Kataliza homogeniczna

W pierwszym doświadczeniu przekonamy się, że katalizator wchodzi w reakcję z substratem i zostaje zregenerowany w końcowym etapie przemiany (co daje wrażenie, że nie bierze on udziału w procesie). Do wykonania próby potrzebny będzie 10% roztwór chlorku żelaza(III) FeCl₃ oraz 10% roztwór nadtlenku wodoru H₂O₂ (handlowy perhydrol – 30% roztwór H₂O₂ – rozcieńczony wodą w stosunku 1:2). Eksperyment przeprowadzamy w dwóch parowniczkach porcelanowych. Do pierwszej z nich nalewamy wodę, do drugiej taką samą objętość sporządzonego roztworu H₂O₂. Następnie do obu naczyń wprowadzamy 1-2 cm³ roztworu FeCl₃ (fotografia 1). W parowniczce z samą wodą ciecz przyjmuje żółte zabarwienie charakterystyczne dla uwodnionych jonów Fe³⁺, w naczyniu z roztworem H₂O₂ – zabarwia się na kolor brunatny (fotografia 2). Zachodzącej przemianie towarzyszy intensywne wydzielanie gazu oraz rozgrzewanie zawartości drugiej parowniczki (fotografie 3, 4). Po pewnym czasie wydzielanie gazu ustaje, a ciecz przyjmuje żółte zabarwienie (fotografie 5, 6) – takie jak w pierwszym naczyniu.

Równania reakcji, których byliśmy świadkami, zapisujemy następująco:

1) jony Fe³⁺ utleniają nadtlenek wodoru z wydzieleniem wolnego tlenu (intensywne pienienie się roztworu), równocześnie redukując się do połączeń żelaza dwuwartościowego (brunatne zabarwienie):

2) wolny tlen utlenia jony Fe²⁺ do połączeń żelaza(III), które ponownie biorą udział w pierwszej reakcji:

Dodanie stronami równań obu procesów (w pierwszym dwukrotnie zwiększamy współczynniki) oraz redukcja identycznych wyrazów po przeciwnych stronach daje w efekcie równanie rozkładu H₂O₂. Nie występują w nim żadne jony żelaza, ale dla zaznaczenia roli, jaką pełnią w przemianie, wpisujemy je nad strzałką:

Drugi eksperyment pokaże ciekawe zjawisko jakim jest autokataliza, czyli przyspieszanie reakcji przez jeden z jej produktów (co powoduje, że przemiana w miarę upływu czasu biegnie coraz szybciej). Do próby potrzebny będzie kwas szczawiowy (COOH)₂, stężony roztwór kwasu siarkowego(VI) H₂SO₄, nadmanganian potasu KMnO₄, oraz siarczan(VI) manganu(II) MnSO₄. Sporządzamy 10% roztwory kwasu szczawiowego oraz obu soli. Do pierwszej kolby wlewamy 5 cm³ roztworu (COOH)₂ oraz 1 cm³ roztworu H₂SO₄. Do drugiej te same odczynniki oraz dodatkowo 5 cm³ roztworu MnSO₄. Zawartości obu kolb uzupełniamy wodą do objętości 50 cm³. Następnie do każdego naczynia dodajemy po kropli roztworu nadmanganianu potasu (fotografie 7, 8). W pierwszej kolbie ciecz barwi się na różowy kolor, w drugiej zabarwienie znika od razu (fotografia 9). Po pewnym czasie zawartość pierwszej kolby blednie (fotografia 10), wreszcie roztwór staje się bezbarwny (fotografia 11). Po dodaniu kolejnych kropli roztworu KMnO₄ zjawisko powtarza się, ale zabarwienie pierwszej kolbie utrzymuje się coraz krócej.

Mechanizm reakcji jest następujący:

1) jony nadmanganianowe reagują z jonami manganu(II):

2) nietrwałe jony manganu(III) utleniają jony szczawianowe do dwutlenku węgla (łączą się także z nimi w kompleksy):

Jony Mn²⁺ ponownie biorą udział w pierwszej reakcji.

Dodanie stronami obu równań (w pierwszym zwiększamy współczynniki dwu-, a w drugim pięciokrotnie) daje zapis reakcji utleniania szczawianów za pomocą jonów nadmanganianowych w środowisku kwaśnym:

Powodem rosnącej szybkości procesu jest zwiększające się stężenie jonów  manganu(II). Początkowo reakcja pomiędzy nadmanganianem a szczawianami jest bardzo powolna z powodu niewielkiej ilości jonów Mn²⁺ (powstają w wyniku rozkładu KMnO₄, np. pod wpływem zanieczyszczeń substancjami organicznymi). W miarę ich wytwarzania reakcja ulega przyspieszeniu. Dodatek soli manganu(II) powoduje, że przemiana od początku zachodzi z dużą szybkością.

Pokaz działania katalizatora:

Autokataliza: