|
Arabic
Bengali
Chinese
English
French
German
Hebrew
Hindi
Italian
Japanese
Korean
Malay
Polish
Portuguese
Spanish
Turkish
Ukrainian
Vietnamese
UNTERHALTIGE ERFAHRUNGEN ZU HAUSE
Achtung, Geschwindigkeit! Chemische Experimente
Unterhaltsame Erlebnisse zu Hause / Chemieexperimente für Kinder In der chemischen Wissenschaft gibt es einen speziellen Bereich, der die Geschwindigkeiten und Mechanismen verschiedener Reaktionen untersucht – die chemische Kinetik. Obwohl die chemische Theorie vieles erklären kann, ist es noch nicht möglich, die Geschwindigkeit einer Reaktion theoretisch vorherzusagen. Es wird experimentell im Labor untersucht und dann werden Möglichkeiten entwickelt, diese Geschwindigkeit zu ändern. Es gibt einige für die Industrie wichtige Reaktionen, die zu langsam sind, man muss sie beschleunigen können. Andere Reaktionen hingegen müssen gehemmt werden, weil sie schädlich sind. Kurz gesagt, die chemische Kinetik ist eine experimentelle Wissenschaft. Die Gültigkeit seiner Gesetze kann durch ein paar einfache Experimente überprüft werden. Stellen wir zunächst sicher, dass sich die Geschwindigkeit derselben Reaktion tatsächlich ändern kann, und zwar erheblich. (Dies kann jedoch nicht aufgrund chemischer, sondern aufgrund von Lebenserfahrungen angenommen werden. Beispielsweise verderben Lebensmittel in der Kälte langsamer als in der Hitze, da bei unterschiedlichen Temperaturen dieselben biochemischen Reaktionen unterschiedlich schnell ablaufen.) Wiederholen Sie zur Kontrolle das Experiment aus dem Kapitel "chemische Uhr", aber ändern Sie diesmal nicht die Stoffkonzentration (das ist Ihnen bereits bekannt), sondern die Temperatur. Wenn beide Ausgangslösungen - Natriumsulfat und Kaliumjodat mit Schwefelsäure - in Eiswasser gegossen werden, dann die Zeit bis zum Erscheinen Die Bildung einer blauen Farbe dauert merklich länger als bei Verwendung von warmem Wasser. Beachten Sie lediglich, dass in sehr heißem Wasser überhaupt keine Farbe auftritt, da die Farbkombination von Jod mit Stärke instabil ist. Sie haben also aus Erfahrung herausgefunden: Je höher die Konzentration und Temperatur, desto schneller die Reaktion. Doch manche Reaktionen scheinen auf den ersten Blick eine Ausnahme von der Regel zu sein. Hier ist ein Beispiel. Gießen Sie Essigsäure bis zu einer Höhe von 1–2 cm in ein Reagenzglas und lassen Sie ein paar Stücke Zink hineintropfen. Zink muss zunächst gereinigt werden, indem man es zwanzig Sekunden lang in eine Salzsäurelösung eintaucht und mit Wasser abspült. Essigsäure ist schwach und Zink löst sich darin sehr langsam auf – Wasserstoffblasen werden kaum freigesetzt. Wie beschleunigt man die Reaktion? Erhitze die Lösung. Rechts. Ist es nicht anders möglich? Machen wir das so: Wir beginnen nach und nach, sauberes Wasser in das Reagenzglas zu geben und jedes Mal gut zu mischen. Behalten Sie die Blasen im Auge. Das Erstaunliche: Die Säure ist bereits auf die Hälfte, das Dreifache verdünnt, und die Reaktion läuft immer schneller ab, anstatt sich zu verlangsamen! Wenn Sie dieses Erlebnis in den Kreis legen, dann ersetzen Sie das Zink durch ein kleines Stück Magnesiumspäne und verarbeiten Sie es mit nichts. Mit verdünnter Essigsäure reagiert Magnesium noch heftiger als Zink. Eine solche „Ausnahme“ von der Regel wird klar, wenn man sie gut studiert. Unsere Erfahrungen mit Essigsäure werden wie folgt erläutert. Die Geschwindigkeit, mit der Zink oder Magnesium mit einer Säure reagiert, hängt von der Konzentration der Wasserstoffionen in der Lösung ab. Diese Ionen entstehen, wenn eine Säure in Wasser gelöst wird. Bei Wasserknappheit liegt schwache Essigsäure jedoch fast ausschließlich in Form undissoziierter Moleküle in Lösung vor. Durch die Verdünnung mit Wasser zerfallen immer mehr Essigsäuremoleküle in Ionen und die Reaktion läuft schneller ab. Gibt man aber zu viel Wasser hinzu, verlangsamt sich die Reaktion wieder, und zwar aus einem anderen Grund: Durch die starke Verdünnung nimmt die Konzentration der Wasserstoffionen wieder ab. 15 %ige Essigsäure reagiert am schnellsten mit Zink. Natürlich haben wir dieses Experiment keineswegs analysiert, um nur zu zeigen, wie ungewöhnlich chemische Umwandlungen sein können. Wir wollten Sie darauf aufmerksam machen: Um die Geschwindigkeit einer Reaktion zu kontrollieren, muss man wissen, wie sie abläuft. Jede Reaktion beginnt damit, dass die Stoffmoleküle miteinander kollidieren. Mal sehen, wie die Reaktion beginnt.
Nehmen Sie ein nicht sehr breites Glasrohr mit einer Länge von mehreren zehn Zentimetern und nehmen Sie zwei Korken hinein. Führen Sie von der Innenseite des Rohrs aus einen kleinen Glasstab in beide Korken ein und wickeln Sie ein Stück Watte darum. Befeuchten Sie ein Stück mit einigen Tropfen konzentrierter Salzsäure, das andere mit konzentrierter Ammoniaklösung. Gleichzeitig die Stopfen mit Watte von beiden Enden in das Rohr einführen. Nach einigen Minuten – je nach Länge des Röhrchens – erscheint darin, näher an der Watte mit Salzsäure, ein weißer Ring aus Ammoniumchlorid NH4Cl. Normalerweise wird bei chemischen Reaktionen die Mischung gerührt, um den Prozess zu beschleunigen. Wir haben dies bewusst nicht getan und nicht einmal versucht, den Molekülen dabei zu helfen, sich zu treffen – sie bewegten sich von selbst. Eine solche unabhängige Bewegung von Molekülen in dem einen oder anderen Medium wird Diffusion genannt. Beim Verdampfen aus Watte erlebten die Moleküle beider Stoffe pro Sekunde Milliarden von Kollisionen mit Luftmolekülen und untereinander. Und obwohl die Geschwindigkeit von Molekülen sehr hoch ist, wird sie in Hunderten von Metern pro Sekunde berechnet, bei 0 °C und Normaldruck beträgt die freie Weglänge, also die Distanz, die ein Molekül von einer Kollision zur nächsten zurücklegen kann für diese Stoffe nur etwa 0,0001 mm. Deshalb bewegten sich Ammoniak und Chlorwasserstoff (aus Salzsäure) so langsam in der Röhre. Ebenso langsam breitet sich ein Geruchsstoff in einem Raum mit ruhender Luft aus. Aber warum erschien der weiße Ring nicht in der Mitte der Röhre? Da die Ammoniakmoleküle kleiner sind, bewegen sie sich schneller durch die Luft. Wird Luft aus dem Rohr gepumpt, treffen die Moleküle Ammoniak und Chlorwasserstoff im Bruchteil einer Sekunde aufeinander – die mittlere freie Weglänge der Moleküle vergrößert sich deutlich. Wir empfehlen Ihnen, selbst ein wenig zu recherchieren, um herauszufinden, wie Schwerkraft und Temperatur die Diffusion beeinflussen. Stellen Sie dazu das Rohr senkrecht und schräg auf und erhitzen Sie auch einzelne Teile davon (einschließlich der Stelle, an der sich Ammoniumchlorid absetzt). Versuchen Sie, Ihre eigenen Schlussfolgerungen zu ziehen. Kommen wir von Gasen zu Flüssigkeiten. In ihnen verläuft die Diffusion noch langsamer. Lass es uns experimentell überprüfen. Tropfen Sie auf eine glatte und saubere Glasplatte ein paar Tropfen von drei Flüssigkeiten nebeneinander: in der Mitte Wasser, an den Seiten Lösungen von Soda und Salzsäure. Flüssigkeiten sollten vor Versuchsbeginn nicht in Kontakt kommen. Dann sehr vorsichtig und ohne Rühren die Lösungen mit einem Stäbchen vermischen. Kohlendioxid sollte freigesetzt werden, dies wird jedoch nicht sofort geschehen. Und wenn das Gas freigesetzt wird, befinden sich seine Blasen entlang der Grenze, die die Diffusionsbereiche von Säure und Soda trennt. Anstelle von Soda und Säure können Sie zwei beliebige wasserlösliche Substanzen einnehmen, die beim Mischen eine Farbe oder einen Niederschlag bilden. Bei solchen Experimenten lassen sich jedoch Flüssigkeitsströme, die das Bild verzerren, nur schwer vermeiden, daher ist es besser, Experimente in verdickten Lösungen durchzuführen. Und Sie können sie mit Gelatine andicken. Bereiten Sie eine 4 %ige Gelatinelösung vor, indem Sie