Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Химия / Другие методич. материалы / НОУ "Влияние природы катализатора на скорость химических реакций"

НОУ "Влияние природы катализатора на скорость химических реакций"

  • Химия

Документы в архиве:

281.02 КБ Дерябин Максим .jpg
341.16 КБ Работа..docx

Название документа Работа..docx

Поделитесь материалом с коллегами:

Муниципальное бюджетное образовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа №37



Научное общество учащихся







Влияние природы катализатора на разложение перекиси водорода















Выполнил: Дерябин Максим Сергеевич

9в класс МБОУ СОШ №37

Научный руководитель:

Незговорова Марина Вячеславовна

учитель химии I категории







Нижний Новгород

2015 год





Содержание

  1. Введение…………………………………………………………..стр. 3-4

  2. Глава 1. Теоретическая часть

    1. История открытия явления катализа……………………… стр.4-5

    2. Скорость химических реакций ……………………………. стр.5

    3. Факторы, влияющие на скорость химической реакции … .стр.6

    4. Катализаторы ……………………………………………..... стр.6-7

    5. Виды катализаторов ……………………………………….. стр.7-8

    6. Механизм действия катализаторов………………………...стр.8-9

1.7Разложение перекиси водорода ……………………………...стр.9-10

3. Глава 2. Практическая часть.

2.1. Опыты с оксидами марганца (II) и железа (II)……………..стр.10-12

    1. Опыты с ферментами…………………………………… стр.12

    2. Опыты с раствором перманганата калия……………… ..стр.12-14

4. Заключение………………………………………………………..стр.15-16

5. Список источников и литературы……………………………….стр.17

6. Приложение 1……………………………………………………..стр.18

Приложение 2……………………………………………………..стр.19













































Введение

Химические реакции протекают с различными скоростями. Химические реакции могут проходить быстро, медленно или мгновенно. Скорость химической реакции зависит от многих факторов, а предсказанием скорости химической реакции и выяснением зависимости скорости химической реакции от условий проведения процесса занимается химическая кинетика. Химическая кинетика - наука о закономерностях протекания химических реакций во времени. Скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ, природы реагирующих веществ, наличия катализатора, температуры, давления, площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ и природы катализатора.

Чтобы не прибегать к значительному повышению температуры и давления, часто используют катализаторы, которые могут быть очень эффективными в зависимости от их природы, концентрации катализатора, среды (кислотной, щелочной, нейтральной), площади поверхности катализатора. Катализаторы широко применяют в промышленности, технике, нефтепереработке, нефтехимии, производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты. Большинство реакций, протекающих в живых организмах, также являются каталитическими. Примером эффективного применения катализатора является производство в современных условиях аммиака под действием пористого железа с примесями Al2O3 и K2O. Производство аммиака при помощи катализатора позволило значительно понизить производственные затраты на поддержание во время реакции высоких температуры и давления. Но, помимо технических катализаторов, существуют природные катализаторы, их называют ферментами. Ферменты более активные катализаторы по сравнению с техническими катализаторами. Они представляют собой крупные белковые молекулы живых организмов, их функция - ускорение процесса обмена веществ в организме.

Целью нашей работы является исследование влияния различных катализаторов на скорость химической реакции (на примере каталитического разложения перекиси водорода).

Для этого были поставлены следующие задачи:

1) изучить литературный материал о влиянии катализаторов на скорость химической реакции;

2) исследовать зависимость скорости химической реакции от природы катализатора, концентрации катализатора, площади поверхности катализатора, среды (кислотной, щелочной и нейтральной).

3) провести опыты, позволяющие сравнить эффективность различных катализаторов относительно друг друга.

Глава 1.

1.1. История открытия явления катализа

Катализ  – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов. Самые простые научные сведения о катализе были известны уже к началу XIX в. Знаменитый русский химик, академик К.С.Кирхгоф, открыл в 1811 году каталитическое превращение крахмала в сахар под действием разбавленных кислот. Эта реакция лежит в основе крахмалопаточного производства. А в 1814 году он открыл фермент – амилазу, и им же было установлено, что эту реакцию может катализировать диастаза из ячменного солода, чем было положено начало изучению биологических катализаторов – ферментов. Четыре года спустя Г.Деви открыл способность паров спирта и эфира окисляться кислородом на платине. В 1822 году И.Деберейнер установил, что при обычной температуре можно соединять водород и кислород на платине. Вскоре эти и многие другие открытия привели к установлению существования явлений, в 1833 г. названных Э. Митчерлихом контактными, а в 1835 г. И. Берцелиусом – каталитическими. В органической химии успехи катализа связаны с развитием теории строения органических соединений А.М.Бутлерова. Большую роль сыграли каталитические методы в развитии процессов органического синтеза.

Следующим направлением использования катализатора является каталитическая очистка технологических газов, а также очистка сточных вод, загрязненных органическими веществами. В живой природе вся система управления жизненными процессами в организмах основана на катализе. Такие процессы, как брожение, дыхание, пищеварение, синтез белков и других соединений и т. п. осуществляется с помощью ферментов, называемых энзимами.

1.2. Скорость химической реакции.

В химической кинетике для определения скорости химической реакции обычно принято рассматривать превращение исходных веществ, количество которых в ходе эксперимента уменьшается. Для описания этого процесса во времени требуется введение понятия скорости превращения.

Если химические реакции происходят в одной среде, например в растворе или в газовой фазе, то взаимодействие реагирующих веществ происходит во всём объёме. Такие реакции называются гомогенными. Скорость гомогенной реакции определяется как изменение концентрации одного из исходных веществ в единицу времени. Если реакция идёт между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях или между веществами, неспособными образовывать гомогенную среду, то она проходит только на поверхности соприкосновения веществ. Такие реакции называют гетерогенными. Формула нахождения скорости реакции при гомогенном катализе:

υ гом =hello_html_1a432881.gif=hello_html_74563886.gif

где ∆C - изменение концентрации исходных веществ (моль/л),

t - промежуток времени (с).

Скорость гетерогенной реакции определяется как изменение количества вещества в единицу времени на единицу поверхности. Химическая реакция может протекать только при непосредственном контакте реагирующих частиц. Формула нахождения скорости реакции при гетерогенном катализе:

υ гет =hello_html_m1f952e65.gif=hello_html_m3cd42e9d.gif

где ∆ν - количество вещества (моль),

S-площадь поверхности (м2) , ∆t - промежуток времени (с).



1.3. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Скорость химической реакции зависит от многих факторов. Основными из них являются: природа и концентрация реагирующих веществ, давление (в реакциях с участием газов), температура, действие катализаторов и поверхность реагирующих веществ в случае гетерогенных реакций. Т.к скорость химической реакции зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ, их измельчают. Наибольшей степени измельчения достигают путем растворения веществ. Быстрее всего вещества реагируют в растворах.

Можно увеличить скорость реакции, используя специальные вещества, которые изменяют механизм реакции и направляют её по энергетически более выгодному пути с меньшей энергией активации. Их называют катализаторами.



1.4. Катализаторы.

Катализаторы - это вещества, участвующие в химической реакции и изменяющие её скорость или направление, но по окончании реакции остающиеся неизменными качественно и количественно.

Каждая химическая реакция между одинаковыми или различными веществами начинается, естественно, со столкновения двух частиц. Минимальный избыток энергии, который должна иметь частица или пара частиц, чтобы произошло эффективное соударение, называют энергией активации Ea (где под эффективным соударением понимается соударение частиц, приводящее к химическому взаимодействию).

Ката́лиз - избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных (не противоречащих термодинамическим законам) направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий. Явление катализа распространено в природе (большинство процессов, происходящих в живых организмах, являются каталитическими) и широко используется в технике (в нефтепереработке и нефтехимии, в производстве серной кислоты, аммиака, азотной кислоты и др.). Большая часть всех промышленных реакций — каталитические, это связанно с тем, что применять при производстве катализаторы более доступно и дёшево, чем повышать температуру и давление. С ростом температуры скорость реакции обычно увеличивается и часто довольно заметно. За счет чего это происходит? Это может быть связано с увеличением концентрации реагирующих веществ или константы скорости (константа скорости численно равна "скорости реакции при "концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 C"моль). Концентрация в газовой смеси при постоянном объеме не зависит от изменения температуры (т.к. при изменении температуры и давления объём газа меняется соответственно), а в растворах почти не зависит от температуры (объем раствора остается почти постоянным). Т.е. заметно может увеличиваться только константа скорости реакции. В самом начале кинетических исследований было отмечено, что скорость (или, очевидно, константа скорости) увеличивается с ростом температуры не линейно, т.е. если построить график зависимости константы скорости от времени, то график будет иметь вид кривой, а не прямой. Поскольку химическое взаимодействие происходит при соударениях частиц, то рост константы может быть связан с увеличением числа соударений с ростом температуры за счет увеличения скорости движения частиц.





