Descoperirea reacțiilor chimice vibraționale. Reacții oscilatorii Studierea oscilațiilor reacțiilor chimice la școală

Esența reacțiilor oscilatorii. Mecanismul și cinetica reacțiilor oscilatorii.

Conţinut

1. INTRODUCERE…………………………………………………………………………..…3
2. Concepte de bază…………………………………………………………………4
3. Istorie…………………………………………………………………………………………… 5
4. Semnificația și domeniul de aplicare…………….……….…………8
5. Mecanisme de reacție………………………………………………………10
6. Cinetica reacțiilor oscilatorii…………………………………….…14
7. Procedura de desfășurare a experimentului……………..…………….15
8. Date experimentale…………………………………………….……….18
9. Concluzie……………………………………………………………………..23
10. Bibliografie…………..………………………………..…………24

INTRODUCERE
Reacțiile vibraționale sunt una dintre cele mai interesante și mai atractive secțiuni ale chimiei anorganice. Atrăgând atenția atentă nu numai a chimiștilor, ci și a fizicienilor, matematicienilor, biofizicienilor și a multor alții, acestea reprezintă o problemă presantă a științei moderne. Prin urmare, în munca mea vreau să fac cunoștință cu istoria reacțiilor oscilatorii, aplicarea lor practică și cele mai cunoscute două reacții oscilatorii omogene, precum și să înțeleg mecanismele lor și, prin efectuarea unui experiment, să mă familiarizez cu reacțiile oscilatorii în practică.

Concepte de bază ale reacțiilor oscilatorii

• Reacții oscilatorii- o clasă de reacții redox caracterizate prin fluctuații periodice ale substanțelor intermediare și, ca urmare, fluctuații de culoare, temperatură, debit etc.

1. catalitic
2. Omogen
3. Reacții catalizate de enzime
4. Reacții catalizate de ioni metalici
5. Eterogene (reacții pe catalizatori solizi)
6. Necatalitice, deși este mai corect să le numim autocatalitice (oxidarea compușilor aromatici cu bromat)

• Perioada de inducție este timpul formării și acumulării primare a catalizatorului de reacție.
• Perioada de oscilație este cea mai scurtă perioadă de timp în care are loc o oscilație completă (adică sistemul revine la aceeași stare în care se afla la momentul inițial, aleasă arbitrar)

Mecanisme de reacție
Până în prezent, au fost studiate câteva zeci de reacții chimice omogene și eterogene. Studiul modelelor cinetice ale unor astfel de reacții complexe a făcut posibilă formularea unui număr de condiții generale necesare pentru apariția oscilațiilor stabile în vitezele de reacție și concentrațiile de substanțe intermediare:

1. Oscilațiile stabile apar în majoritatea cazurilor în sistemele deschise în care este posibil să se mențină concentrații constante ale reactivilor participanți.
2. O reacție oscilativă trebuie să includă etape autocatalitice și reversibile, precum și pași care sunt inhibați de produșii de reacție.
3. Mecanismul de reacție trebuie să includă pași cu un ordin mai mare decât primul.

3HOOC(OH)C(CH2COOH)2 + BrO3- Ce(3+/4+), H+→ Br - + 3CO2 + 3H2O
Reacția Belousov-Zhabotinsky este prima dintre reacțiile oscilatorii deschise și studiate. În acest sens, poate fi numită una dintre cele mai studiate reacții ale acestui grup. În prezent, prezența a optzeci de etape intermediare (și reacții secundare) care apar în sistem a fost confirmată într-un fel sau altul.
Una dintre primele și cele mai simple scheme de reacție a fost o schemă care constă din două etape:

1. Oxidarea ceriului trivalent cu bromat

1. Și reducerea ceriului tetravalent cu acid citric

1. BrO 3 - + Br - + 2H + ↔ HBrO 2 + HBrO
2. HBrO 2 + Br - + H + ↔ 2HBrO
3. HBrO + Br - + H + ↔ Br2 + H2O
4. Br 2 + HOOC(OH)C(CH 2COOH) 2 → Br - + H + + HOOC(OH)C(CHBrCOOH)CH 2COOH
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(CH2COOH)2 → H2O + HOOC(OH)C(CHBrCOOH)CH2COOH
9. 18Ce 4+ + HOOC(OH)C(CH 2 COOH) 2 + 5H 2 O → 18Ce 3+ + 6CO 2 + 18H +

Deci, să luăm în considerare vibrațiile Ce 3+ / Ce 4+ în acest sistem. Să presupunem că avem în soluție o cantitate mică, care crește treptat, de Ce 4+, ceea ce înseamnă că și concentrația de Br este mică și crește datorită reacției (10). Prin urmare, de îndată ce se ajunge la o anumită concentrație critică de Ce 4+, concentrația de Br - va crește brusc, ceea ce va duce la legarea etapei HBrO 2 (2), necesară oxidării catalitice a Ce 3+, stadiul. (5), (6). Rezultă de aici că acumularea de Ce 4+ în soluție se va opri și concentrația acestuia va scădea conform reacțiilor (9), (10). O concentrație mare de Br va determina o creștere a ratei consumului lor prin reacțiile (1)-(3). În acest caz, după reducerea concentrației de Br - sub o anumită valoare, practic va opri reacțiile (2) și (3), ducând la acumularea de HBrO 2. Aceasta implică o creștere a concentrației de Ce 4+ și o repetare a ciclului prin care am trecut.

Reacția Briggs-Rauscher:
IO3-+2H2O2 + H++ RH Mn(2+/3+)→ RI + 2O 2 + 3H 2 O
Unde RH este acidul malonic, iar RI este derivatul de iod al acidului malonic.
Această reacție a fost descoperită în 1973. Esența reacției este oxidarea acidului malonic cu ioni de iodat în prezența peroxidului de hidrogen și a unui catalizator (ioni Mn 2+/3+). Când se adaugă amidon ca indicator, se observă fluctuații ale culorii soluției de la incolor la galben și apoi la albastru, cauzate de fluctuațiile concentrațiilor de iod. Un studiu complet al mecanismului reacției Briggs-Rauscher este o problemă complexă și încă nerezolvată, poate, în primul rând, o problemă cinetică. Conform conceptelor moderne, mecanismul acestei reacții include până la treizeci de etape. În același timp, pentru a înțelege motivele oscilațiilor, este suficient să luăm în considerare un mecanism de reacție simplificat format din cele unsprezece etape de mai jos:

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. HIO2 + H2O2 → HIO + O2 + H2O
4. IO2. + Mn 2+ + H 2 O ↔ HIO 2 + MnOH 2+
5. 2HIO + H2O2 → 2I- + 4O2 + 4H+
6. MnOH 2+ + I - + H + ↔ I. + Mn2+ + H2O
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 +

Cinetica reacțiilor vibraționale

Procedura de realizare a experimentului
Reacția Belousov-Zhabotinsky.

Reactivi: acid citric, bromat de potasiu, sulfat de ceriu (III), acid sulfuric.
Ustensile: cilindru dozator de 50 ml, pahare termorezistente de 300 ml si 100 ml, bagheta de sticla, spatula.
Echipament: Balanțe analitice, gresie.
Pentru a efectua reacția Belousov-Zhabotinsky, este necesar să se pregătească următoarele soluții și probe:

1. Pregătiți o soluție de acid citric și încălziți-o la 50 ° C.
2. Se adaugă o porție de bromat de potasiu și sulfat de ceriu (III) și se amestecă cu o baghetă de sticlă.
3. Îndepărtați chitul de pe plăci.
4. Adăugați acid sulfuric.

Reacția Briggs-Rauscher.
Reactivi, sticlărie și echipamente necesare:
Reactivi: iodat de potasiu, acid sulfuric, acid malonic, sulfat de mangan (II), amidon, peroxid de hidrogen.
Ustensile: cilindru dozator de 50 ml, 2 pahare la 500 ml, 3 pahare la 100 ml, bagheta de sticla, spatula.
Echipament: Balanta analitica, agitator magnetic, magnet.
Pentru a efectua reacția Briggs-Rauscher, trebuie preparate următoarele soluții:
Soluția nr. 1:

Soluția nr. 2:

Soluția nr. 3

Procedura de experiment:

1. Pregătiți toate soluțiile necesare.
2. Se toarnă 50 ml de soluție nr. 1 într-un pahar de 500 ml care conține un magnet și se pune pe un agitator magnetic. Porniți-l.
3. În alte două pahare, se măsoară separat 25 ml soluție nr. 2 și 40 ml soluție nr. 3.
4. Adăugați, simultan, soluțiile nr. 2 și nr. 3 la soluția nr. 1.
5. Înregistrați perioada de inducție și perioadele de oscilație.

Experiment
Reacția Belousov-Zhabotinsky:
Pentru a efectua reacția s-a preparat o soluție de acid citric (20 g la 80 ml apă). Pentru a dizolva complet acidul citric, soluția trebuia încălzită pe o sobă electrică. Apoi, porțiuni cântărite de bromat de potasiu (8 g) și sulfat de ceriu III (1,5 g) au fost preparate și turnate secvenţial într-o soluţie de acid citric. După agitarea cu o baghetă de sticlă, s-a adăugat cu grijă acid sulfuric în timp ce se continuă agitarea, după care s-au înregistrat fluctuații de culoare de la alb la galben.

Reacția Briggs-Rauscher:
Pentru realizarea reacției s-au preparat trei soluții: o soluție de sulfat de iodat de potasiu (c(KIO 3) = 0,067 mol/l; c(H 2 SO 4) = 0,053 mol/l) - 50 ml, o soluție de amidon de acid malonic cu adăugarea unei cantități catalitice de sulfat de mangan doi (c(MnSO 4) = 0,0067 mol/l; c(CH 2 (COOH) 2) = 0,05 mol/l; amidon 0,1%) - 25 ml și un șapte -soluție molară de peroxid de hidrogen - 40 ml. Soluția nr. 1 a fost turnată într-un pahar care conținea un magnet, 250 ml. Sticla a fost plasată pe un agitator magnetic, care a fost ulterior pornit și a fost pornită agitarea intensă, astfel încât schimbarea culorii să aibă loc brusc. Apoi, fără a se opri agitarea, s-a adăugat simultan și rapid conținutul paharelor cu soluțiile nr.2 și nr.3. Cronometrul a măsurat apariția primei culori galbene - perioada de inducție și începutul apariției culorilor albastre - perioada de oscilație.

Perioada de inducție este de 2 secunde.

