I. Mandelstam, A. A. Andronov, A. A. Vitt, S. E. Khaikin, D. A. Frank-Kamenetsky. Dakle, za fizičare i matematičare, Belousovaneovo otkriće bilo je tako iznenađujuće.

Proučavanje mehanizma oscilatornih reakcija.

Detaljan mehanizam reakcije Belousova još uvijek nije u potpunosti poznat. U prvim radovima se činilo da je broj međuproizvoda mali. Da bi se objasnila priroda vibracija, bilo je dovoljno zamisliti kako se iz ismalonske kiseline prvo formira bromomalonska kiselina, a daljom reakcijom KBrO3 se pretvara u KBr. Br-anion inhibira dalju oksidaciju bromomalonske kiseline, a oksidirani oblik katalizatora (cerij tetravalentno ili feri željezo u kombinaciji sa fenantrolinom) se akumulira. Kao rezultat toga, akumulacija Br-- prestaje, a oksidacija bromomalonske kiseline se nastavlja... Sada je jasno da je takav mehanizam daleko od završenog. Broj međuproizvoda dostigao je četrdesetak, a studija se nastavlja.

Godine 1972. R. Noyes i saradnici su pokazali da je reakcija Belousov-Zhabotinsky rezultat najmanje deset reakcija koje se mogu kombinovati u tri grupe - A, B i C.

Prvo (reakciona grupa A), bromat ion reaguje sa bromidnim ionom u prisustvu H+ da bi se formirale bromidne i hipobromatne kiseline:

BrO-3+ Br-- + 2H+ = HBrO2 + HOBr (A1)

hipobromna kiselina:

HBrO2+ Br-- + H+ = 2HOBr (A2)

Hipobromna kiselina, zauzvrat, reaguje sa bromidnim jonom, formirajući slobodni brom:

HOBr + Br--+ H+ = Br2 + H2O (A3)

Malonska kiselina je bromirana slobodnim bromom:

Br2+ CH2(COOH)2 = BrCH(COOH)2 + Br--+ H+ (A4)

Kao rezultat svih ovih reakcija, malonska kiselina je bromirana slobodnim bromom:

BrO-3+ 2Br-- + 3CH2(COOH)2 + 3H+ =3BrCH(COOH)2 + 3H2O (A)

Hemijsko značenje ove grupe reakcija je dvojako: uništavanje bromidnog jona i sinteza bromomalonske kiseline.

Reakcije grupe B moguće su samo u odsustvu (niska koncentracija) bromidnog jona. Kada bromat jon reaguje sa bromonom kiselinom, nastaje radikal BrO2.

BrO-3+ HBrO2 + H+ > 2BrO2 + H2O (B1)

BrO2 reaguje sa cerijumom(III), oksidirajući ga u cerij(IV), a sam se redukuje u bromid:

BrO2+ Ce3+ + H+ > HBrO2 + Ce4+ (B2)

Bromatna kiselina se razlaže na bromat ion i hipobromnu kiselinu:

2HBrO2> BrO-3 +HOBr + H+ (B3)

Hipobromna kiselina bromatira malonsku kiselinu:

HOBr + CH2(COOH)2> BrCH(COOH)2 + H2O (B4)

Kao rezultat reakcija B grupe nastaju bromomalonska kiselina i tetravalentni cerijum.

Fluktuacije u koncentracijama glavnih komponenti reakcije: bromične kiseline i ferina - u faznom prostoru su predstavljene kao zatvorena linija (granični ciklus).

BrO-3+ 4Ce3+ + CH2(COOH)2 + 5H+ > BrCH(COOH)2 + 4Ce4+ + 3H2O (B)

Cerij(IV) nastao u ovim reakcijama (reakcije grupe B):

6Ce4++ CH2(COOH)2 + 2H2O > 6Ce3+ +HCOOH + 2CO2 +6H+ (IN1)

4Ce4++ BrCH(COOH)2 + 2H2O > Br-- + 4Ce3++ HCOOH + 2CO2 + 5H+ (IN2)

Hemijsko značenje ove grupe reakcija je stvaranje bromidnog jona, koje je intenzivnije što je veća koncentracija bromomalonske kiseline. Povećanje koncentracije bromidnog jona dovodi do prestanka (naglog usporavanja) oksidacije cerija (III) u cerij (IV). U novijim studijama, cerij se obično zamjenjuje feroinom.