1.5. Виды катализаторов.

Катализаторы подразделяются на гомогенные и гетерогенные. Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный – образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества. Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды. Реакции одного и того же типа могут протекать как с гомогенными, так и с гетерогенными катализаторами. Так, наряду с растворами кислот, применяются имеющие кислотные свойства твёрдые Al2O3, TiO2, ThO2, алюмосиликаты, цеолиты. Гетерогенные катализаторы с основными свойствами - это CaO, BaO, MgO. Гетерогенные катализаторы имеют, как правило, сильно развитую поверхность с множеством пор, которые являются активными центрами для адсорбции (адсорбция - увеличение %86"концентрации растворенного вещества у поверхности раздела двух "фаз вследствие нескомпенсированности сил межмолекулярного взаимодействия этом разделе) жидкости к поверхности катализатора, для чего катализаторы распределяют на инертном носителе (силикагель, оксид алюминия, активированный уголь и др.). Инертные носители предназначены для увеличения площади контактирующей поверхности катализатора, что ускорит химическую реакцию, т.к. один из факторов, оказывающих влияние на скорость химической реакции - площадь контактирующей поверхности катализатора. В биохимических реакциях роль катализаторов играют ферменты. Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называют каталитическими. Не все реакции нуждаются в катализаторах, но многие без катализаторов практически идти не могут. Примеры таких реакций:

  • разложение пероксида водорода , реакция протекает быстрее в присутствии оксида марганца (IV):

2H2O2 = 2Н2O+O2.

  • разложение этилового спирта на воду и этилен в присутствии катализатора Al2O3:

С2Н5ОН → Н2О + С2Н4.

  • реакция соединения угарного газа с водородом в присутствии меди:

СО + Н2 → СН3ОН.

  • реакция синтеза оксида серы (VI) идёт под высоким давлением, при

высоких температурах 420-650o C , в присутствие катализатора ( платины-Pt, оксида ванадия(V)-V2O5, железа-Fe ) :

2SO2 + O2 = 2SO3.

1.6. Механизм действия катализаторов.

Известно, что в ходе любой каталитической реакции катализаторы остаются неизменными качественно и количественно, так как же работают катализаторы ? Катализаторы изменяют механизм реакции на энергетически более выгодный, то есть снижают энергию активации. Катализатор образует с молекулой одного из реагентов промежуточное соединение, в котором ослаблены химические связи. Это облегчает его реакцию со вторым реагентом. При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации. При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий:

  1. Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества(диффузия-взаимное проникновение соприкасающихся веществ друг в друга вследствие теплового движения частиц вещества)

  2. Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их(хемосорбция- поглощение вещества поверхностью какого либо тела )

  3. Химическая реакция между реагирующими молекулами

  4. Десорбция продуктов с поверхности катализатора(десорбция- удаление из жидкостей или твердых тел веществ, поглощенных при адсорбции)

  5. Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток



1.7. Разложение перекиси водорода.

Разложение Н2О2 и его растворов, в том числе и взрывное, вызывают многие вещества. Взрывы Н2О2 объясняются сильной экзотермичностью реакции, цепным характером процесса (это означает, что количества теплоты, которое выделяется в ходе реакции достаточно для взрыва перекиси водорода) и значительным снижением энергии активации разложения Н2О2 в присутствии различных веществ: ионы I, платина, ионы Fe2+, каталаза. Фермент каталаза содержится в крови, именно благодаря ей «вскипает» от выделения кислорода аптечная «перекись водорода», когда ее используют для дезинфекции порезанного пальца. Ферменты, влияющие на реакции пероксида водорода, играют большую роль в жизнедеятельности клетки. Энергию организму поставляют реакции окисления с участием поступающего из легких кислорода. В этих реакциях промежуточно образуется Н2О2, который вреден для клетки, так как вызывает необратимое повреждение различных биомолекул. Каталаза и пероксидаза совместно превращают Н2О2 в воду и кислород. Реакции разложения Н2О2 идут в присутствии различных металлов переменной валентности. Связанные в комплексные соединения, они часто значительно усиливают свою активность (под комплексными соединениями подразумевается химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы). Комплексная частица – сложная частица, способная к самостоятельному существованию в кристалле или растворе, образованная из других, более простых частиц, также способных к самостоятельному существованию. Например, ионы меди менее активны, чем ионы железа, но связанные в аммиачные комплексы [Cu(NH3)4]2+, они вызывают быстрое разложение Н2О2. Аналогичное действие оказывают ионы Mn2+, связанные в комплексы с некоторыми органическими соединениями. Активными катализаторами для разложения пероксида водорода являются коллоидные растворы (ультрамикрогетерогенные дисперсные системы, размер частиц которых лежит в пределе от 1 до 100 нм) палладия, платины, иридия, золота, серебра, а также твердые оксиды некоторых металлов – MnO2, Co2O3, PbO2 и др., которые сами при этом не изменяются.