Concluzie: Pe măsură ce reacția progresează, se observă o creștere treptată a perioadei de oscilație, ceea ce este vizibil în mod deosebit în grafic:

Concluzie
În această lucrare, au fost luate în considerare reacțiile oscilatorii și proprietățile lor, în special:

1. S-a studiat domeniul de aplicare al reacțiilor oscilatorii în lumea modernă
2. S-a studiat istoria reacțiilor oscilatorii
3. Sunt analizate mecanismele a două reacții oscilatorii: Briggs-Rauscher

1. Mecanismul de reacție Belousov-Zhabotinsky a fost adaptat pentru

1. A fost efectuată o sinteză de control pentru a vizualiza reacțiile oscilatorii.

Lista literaturii folosite

1. D. Garel, O. Garel „Oscillatory chemical reactions” traducere din engleză de L.P. Tihonova. Editura „Mir” 1986. Pagină 13-25, 92-112.
2. A.M. Zhabotinsky „Auto-oscilații de concentrare”. Editura „Știință” 1974. Pagină 87-89
3. BINE. Pervukhin „Reacții oscilatorii. Trusa de instrumente”. Editura Universității de Stat din Sankt Petersburg, 1999. Pagină 3-11.
4. S. P. MUSHTAKOVA „Reacții oscilatorii în chimie” Universitatea de Stat din Saratov. N.G. Cernîşevski
5. „Studiul condițiilor pentru apariția unui mod oscilator în procesul de carbonilare oxidativă a fenilacetilenei”. Pagină 2-4.
6. I.D. Ikramov, S.A. Mustafina. „ALGORITM PENTRU CĂUTAREA CONSTANTELOR DE RATE ALE REACȚIEI VIBRAȚIONALE PRIN EXEMPLU DE REACȚIE BELOUSSOV-ZHABOTINSKY.” Jurnalul de chimie Bashkir 2015
7. Pechenkin A.A. „Semnificația viziunii asupra lumii a reacțiilor chimice oscilatorii”
8. Field R. J., Koros E., Noyes R. M., Oscillations in Chemical Systems II. Analiza amănunțită a oscilațiilor temperaturii în sistemul de acid bromat-ceriu-malonic., J. Amer. Chim. Soc., 94, 8649-8664 (1972).
9. Noyes R. M., Field R. J., Koros E., J. Amer. Chim. Soc., 94, 1394-1395 (1972).

	La descarca munca trebuie să vă alăturați grupului nostru gratuit In contact cu. Doar faceți clic pe butonul de mai jos. Apropo, în grupul nostru ajutăm la redactarea lucrărilor educaționale gratuit. La câteva secunde după verificarea abonamentului, va apărea un link pentru a continua descărcarea lucrării.

Studii ale fluctuațiilor concentrației înainte de descoperirea reacției de către Belousov

S-a dovedit că una dintre primele publicații despre vibrațiile chimice datează din 1828. În ea, T. Fechner a prezentat rezultatele unui studiu al vibrațiilor unei reacții electrochimice. În 1833, W. Herschel a publicat un studiu similar al oscilațiilor unei reacții eterogene catalitice. Cea mai interesantă este opera lui M. Rosenskiöld, care datează din 1834. Autorul ei a observat destul de accidental că un balon mic care conține puțin fosfor emite o lumină destul de intensă în întuneric. Nu a fost nimic surprinzător în faptul că fosforul strălucea, dar faptul că această strălucire se repeta în mod regulat la fiecare a șaptea secundă a fost interesant. Publicația lui Rosenskiöld oferă un studiu detaliat al pâlpâirii becului. Patruzeci de ani mai târziu, aceste experimente cu „balonul pâlpâit” au fost continuate de francezul M. Joubert (1874). El a reușit să observe formarea periodică a „norilor luminoși” într-o eprubetă. Alți douăzeci de ani mai târziu, omul de știință german A. Zentnerschwer a studiat și efectul presiunii aerului asupra focarelor periodice de fosfor. În experimentele sale, perioada de flash-uri a început la 20 de secunde. și a scăzut odată cu scăderea presiunii. În același timp, în Anglia, chimiștii T. Thorpe și A. Tatton au observat focare periodice ale reacției de oxidare a trioxidului de fosfor într-un vas de sticlă etanș.

O pagină deosebit de strălucitoare din istoria vibrațiilor chimice este asociată cu așa-numitele inele Liesegang. În 1896, chimistul german R. Liesegang, experimentând cu fotochimice, a descoperit că, dacă lapisul era scăpat pe o placă de sticlă acoperită cu gelatină care conține crom, produsul de reacție, precipitând, se afla pe placă în cercuri concentrice. Liesegang a devenit fascinat de acest fenomen și a petrecut aproape jumătate de secol cercetându-l. S-a găsit și aplicația sa practică. În arta aplicată, inelele Liesegang erau folosite pentru a decora diverse produse cu imitație de jasp, malachit, agat etc. Liesegang însuși a propus tehnologia de realizare a perlelor artificiale. Și totuși, descoperirea lui Liesegang, care a avut o mare rezonanță în cercurile chimice științifice, nu a fost prima. Și înaintea lui, undele chimice au fost studiate, iar în 1855 a fost publicată o carte de F. Runge, care a adunat numeroase exemple de astfel de experimente.

Lista de exemple similare poate fi continuată. În urma acestora, au fost descoperite reacții oscilatorii la interfața dintre două faze. Dintre acestea, cele mai cunoscute sunt reacțiile la interfața metal-soluție, care au primit denumiri specifice - „nerv de fier” și „inima de mercur”. Prima dintre ele - reacția de dizolvare a fierului (sârmă) în acid azotic - și-a primit numele datorită asemănării sale externe cu dinamica unui nerv excitat, observată de V.F. Ostwald. A doua, sau mai degrabă una dintre variantele sale, este reacția de descompunere a H 2 O 2 pe suprafața mercurului metalic. Reacția implică formarea și dizolvarea periodică a unei pelicule de oxid pe suprafața mercurului. Fluctuațiile tensiunii superficiale a mercurului provoacă pulsații ritmice ale picăturii, care amintesc de bătăile inimii. Dar toate aceste reacții nu au atras prea multă atenție din partea chimiștilor, deoarece ideile despre cursul unei reacții chimice erau încă destul de vagi.

Abia în a doua jumătate a secolului al XIX-lea. A apărut termodinamica și cinetica chimică, dând naștere unui interes specific pentru reacțiile vibraționale și metodele de analiză a acestora. Și, în același timp, dezvoltarea termodinamicii de echilibru a servit inițial ca o frână pentru studiul unor astfel de procese. Aparent, era o chestiune de „inerție a cunoștințelor anterioare”. Potrivit profesorului Shnol, „o persoană educată nu și-ar putea imagina ordinea macroscopică în mișcarea termică dezordonată a unui număr imens de molecule: toate moleculele sunt într-o stare sau alta! acest lucru nu poate fi. Nu poate fi aproape de starea de echilibru și numai a fost considerată de termodinamica acelor ani.Totuși, nu există restricții privind regimurile complexe, inclusiv oscilatorii, pentru sistemele chimice de neechilibru, când reacțiile nu s-au încheiat încă și concentrațiile reactanților nu au atins nivelul de echilibru Dar această împrejurare a ocolit atenția chimiștilor... A fost nevoie de un efort intelectual extraordinar pentru a ieși din „cătușele de fier ale cunoașterii complete” și a investiga comportamentul sistemelor departe de echilibru.”

Cu toate acestea, deja în 1910, italianul A. Lotka, pe baza unei analize a unui sistem de ecuații diferențiale, a prezis posibilitatea oscilațiilor în sistemele chimice. Cu toate acestea, primele modele matematice corespundeau doar oscilațiilor amortizate. Doar 10 ani mai târziu, Lotka a propus un sistem cu două reacții autocatalitice ulterioare, iar în acest model oscilațiile puteau fi deja neamortizate.

Cu toate acestea, pozițiile fizicienilor și chimiștilor au fost diferite aici. Una dintre cele mai izbitoare realizări ale fizicii și matematicii ale secolului al XX-lea. - crearea teoriei oscilaţiilor. Meritele mari, general recunoscute aici, aparțin fizicienilor sovietici. În 1928, studentul absolvent A.A. Andronov, un viitor academician, a vorbit la congresul fizicienilor cu un raport „Ciccuri limită Poincaré și teoria auto-oscilațiilor”.

La începutul anilor 1930. La Institutul de Fizică Chimică al Academiei de Științe a URSS au fost descoperite fluctuații de luminescență în „flăcări reci”, asemănătoare cu luminiscența vibrațională a vaporilor de fosfor, care l-a interesat pe celebrul fizician D.A. Frank-Kamenetsky, care a explicat aceste fluctuații pe baza modelului cinetic Lotka. Și în 1947, la același institut, a fost prezentată spre apărare o disertație pe tema „Către teoria apariției periodice a reacțiilor chimice omogene”, scrisă de I.E. Salnikov sub supravegherea științifică a lui Frank-Kamenetsky. Această disertație conținea informații extinse despre mai mult de un secol de istorie a studiului vibrațiilor chimice și primele rezultate ale studiului lor teoretic folosind metodele teoriei vibrațiilor neliniare dezvoltate de școala academicianului Andronov. Dar apărarea ei nu a avut loc atunci. Potrivit lui Voltaire, „lucrarea lui Frank-Kamenetsky și Salnikov despre auto-oscilațiile chimice, prezentată într-o dizertație, într-o carte și într-o serie de articole, a fost cu siguranță inovatoare pentru știința chimică a acelui timp. Dar puțini oameni au înțeles acest lucru. inovație „Ideologia oscilatoare” (termenul lui Andronov) era străină de viața de zi cu zi neoscilatoare a științei și practicii chimice, iar acest lucru poate explica faptul că opera lui Frank-Kamenetsky și Salnikov în anii 1940 a fost primită cu ostilitate și când a avut loc descoperirea secundară a vibrațiilor chimice, nimeni nu și-a amintit de ele.” Rămâne un mister dacă Belousov avea vreo idee despre aceste lucrări. În orice caz, cele două articole ale sale nu fac nicio referire la munca predecesorilor săi.

Materiale folosite:
him.1september.ru, Wikipedia, revista Nature, scholarpedia.org, hopf.chem.brandeis.edu, online.redwoods.cc.ca.us, vivovoco.rsl.ru.

Dedenev Yuri

Motivul pentru care a început această lucrare a fost articolul „Reacții oscilatorii în chimie” de S.P. Mushtakov de la Universitatea de Stat din Saratov, numit după Chernyshevsky, publicat în Soros Educational Jurnalul nr. 7 pentru 1997. În cursul școlar de chimie nu există nici măcar o mențiune despre existența acestui tip de reacție; ele sunt numite și reacții Belousov-Zhabotinsky. Scopul acestei lucrări este de a atrage atenția maximă a elevilor asupra subiectului de chimie, adică nu doar să caute pepite pasionate de chimie, ci și să încerce să trezească la elevi abilități ascunse care nu s-au manifestat deschis. până acum. Să-i intereseze, să insuflem dragostea pentru chimie ca fiind una dintre cele mai interesante și frumoase științe ale timpului nostru, care ascunde potențialul enorm al materialului neexplorat, capacitatea de a crea substanțe noi, dar necunoscute. Putem spune cu încredere că școala de chimiști din Kazan este una dintre cele mai puternice din Rusia și, prin urmare, ne-am dori să fie completată cu oameni tineri, energici și entuziaști, care ar putea insufla dragostea pentru chimie altora.