Iz ovog (nepotpunog) niza faza reakcije Belousov-Žabotinski jasno je koliko je ovaj sistem složen. Dakle, dovoljno je uzeti u obzir promjenu koncentracije svih trobaznih međukomponenti reakcije HBrO2 (bromna kiselina), Br-- i feroina (ili cerija).

Prvi korak u reakciji - kao rezultat autokatalitičke reakcije nastaje bromova kiselina (brz proces sličan eksploziji), feroin se pretvara u ferin (oksidirani oblik feroina).

Drugi korak– kao rezultat interakcije sa organskom komponentom, ferin počinje polako da se transformiše nazad u feroin, a istovremeno počinje da se formira bromid ion.

Treći korak– bromidni jon je efikasan inhibitor autokatalitičke reakcije (1. korak). Kao rezultat, zaustavlja se stvaranje bromične kiseline i ona se brzo raspada.

Četvrti korak– proces razgradnje feriina, započet u koraku 2, je završen; bromidni jon se uklanja iz sistema. Kao rezultat, sistem se vraća u stanje u kojem je bio prije 1. koraka, a proces se periodično ponavlja. Postoji nekoliko matematičkih modela (sistema diferencijalnih jednadžbi) koji opisuju ovu reakciju, fluktuacije u koncentraciji njenih reagensa i obrasce širenja koncentracijskih talasa.

Eksperimentalni dio:

Reakcija limunske kiseline sa kalijum bromatom:

reagensi:

1. KMnO4(kalijum permanganat).

2. KBrO3(kalijev bromat ili kalijev bromat).

3. H2SO4(koncentrirano).

4. Limunska kiselina.

5. Destilovana voda.

napredak: Odmereni deo limunske kiseline – 2 rastvoren je u 6 ml H2O. Dobivenom rastvoru doda se izvagana porcija kalijum bromata - 0,2 g i 0,7 ml koncentrovane sumporne kiseline. Zatim se doda 0,04 g kalijum permanganata i zapremina dobijenog rastvora se dovede do 10 ml destilovanom vodom. Dobro promiješajte dok se reagensi potpuno ne otope.

Zapažanja: Odmah nakon dodavanja KMnO4, otopina je poprimila ljubičastu boju i počela da "kipi". Nakon 25 s, uz snažno ključanje, boja otopine je počela da se mijenja u smeđu. Kako reakcija napreduje, otopina se postepeno posvjetljuje - do svijetlo žute boje. Nakon 3 minute i 45 sekundi počinje naglo potamnjenje otopine (slično difuziji tekućine visoke gustine), a nakon 40 sekundi otopina ponovo postaje potpuno smeđa. Zatim se sve ponavlja sa periodom od 4,5 minuta - 5 minuta. Nakon prilično dugog vremenskog perioda, reakcija počinje usporavati, a zatim potpuno prestaje (žuti rastvor).

/>Oscilatorne redoks reakcije:

reagensi:

1. FeSO4. 7H2O kristalni željezo(II) sulfat heptahidrat ili

Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O (Mohrova so) dijamonijum sulfat heksahidrat-

gvožđe(II)

2. Ce(NO3)3.6H2O cerij(III) nitrat heksahidrat

3. KBr vodeni rastvor kalijum bromida (2 mol/l, ili 12 g na 50 ml vode)

4. KBrO3 zasićeni rastvor kalijum bromata (oko 10 g na 100 ml vode)

5. H2SO4 koncentrovane sumporne kiseline

6. CH2(COOH)2 vodeni rastvor malonske kiseline (5 mol/l, ili 52 g in

100 ml vode)

7. C12H8N2(fen)o-fenantrolin

8. destilovana voda

Posuđe i pribor za jelo: Polylux sa sitom, staklena ploča dimenzija 25 x 25 cm, Petrijeva posuda, volumetrijska tikva od 100 ml, erlenmajer 250 ml sa brušenim čepom, šest pipeta, bireta, stakleni štapić, ispiranje, filter papir.