sie in heißes Wasser tauchen (nicht kochen!). Gießen Sie die heiße Lösung in ein Reagenzglas und führen Sie nach dem Abkühlen schnell und in einer Bewegung mit einer Pinzette einen Kristall aus Kaliumpermanganat, Kupfersulfat oder einer anderen leuchtend farbigen und wasserlöslichen Substanz in die Mitte des Reagenzglases ein. Entfernen Sie die Pinzette sofort mit einer vorsichtigen, aber schnellen Bewegung. Innerhalb weniger Stunden lässt sich ein sehr schönes Diffusionsmuster beobachten. Der gelöste Stoff breitet sich mit gleicher Geschwindigkeit in alle Richtungen aus und bildet eine farbige Kugel. Mit einer eingedickten Lösung können Sie ein weiteres Experiment durchführen. Gießen Sie die heiße Gelatinelösung in zwei Reagenzgläser und geben Sie in das eine etwas Alkalilösung und in das andere etwas Phenolphthalein. Wenn der Inhalt der Reagenzgläser aushärtet, führen Sie mit einer Pinzette schnell ein Stück einer Phenolphthalein-Tablette in die Mitte des ersten Reagenzglases und einen Klumpen Soda in die Mitte des zweiten ein. In beiden Fällen erscheint eine purpurrote Farbe. Aber Achtung: Im zweiten Reagenzglas verteilt sich die Farbe deutlich schneller. Bei der Dissoziation von Alkali entstehende Hydroxidionen sind viel kleiner und leichter als das komplexe organische Phenolphthaleinmolekül und bewegen sich daher in Lösung schneller. Kommen wir nun zu den Feststoffen. Bei Reaktionen zwischen ihnen (oder zwischen einem Feststoff und einer Flüssigkeit oder einem Gas) können Moleküle nur an der Oberfläche kollidieren. Je größer die Grenzfläche, desto schneller ist die Reaktion. Stellen wir das sicher. Eisen brennt nicht an der Luft. Dies gilt jedoch nur für Eisengegenstände. Beispielsweise haben Nägel eine kleine Kontaktfläche mit Luft, die Oxidationsreaktion ist zu langsam. Eisenspäne reagieren viel schneller mit Sauerstoff: Bei Kälte verrosten sie früher und in einer Flamme können sie Feuer fangen. Die kleinsten Körner können ohne Erhitzen aufflammen. Solches Eisen wird pyrophor genannt. Es lässt sich nicht einmal mit der kleinsten Feile hobeln und wird daher chemisch gewonnen, beispielsweise durch Zersetzung des Salzes der Oxalsäure – Eisenoxalat. Mischen Sie wässrige Lösungen einiger Eisensalze wie Eisensulfat und Oxalsäure oder deren lösliches Salz. Filtern Sie den gelben Niederschlag von Eisenoxalat und füllen Sie das Reagenzglas damit nicht mehr als ein Fünftel des Volumens. Erhitzen Sie die Substanz in der Flamme des Brenners, während Sie das Reagenzglas horizontal oder leicht geneigt halten, mit dem Loch nach unten und von Ihnen weg. Entfernen Sie austretende Wassertropfen mit einem Filterpapier oder Watte. Wenn sich das Oxalat zersetzt und in ein schwarzes Pulver verwandelt hat, verschließen Sie das Fläschchen und stellen Sie es in den Kühlschrank. Gießen Sie den Inhalt des Reagenzglases nach und nach und sehr vorsichtig auf eine Metall- oder Asbestplatte: Das Pulver flackert mit hellen Funken auf. Besonders wirkungsvoll ist das Erlebnis in einem abgedunkelten Raum. Wichtiger Hinweis: Selbstentzündliches Eisen darf nicht gelagert werden, es kann einen Brand verursachen! Am Ende des Experiments unbedingt das Pulver an der Luft entzünden oder mit Säure behandeln, damit keine unverbrannten Partikel zurückbleiben – diese können sich spontan entzünden. Als