Descarca:

Previzualizare:

CONFERINȚA DESCHISĂ A STUDENTEI RUSĂ

„TINERET, ȘTIINȚĂ, CULTURĂ”

sectiunea CHIMIE

STUDIUL REACȚIILOR CHIMICE VIBRAȚIONALE

Dedenev Yuri

Școala Gimnazială Nr. 105, clasa a XI-a, Kazan

Consilier stiintific:

Minnullin R.R., profesor de categoria a II-a calificare

Obninsk 2005

Simboluri și abrevieri pagina 3

Pagina de introducere 4

Capitolul 1. Istoria apariției și perspectivele proceselor pagina 5

1.1. Istoricul detectării proceselor oscilatorii pagina 5

1.2. Istoria modernă a cercetării proceselor p. 5

1.3. Posibile perspective de aplicare a proceselor pagina 6

Capitolul 2. Predicția teoretică a posibilității unei reacții pagina 7

2.1. Proprietățile principalelor componente ale reacției pagina 7

2.2. Primele modele matematice. Sisteme cu tăvi pagina 7

Capitolul 3. Partea experimentală pagina 9

3.1. Sinteza bromatului de potasiu (kaliumbromat) p.10

4+ pagina 10

3.3. Pregătirea și implementarea reacției oscilatorii pagina 11

Capitolul 4. Concluzie p.14

Literatură p.18

Anexă p.19

Figura 1 pagina 19

Figura 2 p.20

Legendă

1. BZ - Belousov – Zhabotinsky

2. LA - Acid citric

3. MK - Acid malonic

4. BMK – Acid bromatemalonic

5. vezi – uite

6. fig. - desen

7. max - maxim

8. min – minim

Introducere

Motivul pentru care a început această lucrare a fost articolul „Reacții oscilatorii în chimie” de S.P. Mushtakov de la Universitatea de Stat din Saratov, numit după Chernyshevsky, publicat în Soros Educational Jurnalul nr. 7 pentru 1997. În cursul școlar de chimie nu există nici măcar o mențiune despre existența acestui tip de reacție; ele sunt numite și reacții Belousov-Zhabotinsky.

Scopul acestei lucrări este de a atrage atenția maximă a elevilor asupra subiectului de chimie, adică nu doar să caute pepite pasionate de chimie, ci și să încerce să trezească la elevi abilități ascunse care nu s-au manifestat deschis. până acum. Să-i intereseze, să insuflem dragostea pentru chimie ca fiind una dintre cele mai interesante și frumoase științe ale timpului nostru, care ascunde potențialul enorm al materialului neexplorat, capacitatea de a crea substanțe noi, dar necunoscute. Putem spune cu încredere că școala de chimiști din Kazan este una dintre cele mai puternice din Rusia și, prin urmare, ne-am dori să fie completată cu oameni tineri, energici și entuziaști, care ar putea insufla dragostea pentru chimie altora. Prin urmare, ne-am propus următoarele sarcini:

1. Oferiți un scurt context descoperirii reacțiilor de vibrație

2. Oferiți o bază teoretică pentru mecanismele reacțiilor de vibrație

3. Efectuați sinteze pentru a obține componentele necesare din reactivii chimici disponibili

4. Efectuați reacția de vibrație

Capitolul 1. Istoria apariției și posibilele perspective

1.1.Istoricul detectării proceselor oscilatorii

Pentru prima dată, o reacție chimică oscilativă, manifestată sub formă de fulgerări periodice în timpul oxidării vaporilor de fosfor, a fost observată de Robert Boyle la sfârșitul secolului al XVII-lea. Aceste focare recurente au fost apoi descrise în mod repetat de mulți cercetători. În secolul al XIX-lea au fost descoperite și alte reacții oscilatorii. Cu toate acestea, nu au atras prea multă atenție, deoarece cinetica chimică ca știință nu exista încă. Doar apariția termodinamicii și cineticii chimice a dat naștere unui interes specific pentru reacțiile vibraționale și metodele de analiză a acestora. Previziunile despre posibilitatea vibrațiilor în sistemele chimice au fost făcute încă din 1910 pe baza modelelor matematice ale lui A. Lotka. În 1921, W. Bray a publicat un articol în care prima reacție oscilativă în fază lichidă a fost descrisă suficient de detaliat. Bray și-a dat seama de legătura dintre descoperirea lui și predicția lui Lotka. Cu toate acestea, munca lui nu a atras interesul timp de aproximativ 40 de ani. Unul dintre motivele acestei indiferențe este nivelul destul de scăzut de dezvoltare a metodelor de studiere a mecanismelor reacțiilor chimice complexe. Un alt motiv a fost credința larg răspândită că a doua lege a termodinamicii interzice astfel de fluctuații chiar și departe de echilibru. De fapt, majoritatea chimiștilor credeau că fluctuațiile concentrației în sisteme omogene închise sunt imposibile, cu alte cuvinte, nu existau fluctuații pur chimice.

1.2.Istoria modernă a studiilor proceselor oscilatorii

Cercetările privind reacțiile chimice oscilatorii în faza lichidă au început în 1951, când B.P. Belousov a descoperit fluctuații ale concentrațiilor de forme oxidate și reduse de ceriu în reacția acidului citric cu bromatul. Soluția s-a schimbat în mod regulat de la incolor la galben (datorită CeIV), apoi din nou la incolor (CeIII), etc. Belousov a efectuat un studiu destul de detaliat al acestei reacții și, în special, a arătat că perioada de oscilații scade foarte mult odată cu creșterea acidității mediului și a temperaturii. Reacția a fost convenabilă pentru studii de laborator. Oscilațiile au putut fi observate cu ușurință vizual, iar perioada lor a fost în intervalul 10-100 s, coincizând cu scara de timp naturală a unui observator uman.

La sfârşitul anului 1961, lucrarea lui B.P. Belousova a fost continuată de A.M. Zhabotinsky, care a obținut fluctuații atunci când a folosit nu numai acizii citric, ci și malonic și malic ca agent reducător în reacția Belousov. A.M. Zhabotinsky a efectuat studii detaliate ale vibrațiilor într-un sistem cu acid malonic, care s-a dovedit a fi un agent reducător mai convenabil, deoarece reacția nu a fost complicată de degajarea gazului. Vestea acestei reacții uimitoare s-a răspândit în întreaga lume, iar mai multe laboratoare (din URSS, SUA și Europa de Vest) au început să studieze intens reacția BZ. Reacțiile oscilatorii au intrat în sfârșit în laboratoarele de chimie.

1.3 Posibile perspective de utilizare a proceselor oscilatorii

Să luăm în considerare perspectivele pentru aplicarea posibilă a proceselor chimice oscilatorii. O trăsătură distinctivă a unor astfel de regimuri, remarcată la sfârșitul secolului al XIX-lea de Poincaré, este sensibilitatea lor ridicată la cele mai mici tulburări externe. Efectuarea cercetărilor în acest domeniu deschide perspective enorme pentru crearea unor metode fundamental noi de analiză a microcantităților de substanțe.

Baza cantitativă pentru determinarea analitică a diferitelor microimpurități (și influențe externe slabe) poate fi dependența frecvenței (perioadei) oscilațiilor de concentrația de reactivi sau catalizator. Deoarece măsurarea frecvenței de vibrație este una dintre cele mai simple și mai precise operațiuni efectuate, reacțiile chimice auto-oscilante pot fi utilizate în scopuri analitice.

Un studiu detaliat al interacțiunii oscilațiilor care se propagă din două centre îndepărtate spațial a ajutat la înțelegerea diferitelor tipuri de aritmii care apar în mușchiul inimii. În prezent, cinetica reacțiilor vibraționale este o ramură a cunoașterii în dezvoltare rapidă care a apărut la intersecția chimiei, biologiei, medicinei, fizicii și matematicii. S-a demonstrat acum că regimurile haotice sunt observate în multe domenii ale biologiei (în biochimie, biofizică, studiul bioritmurilor, în studiul dinamicii populațiilor, migrația organismelor etc.), ecologie și, în sensul cel mai larg al acesteia concept, unele procese sociale (schimbarea populației, dezvoltare economică). În multe cazuri, sistemele chimice dinamice relativ simple, cu modificări de concentrație strict controlate ale substanțelor chimice părinte și intermediare, pot fi modele funcționale foarte potrivite pentru studierea proceselor haotice din alte domenii de cunoaștere (științe ale pământului și alte științe planetare, fizica stării solide, fizica nucleară și a particulelor, mecanică inginerească etc.).

Capitolul 2 Predicția teoretică a reacțiilor de vibrație

2.1. Proprietățile principalelor componente ale reacției.

Agentul de reducere ar trebui să fie ușor oxidat de forma oxidată a catalizatorului și nu ar trebui să reacționeze direct cu bromatul. În plus, este necesar ca agentul reducător să fie ușor bromurat, iar derivații de brom să se descompună destul de ușor, eliberând Br. Aceste cerințe sunt îndeplinite de substanțele cu o grupă metilen activă. Reacțiile care implică MK, BMK și LC sunt apropiate calitativ.

Ca catalizator pot fi utilizate substanțe (în primul rând ionii de valență variabilă) apropiate ionilor de ceriu atât în ​​valoarea potențialului redox, cât și în cinetica reacțiilor de oxidare și reducere.

Reacțiile de oxidare cu compuși halogen - oxigen au cinetică similară. Prin urmare, este firesc să presupunem că cloratul și iodatul pot înlocui bromatul. Cu toate acestea, cloratul și iodatul nu pot înlocui bromatul ca agent oxidant. Potențialele redox în reacțiile acestor compuși cu diverși agenți reducători (de exemplu, halogenuri) sunt apropiate. Cu toate acestea, vitezele reacțiilor de oxidare ale catalizatorilor de mai sus cu iodat și clorat sunt mult mai mici decât ratele de oxidare cu bromat. În consecință, bromatul rămâne singurul agent oxidant din această clasă de reacții.