Opis iskustva: Za demonstraciju eksperimenta, rješenja A i B su unaprijed pripremljena.

Rješenje A – rastvor kompleksa feroin – gvožđe(II) sa o-fenantrolinom (fen). Dodati 0,70 g gvožđe(II) sulfat heptahidrata (ili 0,99 g Mohrove soli) i 1,49 g o-fenantrolina u odmernu tikvicu od 100 ml, podesiti zapreminu rastvora do oznake sa vodom i promešati. Rastvor dobija crvenu boju zbog formiranja kompleksa gvožđa(II) fenantrolina:

Fe2++ 3 phen = 2+

Rješenje B – rastvor bromomalonske kiseline (pripremljen neposredno pre demonstracije). 3,3 ml rastvora kalijum bromida, 5 ml rastvora malonske kiseline i 5 ml koncentrovane sumporne kiseline unese se u konusnu tikvicu sa brušenim čepom. Dobivena otopina se titrira iz birete sa zasićenom otopinom kalijevog bromata uz miješanje nakon dodavanja svake porcije titranta, osiguravajući da smeđa boja nestane uslijed oslobađanja broma u reakciji paralelne komutacije:

BrO3–+ 5Br– + 6H+ = 3Br2 + 3H2O

3Br2+ 2CH2(COOH)2 + 2H2O = BrCH(COOH)2+ HCOOH + CO2 + 5HBr

Ukupna zapremina rastvora kalijum bromata koji se koristi za titraciju treba da bude oko 7,5 ml Dobijena bromomalonska kiselina je nestabilna, ali se može čuvati neko vreme na temperaturi od 5100C.

Da bi se eksperiment direktno demonstrirao, na staklenu ploču koja prekriva svjetlosni prozor poliluksa stavlja se Petrijeva posuda u koju se stavlja 10 ml zasićene otopine kalijevog bromata, 4 ml otopine bromomalonske kiseline i 1,5 ml otopine feroina. se sukcesivno dodaju pomoću pipeta. U roku od nekoliko minuta na crvenoj pozadini pojavljuju se plave mrlje zbog formiranja fenantrolinskog željeznog(III) kompleksa. 3+ kao rezultat oksidacije odgovarajućeg kompleksa željeza(II):

62++ 6H3O+ + BrO3– = 63++ 9H2O + Br–

Ovaj proces se sam ubrzava. Dobijeni kompleks 3+ oksidira bromomalonsku kiselinu u formiranje bromidnih jona:

43++ BrCH(COOH)2 + 7H2O =

= 2CO2+ 5H3O+ + Br– + HCOOH + 42+

Oslobođeni bromidni joni su inhibitori reakcije oksidacije kompleksa gvožđa(II) sa bromatnim ionima samo kada je koncentracija kompleksnih jona 2+ postaje dovoljno visoka, inhibitorna aktivnost bromidnih jona je prevaziđena, a rastvor postaje plavi zbog stvaranja kompleksa gvožđa(III). Proces se ponavlja iznova i iznova, tako da se boja otopine povremeno mijenja od plave do ružičaste, ili obrnuto. Promjena boje počinje pojavom plavih mrlja na ružičastoj pozadini, od kojih se koncentrični valovi boje razilaze u svim smjerovima. S vremenom se brzina promjene boje smanjuje i, na kraju, proces blijedi. U ovom slučaju možete uočiti pojavu "crnih tačaka" na ekranu - projekcije mjehurića oslobođenog ugljičnog dioksida.