nächstes untersuchen wir, wie sich die Größe der Oberfläche eines Festkörpers auf die Geschwindigkeit seiner Reaktion mit einer Flüssigkeit auswirkt. Nehmen Sie zwei identische Kreidestücke und mahlen Sie eines davon zu Pulver. Geben Sie beide Proben in Röhrchen und füllen Sie sie mit gleichen Volumina Salzsäure. Fein verteilte Kreide löst sich erwartungsgemäß viel schneller auf. Geben Sie ein weiteres Stück Kreide in ein Reagenzglas mit Schwefelsäure. Die zunächst einsetzende energische Reaktion lässt nach und hört dann ganz auf. Von was? Schließlich ist Schwefelsäure nicht schwächer als Salzsäure ... Wenn Kreide mit Salzsäure reagiert, entsteht Calciumchlorid CaCl.2 das in Wasser leicht löslich ist und den Fluss neuer Säureportionen an die Kreideoberfläche nicht beeinträchtigt. Bei der Reaktion mit Schwefelsäure entsteht Calciumsulfat CaSO.4, und es ist in Wasser sehr schlecht löslich, verbleibt auf der Oberfläche der Kreide und verschließt diese. Damit die Reaktion weiter ablaufen kann, ist es notwendig, die Oberfläche der Kreide von Zeit zu Zeit zu reinigen oder sie vorher zu Pulver zu verarbeiten. Die Kenntnis solcher Prozessdetails ist für die chemische Verfahrenstechnik von großer Bedeutung. Und noch ein Erlebnis. Mischen Sie in einem Mörser zwei feste Substanzen, die farbige Reaktionsprodukte ergeben: Bleinitrat und Kaliumjodid, Eisensulfat und rotes Blutsalz usw. – und verreiben Sie die Mischung mit einem Stößel. Wenn die Mischung gerieben wird, beginnt sich die Mischung nach und nach zu färben, da die Wechselwirkungsoberfläche der Substanzen zunimmt. Wenn man etwas Wasser auf die Mischung gießt, entsteht sofort eine intensive Farbe – schließlich bewegen sich die Moleküle in der Lösung viel leichter. Und zum Abschluss der Experimente zur Kinetik werden wir ein quantitatives Experiment durchführen; Das einzige Werkzeug, das Sie benötigen, ist eine Stoppuhr oder eine Uhr mit Sekundenzeiger. Bereiten Sie 0,5 l einer 3 %igen Schwefelsäurelösung vor (gießen Sie Säure in Wasser!) Und die gleiche Menge einer 12 %igen Natriumthiosulfatlösung. Bevor Sie das Thiosulfat auflösen, geben Sie dem Wasser einige Tropfen Ammoniak hinzu. Auf zwei zylindrischen Flaschen (Gläser, Stapel) mit einem Fassungsvermögen von 100 ml auf Stufe 50 markieren; 25; 12,5 und 37,5 ml, wobei die Höhe nacheinander halbiert wird. Markieren Sie die Flaschen und füllen Sie die vorbereiteten Lösungen bis zur oberen Markierung (50 ml) hinein. Stellen Sie ein gewöhnliches dünnes Glas mit einem Fassungsvermögen von 200 oder 250 ml auf dunkles Papier und gießen Sie eine Lösung aus Thiosulfat und anschließend Säure hinein. Notieren Sie sich sofort die Zeit und rühren Sie die Mischung ein bis zwei Sekunden lang um. Um das Glas nicht zu zerbrechen, ist es besser, einen Holzstab zu verwenden. Sobald die Lösung trübe wird, notieren Sie die seit Beginn der Reaktion verstrichene Zeit. Es ist praktisch, das Experiment gemeinsam durchzuführen: Einer überwacht die Uhr, der andere entleert die Lösungen und signalisiert Trübungen. Waschen Sie das Glas und wiederholen Sie das Experiment noch dreimal; Gießen Sie die Thiosulfatlösung bis zur dritten (37,5), zweiten (25) und ersten (12,5 ml) Markierung in ein Glas und fügen Sie jedes Mal Wasser bis zur oberen Markierung hinzu. Die Säuremenge bleibt in allen