2.2. Primele modele matematice ale reacțiilor chimice oscilatorii

Sisteme cu tăvi

Modelarea matematică a sistemelor oscilatorii de concentrare a început cu lucrările lui Lotka (1910), care a considerat sistemul:

A X Y . 1.1

Există un rezervor A, o conversie liniară a lui A în X, o conversie autocatalitică a lui X în Y și o scădere liniară a lui Y. Acest model a fost aplicat de Lotka pentru a descrie atât sistemele chimice, cât și cele ecologice. Lotka a considerat un sistem deschis, adică. Cu de la bun început a neglijat consumul de A și nu a ținut cont de produșii finali ai transformării Y. În plus, a descris autocataliza ca o reacție elementară. Aceste ipoteze conduc la următorul sistem de ecuații:

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

În cel mai simplu caz k 2 = k 1 . Termenii k 0 A și k 3 y poate descrie atât reacțiile chimice, cât și procesele de transport liniar într-un sistem deschis.

Următorul model, studiat de Lotka (1920) și mai târziu independent de Volterra (1931), conține două reacții autocatalitice secvențiale (acest model este cunoscut pe scară largă în ecologie ca „pradă-prădător”. De exemplu: A este cantitatea specifică de iarbă, a căror oferta este considerată inepuizabilă; X – densitatea populației ierbivorelor; Y – densitatea populației prădătorilor).

A X Y . 1.2

Presupunând același lucru pentru schema (1.2) ca și pentru schema (1.1), Lotka și Woltera au obținut următorul sistem de ecuații:

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

Rețineți că descrierea matematică a acestor procese s-a dovedit a fi destul de complexă. Nu este o coincidență că lucrările teoretice despre reacțiile oscilatorii continuă să fie publicate până în zilele noastre, deși aparatul matematic corespunzător a fost dezvoltat la sfârșitul secolului al XIX-lea. Modelarea matematică a dus la rezultate neașteptate. S-a dovedit că una dintre cele mai simple scheme chimice care descriu oscilațiile într-un sistem de două reacții autocatalitice succesive este matematic identică cu ecuațiile pe care Voltaire le-a folosit la începutul anilor 30 pentru a descrie procesele de mediu.

Ca exemplu, vom folosi două sisteme care interacționează, dintre care unul atrage energia, materia sau alte componente de care are nevoie pentru dezvoltare din celălalt (un analog chimic este o reacție oscilativă). Această problemă se numește problema prădător-pradă. Pentru claritate, să ne imaginăm că lupii și iepurii de câmp trăiesc într-un mediu limitat. În acest sistem ecologic crește iarba, care hrănește iepurii de câmp, care la rândul lor sunt hrană pentru lup. După cum se știe, dacă aveți vreun set de ființe vii, atunci în condiții favorabile populația lor va crește la infinit. De fapt, factorii externi, precum lipsa energiei sau a hranei, limitează acest proces de creștere. Cum se întâmplă acest lucru în exemplul lupilor și iepurilor de câmp?

Să ne imaginăm că până la un anumit punct, interacțiunea a două subsisteme, adică populațiile de lupi și iepuri de câmp, a fost echilibrată: au existat doar destui iepuri (ținând cont de reaprovizionarea lor naturală) pentru a hrăni un anumit număr de lupi. Apoi, la momentul luat ca zero al numărului de timp, din cauza unor fluctuații, numărul de iepuri a crescut. Acest lucru a crescut cantitatea de hrană pentru lupi și, prin urmare, numărul acestora. A existat o fluctuație a numărului de lupi. În plus, numărul de lupi și iepuri de câmp se va schimba periodic în timp în jurul unei valori medii (de echilibru). Lupii bine hrăniți vor începe să se înmulțească intens, dând naștere unor noi pui, care se maturizează rapid cu hrană abundentă și produc noi pui. Apare o situație când crescătorul de iepuri nu mai este capabil să hrănească toți lupii - numărul de iepuri începe să scadă, iar numărul de lupi (deocamdată) continuă să crească. În cele din urmă, ecosistemul este suprapopulat cu lupi, iar iepurii au un loc aproape în cartea roșie. Să nu ne grăbim să tragem concluzii. Devenind o raritate ecologică, iepurii devin pradă dificilă pentru lupi. Ecosistemul intră în următoarea fază: numărul de iepuri de câmp a scăzut deja la un nivel minim la care sunt aproape evazivi pentru lupi. Numărul acestora din urmă, după ce a trecut de maxim, începe să scadă, iar această reducere continuă până când se atinge un nivel pe care iepurii îl pot hrăni cu numărul lor minim. Acum că numărul de lupi a atins un minim, nu mai există cine să vâneze iepurii de câmp. Iepurii încep să se înmulțească, iar populația slabă de lupi nu mai poate ține pasul cu ei. Numărul de iepuri de câmp va atinge în curând un nivel pe care iarba îl poate hrăni. Apare din nou o abundență de iepuri și totul se repetă din nou.

Capitolul 3 Partea experimentală principală

3.1. Sinteza bromatului de potasiu (kaliumbromat)

Se toarnă 1050 ml dintr-o soluție filtrată 30% de KOH (tehnică) într-un pahar mare de porțelan și 110 g de brom se toarnă foarte lent (sub tiraj) dintr-o pâlnie de picurare cu un tub care ajunge până la fund, cu agitare constantă. Soluția rezultată este saturată (sub tiraj) cu clor. Sfârșitul saturației este determinat după cum urmează. O probă de soluție (10 ml) se diluează cu 10 ml apă, se fierbe până când Br este complet îndepărtat 2 și Cl2 (Hârtia de amidon iod nu trebuie să devină albastră în vaporii lichidului) și adăugați o picătură de soluție de fenolftaleină. Când este complet saturată cu clor, proba de soluție nu trebuie să devină roșie.

Soluția de reacție este răcită la 15 O C, se separă amestecul precipitat de cristale de KC10 3 și KS1 (300 - 350 g) și se amestecă cu 150 ml apă timp de câteva ore. Cristale KBrO rămase 3 se aspira cu o palnie Buchner, se spala cu 100 ml apa si se separa. Se obțin 200–240 g bromat de potasiu brut.

Sinteza poate fi exprimată prin următoarele ecuații de reacție chimică:

Br2 + 2KOH = KBrO + KBr + H2O

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

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

3.2. Metode posibile de preparare a catalizatorului Ce 4+

În laboratoarele de chimie școlare puteți găsi dioxid de ceriu, care făcea parte din setul de chimie școlar. Sarcina principală este obținerea oricărei sare de ceriu solubilă; în acest caz, cea mai ușoară cale este obținerea sulfatului de ceriu (VI); pentru aceasta este necesar să se expună dioxidul de ceriu existent la acid sulfuric concentrat prin fierbere. Seo 2 insolubil în apă, deci este necesar să se acționeze cu acid sulfuric direct asupra pulberii de dioxid de ceriu.

Ecuația reacției poate fi exprimată astfel:

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

Se formează o soluție galben strălucitor de sulfat de ceriu (VI), care poate fi apoi evaporată pe un vas de evaporare până când apar cristale galbene. Dacă încă nu există dioxid de ceriu, atunci puteți obține un ion de ceriu solubil în felul următor: puteți utiliza siliciu de la brichete, trebuie să luați mai multe dintre ele și să le dizolvați în acid sulfuric concentrat în timpul încălzirii. Siliciul de la brichete conține compuși de ceriu (III) și (VI). Dar trebuie luat în considerare faptul că puritatea experimentului se poate modifica din cauza prezenței impurităților în componenta originală.

3.3. Pregătirea și implementarea unei reacții oscilatorii.

Pentru a efectua experimentul, se prepară două soluții. În primul caz, o soluție de sulfat sau azotat de ceriu (IV); în acest experiment, s-a folosit 1,0 g de sulfat de ceriu proaspăt preparat, dizolvat în 15 ml apă și acidulat cu acid sulfuric. În al doilea, acidul citric este dizolvat în 10 ml de apă fierbinte și se toarnă bromat de potasiu în el. Pentru a dizolva complet substanțele, amestecul este ușor încălzit. Soluțiile preparate se toarnă rapid împreună și se amestecă cu o baghetă de sticlă. Apare o culoare galben deschis, care după 20 de secunde. se schimbă în maro închis, dar după 20 de secunde. devine din nou galben. La o temperatură de 45 O O astfel de schimbare poate fi observată în 2 minute. Apoi soluția devine tulbure, încep să apară bule de monoxid de carbon (IV), iar intervalele de culoare alternativă ale soluției cresc treptat într-o secvență strict definită: fiecare interval următor este cu 10 - 15 secunde mai lung decât cel anterior, iar creste si temperatura solutiei.

În timpul demonstrației sau după demonstrarea experimentului studenților, mecanismul unei reacții chimice poate fi explicat într-o versiune simplificată, adică ca un proces de oxidare-reducere în care acidul bromic (BA) joacă rolul de agent oxidant și acidul citric joacă rolul de agent reducător:

KBr03 + H2SO4 = KHS04 + HBr03

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

Culoarea soluției se modifică sub influența catalizatorilor - compuși de ceriu, care la rândul lor modifică și starea de oxidare, dar până la o anumită concentrație de ioni, după care are loc procesul invers.

Capitolul 4. Concluzie

Pentru comoditatea prezentării, vom lua în considerare mai întâi o diagramă simplificată a unei reacții auto-oscilatorii. În timpul acestei reacții se observă fluctuații ale culorii soluției, cauzate de fluctuațiile concentrației de ceriu (VI). Fluctuațiile concentrației de ceriu(VI) sunt prezentate în Fig. 2. Acestea sunt oscilații de relaxare, a căror perioadă (T) este clar împărțită în două părți: T1 este faza de scădere a concentrației de ceriu (VI) și T2 este faza de creștere a concentrației. În consecință, conform unei scheme simplificate, reacția constă din două etape: în prima etapă, ceriul tetravalent este redus cu acid citric, Fig. 1.

Bine

Ce4+ Ce3+ , (1)

în al doilea, ceriul trivalent este oxidat de bromat

BrO3

Ce3+ Ce4+ (2)

Produșii de reducere a bromatului formați în etapa (2) bromură LA. Derivații de brom ai LA rezultați sunt distruși cu eliberarea de ioni de brom. Bromura este un inhibitor puternic al reacției (2).

Oricare dintre produsele sale poate avea un efect catalitic asupra reacției.

Acest fenomen se numește autocataliză. O trăsătură caracteristică a unei reacții autocatalitice este aceea că este variabilă și concentrația catalizatorului crește în timpul reacției. Prin urmare, viteza reacției autocatalitice crește în perioada inițială și numai la etapele mai profunde de transformare, ca urmare a scăderii concentrației substanțelor inițiale, creșterea vitezei lasă loc unei scăderi.

Viteza proceselor autocatalitice nu scade pe măsură ce reactivii sunt consumați, ci crește fără nicio contradicție cu legea acțiunii masei. Mecanismul reacțiilor este de așa natură încât produsele lor intermediare sau finale au un efect accelerator asupra procesului. Prin urmare, viteza lor este inițial de mică, dar apoi crește odată cu creșterea concentrației produselor de reacție. Conform terminologiei moderne, astfel de procese se referă la procese cu feedback pozitiv. Deci, de exemplu, dacă produsul intermediar sau final al unei reacții în mai multe etape se dovedește a fi inhibitorul său, se va observa auto-inhibarea reacției - viteza acesteia va scădea mai repede. Cum scade concentrația reactivilor inițiali.

În reacția când ionii Ce4+ interacționează cu acidul citric, aceștia se reduc:

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

Ce3+ format în timpul reacției trebuie apoi să reacționeze cu ionul de bromat:

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

conducând la o distribuție staționară a ceriului între stările de oxidare. Cu toate acestea, reacția (2) este autocatalitică, iar în ea cursul de auto-accelerare este precedat de o perioadă de inducție, adică reacția nu începe imediat. Prin urmare, în timpul perioadei de inducție, aproape toți ionii de Ce 4+ mergi la Se 3+ . În acest caz, culoarea soluției datorită absorbției luminii în regiunea vizibilă a spectrului de către complexul Ce 4+ cu acid citric, dispare. La sfârșitul perioadei de inducție, are loc o tranziție rapidă auto-accelerată a ionilor Ce 3+ în Se 4+ iar soluția își recapătă culoarea inițială.

Natura periodică a procesului poate fi explicată după cum urmează. Ca rezultat al reacției (1):

Ce(VI) + acid citric Ce(III) + produs

se formează ionii de bromură, încetinind reacția (2):

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

Cu toate acestea, concentrația de bromură din sistem depinde de viteza reacției, în care bromura este consumată datorită interacțiunii cu bromatul.

(BrO 3 + Br Br 2 ). Dacă concentrația de bromură este suficient de mare, atunci reacția (2) se oprește, deoarece Ce(VI) nu este regenerat în timpul oxidării Ce(III) cu bromat și, ca urmare, ciclul catalitic este întrerupt. Când concentrația de Ce(VI), care scade ca urmare a reacției (1), atinge valoarea minimă posibilă, concentrația ionului de bromură începe să scadă brusc. Apoi reacția (2) se accelerează considerabil și concentrația de Ce(VI) crește până la o anumită valoare la care concentrația de bromură începe să crească rapid, încetinind astfel reacția (2). Apoi se repetă întregul ciclu, Fig. 2.

În general, mecanismul de reacție poate fi descris prin următorul set de ecuații:

Procesul A

BrO3 + 2Br + 3(CH2)2C(OH)(COOH)3 + 3H +

3BrCH(CH2)C(OH)(COOH)3 + 3H2O

Br03 + Br + 2H + HBr02 + HOBr

HBrO2 + Br + H + 2HOBr

HOBr + Br + H + Br2 + H2O

Br2 + (CH2)2C(OH)(COOH)3BrCH(CH2)C(OH)(COOH)3 + Br + H +

Procesul B

BrO3 + 4Ce3+ + (CH2)2C(OH)(COOH)3 + 5H +

BrCH(CH2)C(OH)(COOH)3 + 4Ce4+ + 3H2O

Br03 + HBr02 + H + 2Br02 + H2O

BrO2 + Ce3+ + H + HBr02 + Ce4+

2HBrO2BrO3 + HOBr + H +

HOBr + (CH2)2C(OH)(COOH)3BrCH(CH2)C(OH)(COOH)3 + H2O

Pe lângă cele de mai sus, există și reacții: interacțiunea acidului citric cu ionii de ceriu (VI) și acid sulfuric (datorită acidificării soluției și disocierii sulfatului de ceriu (VI), nu descriem mecanismele de reacție datorate după complexitatea lor, produsele acestor reacții sunt monoxidul de carbon (IV), monoxidul de carbon (II), apa și parțial dimetilcetona.

Acum putem generaliza tot ce s-a spus și dăm o definiție a reacțiilor oscilatorii: reacțiile oscilatorii sunt procese periodice caracterizate prin fluctuații ale concentrațiilor și, în consecință, rate de conversie. Motivul fluctuațiilor concentrației este prezența feedback-ului între etapele individuale ale unei reacții complexe.

Sperăm din suflet că munca noastră va atrage atenția multora și că va fi dezvoltată și continuată în continuare.

Referințe

1. A.M. Zhabotinsky Fluctuațiile concentrației. M.: – Știință. 1974.
2. Yu.V. Karyakin, I.I. Angelov Produse chimice pure. M.: – Chimie. 1974.
3. B.N. Stepanenko Curs de chimie organică. M.: – Liceu. 1972.
4. PE. Ostapkevich Atelier de chimie anorganică. M.: – Liceu 1987
5. V.N. Aleksinsky Experimente distractive în chimie. M.: Educație, 1980.
6. Revista educațională Soros. nr. 7.1997.

Aplicație

[Ce4+]

M - - - - - - -

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

| | |

| | |

| T 1 | T 2 |

| | |

| | t

| T |

| |

| |

Fig.1. Auto-oscilații ale concentrației de ceriu (VI).

[Ce 4+]

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

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

[Br]

Fig.2. Dependența modificărilor concentrației de ceriu (VI) de concentrația ionilor de bromură.

REACȚII VIBRAȚIONALE– o clasă de reacții periodice redox. Mecanismul de reacție seamănă cu funcționarea unui dispozitiv de blocare. Astfel de reacții au fost descoperite pentru prima dată în 1951 de chimistul moscovit B.P. Belousov.

Reacțiile vibraționale apar cu participarea unui catalizator (acest lucru a fost descoperit pentru prima dată în timpul reacției în prezența ionilor de ceriu) și constau de obicei în două etape.

Condiții necesare care asigură posibilitatea apariției unor astfel de reacții:

a) viteza primei trepte trebuie să depășească semnificativ viteza celei de-a doua trepte;

b) la a doua etapă trebuie să apară un compus care inhibă cursul primei etape (se numește inhibitor).

O reacție similară poate fi observată la amestecarea soluțiilor apoase de sare de ceriu (III) (de exemplu, sulfat de ceriu), bromat de potasiu KBrO 3 și acid bromomalonic HO(O)C – CH(Br) – C(O)OH. Masa de reacție este acidulată cu acid sulfuric.

În prima etapă, ionul de ceriu trivalent (care decurge din disocierea sării de ceriu) este redus de anionul bromat (furnizat de bromatul de potasiu). În acest caz, ionul Ce(III) este oxidat la Ce(IV), care este vizibil extern prin schimbarea culorii soluției de reacție - ionii Ce(III) într-o soluție apoasă sunt incolori și Ce(IV) sunt galben.

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

În etapa următoare, ionul Ce(IV) rezultat reacționează cu acidul bromomalonic, oxidându-l:

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

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

În acest caz, ceriul devine din nou un ion Ce(III) și poate participa din nou la reacția I. În acest caz, joacă rolul unui catalizator tipic, participă la reacție, dar nu este consumat, cu toate acestea, reacția nu va procedați fără el. În timpul reacției se consumă bromatul de potasiu și acidul bromomalonic, ceriul nu transferă decât electroni de la un reactiv la altul (reactivii inițiali sunt marcați cu negru, iar produsele de reacție sunt marcate cu roșu):

Particularitatea acestei reacții este că în stadiul II, anionul brom Br apare ca produs secundar – . Inhibă, adică inhibă stadiul I, dar nu are efect asupra stadiului II. Ca urmare, produsele din stadiul II, în primul rând ionii Ce 3+, se acumulează în sistemul de reacție. La un moment dat, când mulți dintre acești ioni se acumulează, ionii de brom nu mai pot inhiba stadiul I și se desfășoară cu o viteză mare. Ionii Ce(IV) reapar în sistem, care apoi participă la etapa II lentă. Astfel, ionii de brom acționează ca un declanșator, împiedicând începerea primei etape până la un anumit punct. În exterior, arată așa (ionii Ce(III) într-o soluție apoasă sunt incolori, iar Ce(IV) sunt galbeni): masa de reacție devine instantaneu galbenă și apoi se decolorează încet (Fig. 4, sticla nr. 1). Culoarea se schimbă aproximativ la fiecare minut și jumătate, intervalul de timp rămâne neschimbat timp de câteva ore. Dacă adăugați treptat reactivi consumabili, atunci un astfel de „ceas chimic” va funcționa foarte mult timp. Pe măsură ce temperatura crește, ciclul de timp al reacției oscilatorii se scurtează.

Există și alte exemple de reacții oscilatorii. În sistemul descris mai sus, ionii de ceriu pot fi înlocuiți cu ioni de fier. Pentru a face acest lucru, utilizați un complex de sulfat de Fe(II) cu trei molecule de fenantrolină, care este colorat în roșu într-o soluție apoasă (acest complex este utilizat pe scară largă pentru determinarea cantitativă a fierului):

Un complex similar Fe(III), care apare ca urmare a oxidării, este colorat în albastru, în timpul reacției, culoarea albastră devine instantaneu roșu, care din nou se transformă treptat în albastru (Fig. 4, sticla nr. 2).

Dacă înlocuim acidul bromomalonic cu acid citric [HOC(O)CH 2 ] 2 C(OH)C(O)OH, atunci în prezența cantităților catalitice de săruri de mangan apare un sistem în care culoarea pulsa la fiecare două minute (Fig. 4, pahar nr. 3). Acidul oxalic acetic HOC(O)CH2C(O)C(O)OH cu săruri de ceriu numără intervale de șase secunde (sticlă nr. 4). Intervalele de timp din figura animată sunt afișate în mod convențional, cel mai mare interval de schimbare a culorii este în sticla nr. 3, cel mai mic este în sticla nr. 4

La scurt timp după descoperirea unor astfel de reacții, s-a stabilit că astfel de procese sunt destul de comune. Ca urmare, a fost dezvoltată o teorie generală a proceselor oscilatorii, care includ unele reacții în fază gazoasă (de exemplu, oxidarea hidrocarburilor), oxidarea heterofazică a monoxidului de carbon, hidrogen, amoniac, etilenă pe catalizatori metalici și o serie de polimerizări. proceselor. Reacțiile oscilatorii determină cursul unora dintre cele mai importante procese biologice: generarea impulsurilor nervoase și mecanismul contracției musculare.

Mihail Levitsky

Ministerul Educației, Științei, Tineretului și Sportului

Liceul Teoretic Petru Movila

Departament

„Abilitate, muncă, talent”

Cursuri de chimie pe tema:

„Reacții chimice oscilatorii”

Completat de: elev clasa 12A

Bolubash Irina

Profesor: Snidchenko M.A.

* Chisinau2007 *

1. Introducere:

a) Reacții redox

b) Reacții chimice oscilatorii

2. Istoria descoperirii reacțiilor oscilatorii:

a) Studii ale fluctuațiilor concentrației înainte de descoperire

reacţiile lui B. P. Belousov

3. Partea teoretică:

a) Model matematic de A. Lotkoy

b) Studiul mecanismului reacţiilor oscilatorii

4. Partea experimentală

5. Concluzie

6. Aplicație:

a) Reţete pentru unele reacţii oscilatorii

b) Ilustrații pentru experimentele efectuate

7. Literatură

Introducere.