Raspon boja može se proširiti dodavanjem nekoliko kristala cerij(III) heksahidrat nitrata u Petrijevu posudu. Ce(NO3)3. 6H2O. Zatim, pored plave i ružičaste boje, možete uočiti žutu (zbog stvaranja jedinjenja cerija(IV)) ili zelenu boju (zbog preklapanja žute i plave):

6Ce3++ BrO3– + 15H2O = 62++ Br– + 6H3O+

42++ BrCH(COOH)2 + 3H3O+ =

= 2CO2+ Br– + HCOOH + 4Ce3++ 9H2O

Kada se zagrije, brzina reakcija se povećava i promjena boje se ubrzava.

Bilješka. Fenantrolin je heterociklično jedinjenje sa dva atoma dušika koji posjeduju usamljene parove elektrona i sposobni su za koordinaciju. U kompleksnim jedinjenjima sa gvožđem O-fenantrolin igra ulogu bidentatnog liganda i formira jake komplekse tipa kelata.

Zaključak.

Reakcija Belousov-Žabotinski je do sada zauzela svoje zasluženo mesto u svetskoj nauci. Svake godine u svijetu se održava nekoliko međunarodnih konferencija o dinamici nelinearnih hemijskih sistema, a riječi "BZ-reakcija" (skraćenica: Belousov-Zhabotinsky reakcije) čuju se na desetinama drugih konferencija posvećenih problemima iz fizike, hemije, i biologija.

Proučavanje reakcije Belousov-Žabotinski, kako sam ubeđen, ima veliki značaj, jer je našla primenu u različitim oblastima nauke i tehnologije. Ova reakcija se koristi kao model za proučavanje ozbiljnog poremećaja srca - aritmije i fibrilacije. A nedavno su počeli eksperimenti sa fotosenzitivnom modifikacijom ove reakcije, kada dinamika u ovom sistemu zavisi od intenziteta svetlosti. Pokazalo se da se takva reakcija može koristiti kao računarska mašina za pohranjivanje i obradu slika. Modifikacija reakcije Belousov-Žabotinskog koja je osetljiva na svetlost može poslužiti kao prototip računarskog kompleksa koji bi mogao da zameni računare.

S druge strane, oscilatorne hemijske reakcije su upečatljiv primjer samoorganizacije u vanživoj prirodi, iu tom smislu nema samo prirodno-naučnog, već i filozofskog značaja. Temeljne promjene u prirodnoj nauci, koje su dovele do takozvane teorije samoorganizacije, uvelike su posljedica početnog poticaja koji su joj dali ruski naučnici na prijelazu iz 1950-ih u 1960-e, kada je Belousov otkrio redoks hemijsku reakciju. Istovremeno, otkrivene su upečatljive analogije da su mnoge prirodne pojave, počevši od formiranja galaksija do tornada, ciklona i igre svjetlosti na reflektirajućim površinama, zapravo procesi samoorganizacije. Mogu biti vrlo različite prirode: hemijske, mehaničke, optičke, električne, itd.

Tako primijenjena istraživanja dobijaju sve veći značaj, na primjer, u oblasti modeliranja alternativnih sredstava obrade informacija (posebno analiza složenih mozaika sa gradacijom svjetline objekata). Još jedan novi pravac primijenjenih istraživanja je proučavanje karakteristika polimerizacije u sistemu BZh ili njemu sličnom.

Složena prostorno-vremenska organizacija koju pokazuje BZ sistem u nedostatku miješanja, vremenom su pronađene analogije u prirodi, u biološkim sistemima (na primjer: periodični procesi ćelijskog metabolizma, valovi aktivnosti u srčanom tkivu i u moždanom tkivu, procesi koji se odvijaju na nivou neekoloških sistema), u svojoj novoj oblasti – sinergetici (teoriji samoorganizacije), kao i eksperimentalnim radom inicirali su razvoj savremene teorije dinamičkih sistema. Iako je trenutno većina takvih reakcija već shvaćena, razlozi koji izazivaju oscilatorne hemijske procese ostaju nejasni.