Versuchen konstant und das Gesamtvolumen der Reaktionsmischung beträgt immer 100 ml. Zeichnen Sie nun ein Diagramm: Wie die Reaktionsgeschwindigkeit von der Thiosulfatkonzentration abhängt. Es ist zweckmäßig, die Konzentration in willkürlichen Einheiten auszudrücken: 1, 2, 3 und 4. Tragen Sie sie auf die x-Achse ein. Aber wie berechnet man die Geschwindigkeit einer Reaktion? Das lässt sich nicht genau machen, schon allein deshalb, weil wir den Zeitpunkt der Trübung mit dem Auge, gewissermaßen subjektiv, bestimmen. Zudem zeigt die Trübung nur, dass die kleinsten Schwefelpartikel, die bei der Reaktion freigesetzt werden, eine solche Größe erreicht haben, dass sie sichtbar sind. Und doch nehmen wir mangels einer besseren Möglichkeit den Beginn der Trübung als das Ende der Reaktion an (was übrigens nicht sehr weit von der Wahrheit entfernt ist). Machen wir noch eine Annahme: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist umgekehrt proportional zu ihrer Dauer. Wenn die Reaktion 10 Sekunden dauerte, gehen wir von einer Geschwindigkeit von 0,1 aus. Tragen Sie die Geschwindigkeiten auf der y-Achse ein. Vier Experimente ergaben vier Punkte, das fünfte den Ursprung. Alle fünf Punkte liegen ungefähr auf einer Geraden. Ihre Gleichung lautet wie folgt: v == k [N / a2S2O3] wo v- ist die Reaktionsgeschwindigkeit, eckige Klammern sind die in der chemischen Kinetik akzeptierte Konzentrationsbezeichnung und K - die Geschwindigkeitskonstante, die aus der Grafik leicht zu finden ist. Die Reaktionsgeschwindigkeit muss aber auch von der Konzentration der Schwefelsäure abhängen. Überprüfen Sie, wie sich die Reaktionsgeschwindigkeit ändert, indem Sie die Menge an Thiosulfat unverändert lassen und die Schwefelsäure verdünnen. Seltsamerweise ändert sich daran nichts! Solche Fälle sind keine Seltenheit. In unserem Experiment findet eine komplexe Reaktion statt, deren Produkt Schwefel bei direkten Zusammenstößen von Thiosulfat- und Säuremolekülen nicht sofort freigesetzt wird. Im Allgemeinen gibt es nicht so viele Reaktionen, bei denen sofort Produkte erhalten werden. In komplexen sequentiellen Reaktionen Einige Etappen sind langsamer als andere. In unserem Fall letzteres, bei dem Schwefel entsteht. Es war tatsächlich ihre Geschwindigkeit, die wir gemessen haben. Autor: Olgin O.M.
▪ Eine Reibung durch eine andere ersetzen ▪ Tricks mit einem Unsichtbarkeitsbildschirm
▪ Extraktion von Jod mit Benzin
Energie aus dem Weltraum für Raumschiff
08.05.2024 Neue Methode zur Herstellung leistungsstarker Batterien
08.05.2024 Alkoholgehalt von warmem Bier
07.05.2024
▪ Kappe der Unsichtbarkeit von gewöhnlichen Linsen ▪ Insektenroboter mit ionenbetriebenen Motoren ▪ Schallwellen sind Quellen negativer Schwerkraft, die eine negative Masse haben ▪ Kopie des Grabes von Tutanchamun
▪ Abschnitt der Website Firmware. Artikelauswahl ▪ Artikel Physiologische Grundlagen der Arbeit. Grundlagen eines sicheren Lebens ▪ Artikel Logistikanalytiker. Jobbeschreibung ▪ Artikel Gleichrichterschutzgerät. Enzyklopädie der Funkelektronik und Elektrotechnik
Startseite | Bibliothek | Artikel | Sitemap | Site-Überprüfungen
www.diagramm.com.ua |
Wir empfehlen interessante Experimente in Physik:
Siehe andere Artikel Abschnitt 
Neueste Nachrichten aus Wissenschaft und Technik, neue Elektronik:
Alle Sprachen dieser Seite