Chimia este o știință experimentală. Și, prin urmare, experimentul ca metodă de cercetare științifică a ocupat mult timp ferm un loc de frunte între metodele științelor naturale. Experimentul este cel mai important mod de a conecta teoria cu practica atunci când predați chimia și de a transforma cunoștințele în credințe. Prin urmare, dezvăluirea semnificației cognitive a fiecărei experiențe este principala cerință pentru un experiment chimic.

În cadrul experimentului (lat. "experiment" - "proces") să înțeleagă observarea fenomenului studiat în anumite condiții care să permită monitorizarea progresului acestui fenomen și să o repete dacă aceste condiții sunt îndeplinite. Experimentul chimic ocupă un loc important în predarea chimiei, deoarece prin observații și experimente se învață diversitatea naturii substanțelor, se acumulează fapte pentru comparații, generalizări și concluzii.

Efectuând experimente și observând transformări chimice în diferite condiții, suntem convinși că procesele chimice complexe pot fi controlate, că nu există nimic misterios în fenomene, ele se supun legilor naturale, a căror cunoaștere face posibilă utilizarea pe scară largă a transformărilor chimice în practică. activitate umana.

Cu toate acestea, rezultatele unor experimente chimice sunt neașteptate și nu se încadrează în ideile tradiționale despre proprietățile substanțelor sau modelele reacțiilor chimice. Astfel de transformări chimice au fost numite experiment cu probleme.

Chiar și în cele mai vechi timpuri, filozofii credeau că orice cunoaștere începe cu surprinderea. Surpriza provocată de nou duce la dezvoltarea curiozității (sensibilitatea la problemele din lumea din jurul nostru) cu formarea ulterioară a unui interes durabil pentru ceva. Surpriză și, în urma acesteia, sete de cunoaștere - acesta este un teren fertil pentru studierea unui experiment cu probleme, formarea gândirii dialectice și sistemice și dezvăluirea potențialului creativ.

Aceeași stare poate fi cauzată de un experiment chimic luminos, impresionant (experiment cu probleme). În chimie, cauzele experimentelor problematice sunt cel mai adesea reacții redox.

Reacții redox

Există numeroase criterii de clasificare a reacțiilor chimice. Unul dintre cele mai importante este un semn al modificărilor stărilor de oxidare ale elementelor. În funcție de faptul că stările de oxidare ale elementelor se modifică sau rămân aceleași, reacțiile chimice pot fi împărțite în reacții redox și cele care au loc fără modificarea stărilor de oxidare.

Reacțiile care apar cu modificări ale stărilor de oxidare ale elementelor (redox) sunt larg cunoscute. Ele joacă un rol important în tehnologie și natură, stau la baza metabolismului în organismele vii, iar procesele de oxidare, degradare, fermentare și fotosinteză sunt asociate cu acestea. Procesele de oxidare (și reducere) au loc în timpul arderii combustibilului, coroziunii metalelor și electrolizei; cu ajutorul lor se obțin metale, amoniac, alcali și multe alte produse valoroase. Prin urmare, studiul reacțiilor redox este inclus în cursurile școlare de chimie anorganică și organică.

Să ne amintim prevederile de bază asociate conceptului de reacții redox.

Stare de oxidare corespunde sarcinii care ar apărea pe un atom al unui element dat dintr-un compus chimic, dacă presupunem că toate perechile de electroni prin care acest atom este conectat cu alții sunt complet deplasate către atomii elementelor cu electronegativitate mai mare.

Oxidant– o substanță care conține atomi sau ioni care acceptă electroni: Xm ^{(agent oxidant) + ne- = X(m-n), unde m este starea de oxidare a elementului din substanța sursă, n este numărul de electroni.}

Agent de reducere– o substanță care conține atomi sau ioni care donează electroni: Ym ^{(agent reducător) - ne-= Y(m+n) .}

Oxidare- procesul de cedare a electronilor de catre un atom, molecula sau ion, iar starea de oxidare a elementului creste.

Recuperare- procesul de primire a electronilor de către un atom, moleculă sau ion, în timp ce starea de oxidare a elementului scade.

Oxidarea și reducerea sunt procese cuplate; numărul de electroni donați de agentul reducător în timpul procesului său de oxidare este întotdeauna egal cu numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare în timpul reducerii acestuia.

Reacții chimice oscilatorii

În această lucrare de curs voi lua în considerare un caz special al unui experiment problematic, reacțiile chimice vibraționale. Reacțiile oscilatorii sunt o întreagă clasă de reacții de oxidare a substanțelor organice cu participarea unui catalizator cu proprietăți redox. Acest proces are loc ciclic, adică constă din mai multe repetări.

Reacțiile chimice vibraționale au fost descoperite și fundamentate științific în 1951 de omul de știință sovietic Boris Petrovici Belousov. B.P. Belousov a studiat oxidarea acidului citric în timpul reacției sale cu bromatul de sodiu într-o soluție de acid sulfuric. Pentru a îmbunătăți reacția, a adăugat săruri de ceriu în soluție. Ceriul este un metal cu valență variabilă (3+ sau 4+), deci poate fi un catalizator pentru transformările redox. Reacția este însoțită de eliberarea de bule de CO2 și, prin urmare, se pare că întregul amestec de reacție este „fierbe”. Și pe fundalul acestei fierberi, B.P. Belousov a observat un lucru uimitor: culoarea soluției s-a schimbat periodic - a devenit galbenă, apoi incoloră. Belousov a adăugat un complex de fenantrolină cu fier feros (feroină) la soluție, iar culoarea soluției a început să se schimbe periodic de la roșu-violet la albastru și înapoi.

Așa s-a descoperit reacția devenită celebră. Acum este cunoscut în întreaga lume, se numește „reacția Belousov-Zhabotinsky”. A. M. Zhabotinsky a făcut multe pentru a înțelege acest fenomen uimitor. De atunci, au fost descoperite un număr mare de reacții similare.

Istoria descoperirii reacțiilor oscilatorii.

IP Belousov a făcut descoperirea reacției chimice oscilatorii în timp ce încerca să creeze un model chimic simplu al unor etape ale sistemului de transformări biochimice cheie ale acizilor carboxilici din celulă. Cu toate acestea, primul mesaj despre descoperirea sa nu a fost publicat. Un recenzent al unui jurnal de chimie s-a îndoit de posibilitatea fundamentală a reacției descrise în articol. Majoritatea chimiștilor din acei ani credeau că vibrațiile pur chimice nu există, deși existența reacțiilor oscilatorii a fost prezisă în 1910 de A. Lotkoy pe baza teoriei matematice a proceselor periodice.

A doua încercare de a publica rezultatele cercetării a fost făcută de om de știință în 1957, iar din nou a fost refuzată, în ciuda lucrărilor fizicianului și chimistului fizico-chimic belgian I.R. Prigogine apărute la acea vreme. Aceste lucrări au demonstrat posibilitatea și probabilitatea reacțiilor chimice oscilatorii.

Abia în 1959, un scurt rezumat despre descoperirea unei reacții chimice oscilatorii care acționează periodic de către B.P. Belousov a fost publicat în publicația puțin cunoscută „Collected Abstracts on Radiation Medicine”.

Dar ideea este că atunci când B.P. Belousov și-a făcut descoperirea, modificările periodice ale concentrației de reactivi păreau a fi o încălcare a legilor termodinamicii. De fapt, cum poate avea loc o reacție fie în direcția directă, fie în direcția opusă? Este imposibil să ne imaginăm că întregul număr imens de molecule din vas ar fi într-o stare sau alta (uneori toate „albastre”, alteori toate „ roșu"...).

Direcția reacției este determinată de potențialul chimic (termodinamic) - reacțiile se desfășoară în direcția stărilor mai probabile, în direcția scăderii energiei libere a sistemului. Când o reacție într-o direcție dată este finalizată, aceasta înseamnă că potențialul ei a fost epuizat, se atinge echilibrul termodinamic și, fără cheltuială de energie, procesul nu poate merge spontan în direcția opusă. Și iată... reacția merge mai întâi într-o direcție, apoi în cealaltă.

Cu toate acestea, nu a existat nicio încălcare a legii în această reacție. Au existat fluctuații – modificări periodice – în concentrațiile produselor intermediare, mai degrabă decât în ​​reactanții inițiali sau în produșii finali. CO2 nu se transformă în acid citric în această reacție; acest lucru este într-adevăr imposibil. Recenziatorii nu au luat în considerare faptul că, în timp ce un sistem este departe de echilibru, în el se pot întâmpla foarte multe lucruri minunate.Traiectoriile detaliate ale sistemului de la starea inițială la starea finală pot fi foarte complexe. Numai în ultimele decenii aceste probleme au fost abordate de termodinamica sistemelor departe de echilibru. Această nouă știință a devenit baza unei noi științe - sinergetica (teoria auto-organizării).

Reacția lui Belousov, așa cum sa menționat mai sus, a fost studiată în detaliu de A. M. Zhabotinsky și colegii săi. Au înlocuit acidul citric cu acid malonic. Oxidarea acidului malonic nu este însoțită de formarea de bule de CO2, astfel încât schimbarea culorii soluției poate fi înregistrată fără interferențe de către dispozitive fotoelectrice.S-a dovedit ulterior că feroina servește ca catalizator pentru această reacție chiar și fără ceriu. B.P. Belousov, deja la primele sale experimente, a observat o altă proprietate remarcabilă a reacției sale: atunci când agitarea se oprește, schimbarea de culoare a soluției se răspândește în valuri. Această propagare a vibrațiilor chimice în spațiu a devenit deosebit de clară când, în 1970, A. M. Zhabotinsky și A. N. Zaikin a turnat amestecul de reacție într-un strat subțire într-o cutie Petri. În cupă se formează figuri bizare - cercuri concentrice, spirale, „vârtejuri”, răspândindu-se cu o viteză de aproximativ 1 mm/min. Undele chimice au o serie de proprietăți neobișnuite. Deci, atunci când se ciocnesc, se sting și nu pot trece unul prin celălalt.