Trenutno je kinetika oscilatornih reakcija grana znanja koja se brzo razvija i nastala je na sjecištu hemije, biologije, medicine, fizike i matematike. Bilo mi je veoma zanimljivo upoznati se sa tako neobičnim i na prvi pogled nemogućim svojstvima žive materije. Ali ono što me je još više začudilo bilo je to što tako nevjerovatno značajno, impresivno otkriće nisu primijetili drugi dugi niz godina, i jednostavno ga nisu razumjeli veliki umovi tog vremena. Ovo otkriće pratilo je neobičan put i na kraju zauzelo mjesto koje mu pripada u svjetskoj nauci. Mogućnost ovakve reakcije još jednom dokazuje da u našem svijetu ima još mnogo toga nepoznatog i neproučenog.

Recepti za neke oscilatorne reakcije

Recept 1: Potrebno je pripremiti rastvore sledećih supstanci na osnovu njihovih konačnih koncentracija: malonske kiseline 0,2 M; natrijum bromat 0,3 M; sumporna kiselina 0,3 M; feroin 0,005 M. Feroin se može zamijeniti dvovalentnim manganom ili trovalentnim cerij sulfatom, ali će intenzitet boje biti znatno slabiji. U Petrijevu posudu treba uliti oko 5 ml rastvora svih komponenti tako da debljina sloja tečnosti bude 0,5-1 mm. Nakon 3-8 minuta (prijelazni period) mogu se uočiti vibracije i hemijski talasi.

Recept 2: Sipajte sljedeće otopine u ravnu providnu kivetu u slojevima (1 ml):

- KBrO3(0,2 mol/l)

- malonska kiselina (0,3 mol/l)

- feroin (0,003 mol/l)

- H2SO4(0,3 mol/l)

Stavite kivetu na list bijelog papira. Brzina reakcije se može promijeniti dodavanjem alkalija ili kiseline.

Recept 3: Potrebna rješenja:

- limunska kiselina (40 g u 160 ml H2O)

- H2SO4(1:3).

I prilozi:

- KBrO3(16 g)

- Ce2(SO4)3(3-3,5 g)

Zagrejati rastvor limunske kiseline na 40°-50°C, a zatim uliti deo KBrO3. Stavite čašu na list bijelog papira i dodajte uzorak Ce2(SO4)3 i nekoliko ml H2SO4. Odmah počinje smjena boja: žuta > bezbojna > žuta, u trajanju od 1-2 minute.

Recept 4: Potrebna rješenja:

- H2O2(50 ml 30%)

- KIO3(7,17 g u 50 ml H2O)

- HClO4(30 ml razblaženog rastvora)

- malonska kiselina (3 g u 50 ml H2O i izmerene porcije).

- MnSO4(1g) i malo skroba.

Sve sipati u jednu čašu (200-250 ml), dodati deo, promešati staklenom šipkom. Postoji izmjena boja: bezbojna > žuta > plava.

Bibliografija.

1. Aliev R., Šnol S. E. “Oscilatorne hemijske reakcije.” Kinetika i kataliza. 1998. br. 3. P.130-133.

2. Shnol S.E. Znanje je moć. 1994. br. 3. str. 62-71.

3. Zhabotinsky A. M. Samooscilacije koncentracije. M.: Nauka, 1974.

4. Garel D., Garel O. Oscilatorne hemijske reakcije / Transl. sa engleskog M.:

5. Dubnischeva T. Ya. Koncepti moderne prirodne nauke. Novosi-

Birsk: YuKEA, 1997, str. 683 – 697.

6. Koncepti savremene prirodne nauke. Ed. V. N. Lavrinenko,

V. P. Ratnikova, M.: UNITY-DANA, 1999, str. 78 - 87.

7. VavilinB.V."Auto-oscilacije u hemijskim sistemima tečne faze."

Priroda, 2000, br. 5, str. 19–25.