Studii de concentrare
vibraţii înainte de descoperirea reacţiei de către B. P. Belousov

Dar, după cum trece istoria, descoperirea lui B.P. Belousov nu a fost nicidecum prima în știința mondială. S-a dovedit că una dintre primele publicații despre vibrațiile chimice datează din 1828. În aceasta, T. Fechner a prezentat rezultatele unui studiu al vibrațiilor unei reacții electrochimice.Cea mai interesantă este lucrarea lui M. Rosenskiöld, datând din 1834. Autorul său a observat destul de întâmplător că un balon mic care conține puțin fosfor, în întuneric emite o lumină destul de intensă. Nu a fost nimic surprinzător în faptul că fosforul strălucea, dar faptul că această strălucire se repeta în mod regulat la fiecare a șaptea secundă a fost interesant. Patruzeci de ani mai târziu, aceste experimente cu „balonul pâlpâit” au fost continuate de francezul M. Joubert (1874). El a reușit să observe formarea periodică a „norilor luminoși” într-o eprubetă. Douăzeci de ani mai târziu, omul de știință german A. Zentnerschwer a studiat și efectul presiunii aerului asupra fulgerelor periodice de fosfor. În experimentele sale, perioada erupțiilor a început la 20 s și a scăzut odată cu scăderea presiunii.

O pagină deosebit de strălucitoare din istoria vibrațiilor chimice este asociată cu așa-numitele inele Liesegang. În 1896, chimistul german R. Liesegang, experimentând cu fotochimice, a descoperit că, dacă lapisul era scăpat pe o placă de sticlă acoperită cu gelatină care conține crom, produsul de reacție, precipitând, se afla pe placă în cercuri concentrice. Liesegang a devenit fascinat de acest fenomen și a petrecut aproape jumătate de secol cercetându-l. S-a găsit și aplicația sa practică. În arta aplicată, inelele Liesegang erau folosite pentru a decora diverse produse cu imitație de jasp, malachit, agat etc. Liesegang însuși a propus tehnologia de realizare a perlelor artificiale.

Lista de astfel de exemple poate fi continuată. În urma acestora, au fost descoperite reacții vibraționale la interfața dintre două faze. Dintre acestea, cele mai cunoscute sunt reacțiile la interfața metal-soluție, care au primit denumiri specifice - „nerv de fier” și „inima de mercur”. Prima dintre ele - reacția de dizolvare a fierului (sârmă) în acid azotic - și-a primit numele datorită asemănării sale externe cu dinamica unui nerv excitat, observată de V.F. Ostwald. A doua, sau mai degrabă una dintre variantele sale, este reacția de descompunere a H2O2 pe suprafața mercurului metalic. În reacție, are loc formarea și dizolvarea periodică a unei pelicule de oxid pe suprafața mercurului. Fluctuațiile tensiunii superficiale a mercurului provoacă pulsații ritmice ale picăturii, care amintesc de bătăile inimii. Dar toate aceste reacții nu au atras prea multă atenție din partea chimiștilor, deoarece ideile despre cursul unei reacții chimice erau încă destul de vagi.

Abia în a doua jumătate a secolului al XIX-lea. A apărut termodinamica și cinetica chimică, care au pus bazele unui interes specific pentru reacțiile vibraționale și metodele de analiză a acestora.

Model matematic de A. Lotkoy

Teoria matematică a oscilațiilor în sisteme similare reacțiilor chimice a fost publicată încă din 1910 de A. Lotka - el a scris un sistem de ecuații diferențiale, din care a urmat posibilitatea unor regimuri periodice. Lotka a luat în considerare interacțiunea dintre „prăzi”, cum ar fi ierbivorele, și „prădătorii” (X și Y) care le mănâncă. Prădătorii mănâncă victime și se reproduc - concentrația de Y crește, dar până la o anumită limită, când numărul victimelor scade brusc și prădătorii mor de foame - concentrația de Y scade. Apoi victimele supraviețuitoare încep să se înmulțească - concentrația de X crește. Prădătorii supraviețuitori se reproduc apoi și ei, concentrația de Y crește din nou și așa mai departe de multe ori. Se observă fluctuații periodice ale concentrației de reactivi. Este clar că condiția pentru astfel de oscilații neamortizate (pe termen lung) este abundența de iarbă - hrana victimelor. Ecuațiile tăvii au fost îmbunătățite de V. Volterra. Și teoria modernă a oscilațiilor a fost dezvoltată de fizicienii ruși L. I. Mandelstam, A. A. Andronov, A. A. Vitt, S. E. Khaikin, D. A. Frank-Kamenetsky. Deci, pentru fizicieni și matematicieni, descoperirea lui Belousovane a fost atât de surprinzătoare.

Studiul mecanismului reacțiilor oscilatorii.

Mecanismul detaliat al reacției Belousov nu este încă pe deplin cunoscut. În primele lucrări părea că numărul de produse intermediare era mic. Pentru a explica natura vibrațiilor, a fost suficient să ne imaginăm cum se formează mai întâi acidul bromomalonic din acidul ismalonic și, cu o reacție ulterioară, KBrO3 este transformat în KBr. Anionul inhibă oxidarea ulterioară a acidului bromomalonic, iar forma oxidată a catalizatorului (ceriu tetravalent sau fier feric în combinație cu fenantrolina) se acumulează. Ca urmare, acumularea de Br-- se oprește, iar oxidarea acidului bromomalonic se reia... Acum este clar că un astfel de mecanism este departe de a fi complet. Numărul de produse intermediare a ajuns la patruzeci, iar studiul continuă.

În 1972, R. Noyes și colegii de muncă au arătat că reacția Belousov-Zhabotinsky este rezultatul a cel puțin zece reacții care pot fi combinate în trei grupuri - A, B și C.

În primul rând (grupul de reacție A), ionul bromat reacționează cu ionul bromur în prezența H+ pentru a forma acizi bromur și hipobromat:

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

acid hipobromic:

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

Acidul hipobromic, la rândul său, reacționează cu ionul de bromură, formând brom liber:

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

Acidul malonic este bromurat cu brom liber:

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

Ca rezultat al tuturor acestor reacții, acidul malonic este bromurat cu brom liber:

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

Sensul chimic al acestui grup de reacții este dublu: distrugerea ionului bromură și sinteza acidului bromomalonic.

Reacțiile din grupa B sunt posibile numai în absența (concentrație scăzută) ionului de bromură. Când ionul bromat reacţionează cu acidul broms, se formează radicalul BrO2.

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

BrO2 reacționează cu ceriu (III), oxidându-l la ceriu (IV) și este el însuși redus la bromură:

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

Acidul bromic se descompune în ion bromat și acid hipobromic:

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

Acidul hipobromic broma acidul malonic:

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

Ca rezultat al reacțiilor grupului B, se formează acid bromomalonic și ceriu tetravalent.

Fluctuațiile concentrațiilor principalelor componente ale reacției: acid bromic și ferină - în spațiul fazelor sunt reprezentate ca o linie închisă (ciclu limită).

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

Ceriu(IV) format în aceste reacții (reacții de grup B):

6Ce4++ CH2(COOH)2 + 2H2O > 6Ce3+ +HCOOH + 2CO2 +6H+ (ÎN1)

4Ce4++ BrCH(COOH)2 + 2H2O > Br-- + 4Ce3++ HCOOH + 2CO2 + 5H+ (ÎN2)

Sensul chimic al acestui grup de reacții este formarea ionului de bromură, care este mai intensă cu cât concentrația de acid bromomalonic este mai mare. O creștere a concentrației ionului de bromură duce la o încetare (încetinire bruscă) a oxidării ceriului (III) la ceriu (IV). În studiile recente, ceriul este de obicei înlocuit cu feroină.

Din această secvență (incompletă) de etape ale reacției Belousov-Zhabotinsky, este clar cât de complex este acest sistem. Astfel, este suficient să se țină cont de modificarea concentrației tuturor componentelor intermediare tribazice ale reacției HBrO2 (acid bromic), Br-- și feroina (sau ceriu).

Primul pasîn reacție - ca urmare a unei reacții autocatalitice, se formează acid broms (un proces rapid, asemănător unei explozii), feroina este transformată în feriină (forma oxidată a feroinei).

Al doilea pas– ca urmare a interacțiunii cu componenta organică, ferina începe să se transforme lent înapoi în feroină și, în același timp, începe să se formeze ionul de bromură.

Al treilea pas– ionul de bromură este un inhibitor eficient al reacției autocatalitice (etapa I). Ca urmare, formarea acidului bromic se oprește și se descompune rapid.

Al patrulea pas– procesul de descompunere a feriinei, început în pasul 2, este finalizat; ionul de bromură este îndepărtat din sistem. Ca urmare, sistemul revine la starea în care se afla înainte de primul pas, iar procesul se repetă periodic. Există mai multe modele matematice (sisteme de ecuații diferențiale) care descriu această reacție, fluctuațiile concentrației reactivilor săi și modelele de propagare a undelor de concentrație.

Partea experimentală:

Reacția acidului citric cu bromatul de potasiu:

Reactivi:

1. KMnO4(permanganat de potasiu).

2. KBrO3(bromat de potasiu sau bromat de potasiu).

3. H2SO4(concentrat).

4. Acid citric.

5. Apă distilată.

Progres: O porție cântărită de acid citric – 2 a fost dizolvată în 6 ml de H2O. La soluția rezultată s-a adăugat o porție cântărită de bromat de potasiu - 0,2 g și s-au adăugat 0,7 ml de acid sulfuric concentrat, apoi s-au adăugat 0,04 g de permanganat de potasiu și volumul soluției rezultate s-a adus la 10 ml cu apă distilată. Se amestecă bine până când reactivii sunt complet dizolvați.

Observatii: Imediat după adăugarea KMnO4, soluția a căpătat o culoare violet și a început să „fierbe”. După 25 s, cu fierbere viguroasă, culoarea soluției a început să se schimbe în maro. Pe măsură ce reacția progresează, soluția se luminează treptat - până la o culoare galben deschis. După 3 minute și 45 de secunde, începe o întunecare ascuțită a soluției (asemănătoare cu difuzia unui lichid de înaltă densitate), iar după 40 de secunde soluția devine din nou complet maro. Apoi totul se repetă cu o perioadă de 4,5 minute - 5 minute. După o perioadă destul de lungă de timp, reacția începe să încetinească și apoi se oprește cu totul (soluție galbenă).

/>Reacții redox oscilatorii:

Reactivi:

1. FeSO4. 7H2O sulfat de fier (II) cristalin heptahidrat sau

Fe(NH4)2(SO4)2.6H2O (sare Mohr) sulfat de diamoniu hexahidrat-

fier (II)

2. Ce(N03)3,6H20 nitrat de ceriu(III) hexahidrat

3. KBr soluție apoasă de bromură de potasiu (2 mol/l sau 12 g la 50 ml apă)

4. KBrO3 soluție saturată de bromat de potasiu (aproximativ 10 g la 100 ml apă)

5. H2SO4 acid sulfuric concentrat

6. CH2(COOH)2 soluție apoasă de acid malonic (5 mol/l sau 52 g in

100 ml apă)

7. C12H8N2(fen)o-fenantrolina

8. apă distilată

Veselă și tacâmuri: Polylux cu ecran, placă de sticlă de 25 x 25 cm, vas Petri, balon cotat de 100 ml, balon Erlenmeyer de 250 ml cu dop măcinat, șase pipete, biuretă, tijă de sticlă, spălare, hârtie de filtru.

Descrierea experienței: Pentru a demonstra experimentul, soluțiile A și B sunt pregătite în prealabil.

Soluţie A – soluție de complex feroină – fier(II) cu o-fenantrolină (phen). Se adaugă 0,70 g de sulfat de fier(II) heptahidrat (sau 0,99 g de sare Mohr) și 1,49 g de o-fenantrolină într-un balon cotat de 100 ml, se ajustează volumul soluției la semn cu apă și se amestecă. Soluția capătă o culoare roșie datorită formării complexului de fier fenantrolină (II):

Fe2++ 3 phen = 2+

Soluţie B – soluție de acid bromomalonic (preparată imediat înainte de demonstrație). Într-un balon conic cu dop măcinat se introduc 3,3 ml soluție de bromură de potasiu, 5 ml soluție de acid malonic și 5 ml acid sulfuric concentrat. Soluția rezultată este titrată dintr-o biuretă cu o soluție saturată de bromat de potasiu cu agitare după adăugarea fiecărei porțiuni de titrant, asigurându-se că culoarea maro dispare datorită eliberării de brom într-o reacție de comutare paralelă:

BrO3–+ 5Br– + 6H+ = 3Br2 + 3H2O

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

Volumul total de soluție de bromat de potasiu utilizat pentru titrare ar trebui să fie de aproximativ 7,5 ml.Acidul bromomalonic rezultat este instabil, dar poate fi păstrat pentru ceva timp la o temperatură de 5100C.

Pentru a demonstra direct experimentul, o placă Petri este plasată pe o placă de sticlă care acoperă fereastra luminoasă a poliluxului, în care 10 ml dintr-o soluție saturată de bromat de potasiu, 4 ml dintr-o soluție de acid bromomalonic și 1,5 ml dintr-o soluție de feroină. sunt adăugate succesiv folosind pipete. În câteva minute, pe fundalul roșu apar pete albastre din cauza formării complexului de fier fenantrolină (III). 3+ ca rezultat al oxidării complexului de fier (II) corespunzător:

62++ 6H3O+ + BrO3– = 63++ 9H2O + Br–

Acest proces se auto-accelerează. Complexul rezultat 3+ oxidează acidul bromomalonic pentru a forma ioni de bromură:

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

= 2CO2+ 5H3O+ + Br– + HCOOH + 42+

Ionii de bromură eliberați sunt inhibitori ai reacției de oxidare a complecșilor de fier(II) cu ionii de bromat.Numai când concentrația ionilor complecși 2+ devine suficient de mare, activitatea inhibitoare a ionilor de bromură este depășită, iar soluția devine albastră din cauza formării complexului de fier (III). Procesul se repetă din nou și din nou, astfel încât culoarea soluției se schimbă periodic de la albastru la roz sau invers. Schimbarea culorii începe cu apariția unor pete albastre pe un fundal roz, din care valuri concentrice de culoare diverg în toate direcțiile. În timp, rata de schimbare a culorii scade și, în cele din urmă, procesul se estompează. În acest caz, puteți observa apariția „punctelor negre” pe ecran - proiecții de bule de dioxid de carbon eliberat.

Gama de culori poate fi extinsă prin adăugarea mai multor cristale de nitrat hexahidrat de ceriu (III) într-o cutie Petri. Ce(NO3)3. 6H2O. Apoi, pe lângă culorile albastru și roz, puteți observa galben (datorită formării compușilor de ceriu (IV)) sau verde (datorită suprapunerii de galben și albastru):

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

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

= 2CO2+ Br– + HCOOH + 4Ce3++ 9H2O

Când este încălzit, viteza reacțiilor crește și schimbarea culorii se accelerează.

Notă. Fenantrolina este un compus heterociclic cu doi atomi de azot care posedă perechi singure de electroni și sunt capabili de coordonare. În compuși complecși cu fier O-fenantrolina joaca rolul de ligand bidentat si formeaza complexe puternice de tip chelat.

Concluzie.

Până acum, reacția Belousov-Zhabotinsky și-a luat locul cuvenit în știința mondială. În fiecare an, în întreaga lume au loc mai multe conferințe internaționale despre dinamica sistemelor chimice neliniare, iar cuvintele „reacție BZ” (abreviere: reacții Belousov-Zhabotinsky) sunt auzite la zeci de alte conferințe dedicate problemelor din fizică, chimie, și biologie.

Studiul reacției Belousov-Zhabotinsky, după cum sunt convins, este de mare importanță, deoarece a găsit aplicație în diferite domenii ale științei și tehnologiei. Această reacție este folosită ca model pentru studiul unei tulburări grave a inimii - aritmia și fibrilația. Și recent, au fost începute experimente cu o modificare fotosensibilă a acestei reacții, când dinamica în acest sistem depinde de intensitatea luminii. S-a dovedit că o astfel de reacție poate fi folosită ca o mașină de calcul pentru stocarea și procesarea imaginilor. O modificare sensibilă la lumină a reacției Belousov-Zhabotinsky poate servi ca prototip al unui complex de calcul care poate înlocui computerele.

Pe de altă parte, reacțiile chimice oscilatorii sunt un exemplu izbitor de auto-organizare în natura extravie, iar în acest sens nu există doar o semnificație științifică naturală, ci și filozofică. Schimbările fundamentale în știința naturii, care au dat naștere așa-numitei teorii a auto-organizării, se datorează în mare măsură impulsului inițial dat de oamenii de știință ruși la începutul anilor 1950-1960, când Belousov a descoperit reacția chimică redox. În același timp, au fost descoperite analogii izbitoare; s-a dovedit că multe fenomene naturale, începând de la formarea galaxiilor până la tornade, cicloane și jocul de lumină pe suprafețele reflectorizante, sunt de fapt procese de auto-organizare. Ele pot fi de o natură foarte diferită: chimice, mecanice, optice, electrice etc.

Astfel, cercetarea aplicată capătă din ce în ce mai multă importanță, de exemplu, în domeniul modelării mijloacelor alternative de prelucrare a informațiilor (în special, analiza mozaicurilor complexe cu gradarea luminozității obiectelor). O altă direcție nouă a cercetării aplicate este studiul caracteristicilor polimerizării în sistemul BZh sau similar cu acesta.

Organizarea complexă spațio-temporală manifestată de sistemul BZ în absența amestecării, de-a lungul timpului, analogii au fost găsite în natură, în sistemele biologice (de exemplu: procese periodice de metabolism celular, valuri de activitate în țesutul cardiac și în țesutul cerebral, procesele care au loc la nivelul sistemelor non-ecologice), în noul său domeniu - sinergetica (teoria auto-organizării), precum și munca experimentală au inițiat dezvoltarea teoriei moderne a sistemelor dinamice. Deși în prezent multe dintre astfel de reacții sunt deja înțelese, motivele care provoacă procesele chimice oscilatorii rămân neclare.

În prezent, cinetica reacțiilor oscilatorii este o ramură a cunoașterii în dezvoltare rapidă, care a apărut la intersecția chimiei, biologiei, medicinei, fizicii și matematicii. A fost foarte interesant pentru mine să fac cunoștință cu proprietăți atât de neobișnuite și, la prima vedere, imposibile ale materiei vii. Dar ceea ce m-a frapat și mai mult a fost că o descoperire atât de incredibil de semnificativă, impresionantă, nu a fost percepută de alții de mulți ani și pur și simplu nu a fost înțeleasă de marile minți ale vremii. Această descoperire a urmat o cale ciudată și, în cele din urmă, și-a luat locul cuvenit în știința mondială. Posibilitatea unei astfel de reacții dovedește încă o dată că în lumea noastră există încă o mulțime de necunoscute și nestudiate.

Rețete pentru unele reacții oscilatorii

Reteta 1: Este necesar să se pregătească soluții din următoarele substanțe pe baza concentrațiilor lor finale: acid malonic 0,2 M; bromat de sodiu 0,3 M; acid sulfuric 0,3 M; feroina 0,005 M. Feroina poate fi înlocuită cu mangan divalent sau sulfat de ceriu trivalent, dar intensitatea culorii va fi semnificativ mai slabă. Aproximativ 5 ml dintr-o soluție din toate componentele trebuie turnați într-un vas Petri, astfel încât grosimea stratului de lichid să fie de 0,5-1 mm. După 3-8 minute (perioada de tranziție), se pot observa vibrații și unde chimice.

Reteta 2: Turnați următoarele soluții într-o cuvă plată transparentă în straturi (1 ml):

- KBrO3(0,2 mol/l)

- acid malonic (0,3 mol/l)

- feroină (0,003 mol/l)

- H2SO4(0,3 mol/l)

Așezați cuva pe o foaie de hârtie albă. Viteza de reacție poate fi modificată prin adăugarea de alcali sau acid.

Reteta 3: Solutii necesare:

- acid citric (40 g în 160 ml H2O)

- H2SO4(1:3).

Și, de asemenea, atașamente:

- KBrO3(16 g)

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

Se încălzește soluția de acid citric la 40°-50° C, apoi se toarnă o probă de KBrO3. Așezați paharul pe o bucată de hârtie albă și adăugați o probă de Ce2(SO4)3 și câțiva ml de H2SO4. Alternarea culorilor incepe imediat sa apara: galben > incolor > galben, cu o perioada de 1-2 minute.

Reteta 4: Solutii necesare:

- H2O2(50 ml 30%)

- KIO3(7,17 g în 50 ml H2O)

- HClO4(30 ml soluție diluată)

- acid malonic (3 g în 50 ml H2O) și cântărit:

- MnSO4(1g) și puțin amidon.

Se toarnă totul într-un pahar (200-250 ml), se adaugă o porție, se amestecă cu o baghetă de sticlă. Există o alternanță de culoare: incolor > galben > albastru.

Bibliografie.

1. Aliev R., Shnol S. E. „Reacții chimice oscilatorii”. Cinetică și cataliză. 1998. Nr 3. P.130-133.

2. Shnol S.E. Cunoașterea este Putere. 1994. Nr. 3. pp. 62-71.

3. Zhabotinsky A. M. Autooscilații de concentrare. M.: Nauka, 1974.

4. Garel D., Garel O. Reacții chimice oscilatorii / Trad. din engleza M.:

5. Dubnischeva T. Ya. Concepte ale științelor naturale moderne. Novosi-

Birsk: YuKEA, 1997, p. 683 – 697.

6. Concepte ale științelor naturale moderne. Ed. V. N. Lavrinenko,

V. P. Ratnikova, M.: UNITATEA-DANA, 1999, p. 78 - 87.

7. VavilinB.V.„Auto-oscilații în sistemele chimice în fază lichidă”.

Priroda, 2000, nr. 5, p. 19–25.