Глава 2. Практическая часть.

2.1. Опыты с оксидами.

2.1.1. Опыты с оксидом марганца (II).

Мы приготовили 0,3% р-р перекиси водорода (перекись водорода - бесцветная жидкость, не имеющая запаха). Для этого мы разбавили 3% р-р перекиси водорода: в мерный цилиндр мы налили 90 мл дистиллированной воды, а затем долили туда 10 мл неразбавленной перекиси. Далее мы перелили получившийся р-р в коническую колбу со шлейфом. По мере того, как перекись в ходе опытов расходовалась, мы приготавливали р-р снова. Используя рычажные весы, мы взвесили 0,1г MnO2 (MnO2 - чёрный тяжёлый порошок). Далее мы собрали установку, как показано на рис.1. Мы налили перекись водорода на дно пробирки, добавили туда катализатор и мгновенно закрыли пробирку пробкой. Как только в перевёрнутой вверх дном пробирке появился первый пузырик кислорода, начался отсчет времени и измерение объёма выделившегося кислорода. Реакция в присутствии MnO2 прошла очень быстро.

Рис 1.

P1011079.JPG

2.1.2. Опыты с оксидом марганца (II) и оксидом железа (III).

Используя приготовленный р-р перекиси, мы провели аналогичный первому опыт, но кроме 0,1г MnO2 , мы также добавили 0,1г Fe2O3 (приготовили порошкообразную смесь из двух оксидов). Опыт показал, что оксид железа (III) (Fe2O3 - бурый тяжёлый порошок) не обладает свойствами катализатора (т.к реакция пошла с такой же скоростью, как и в первом опыте).

2.1.3. Опыты с оксидом марганца (II) и оксидом меди (II).

Добавив к оксиду марганца (II) массой 0,1г, оксид меди (II) (CuO - чёрный порошок) массой 0,1г, высыпав смесь в пробирку с перекисью (сразу же закрыв пробирку пробкой), и сделав необходимые замеры с помощью секундомера и делений на перевёрнутой пробирке, можно увидеть, что в присутствии смеси из MnO2 и CuO реакция идёт медленнее, чем в присутствии одного оксида марганца (II).



2.1.4. Опыты с оксидом хрома (III).

Использовав оксид хрома (III) (Cr2O3 - лёгкий зелёный порошок), массой 0,1г для разложения перекиси водорода, мы увидели, что оксид хрома (III) является слабым катализатором.



2.2. Опыты с ферментами.

2.2.1. Опыты с крупными кусочками моркови.

Мы нарезали ножом морковь на крупные кусочки, с помощью пинцета мы бросили кусочки в пробирку с перекисью, сразу же закрыв её пробкой. Масса моркови 5г. Из опыта видно, что реакция идёт не быстро, но равномерно.

2.2.2. Опыты с мелко натёртой морковью.

Мы мелко натёрли морковь на тёрке, с помощью пинцета мы бросили морковь в пробирку с перекисью, сразу же закрыв её пробкой. Масса моркови 5г. Из опыта видно, что реакция идёт быстрее, чем с крупными кусочками моркови.

2.2.3. Опыты с мелко натёртым картофелем.

Мы мелко натёрли картофель, после чего с помощью пинцета мы бросили картофель в пробирку с перекисью, сразу же закрыв её пробкой. Масса картофеля 5г. Из опыта видно, что реакция идёт быстрее, чем в опытах с морковью.

2.2.4. Опыты с мясным фаршем.

Мы пропустили мясо через мясорубку, получив мясной фарш. Далее, с помощью пинцета, мы бросили фарш в пробирку с перекисью, сразу же закрыв её пробкой. Масса фарша 5г. Из опыта видно, что реакция идёт немного медленнее, чем в опытах с морковью.



2.3. Опыты с раствором KMnO4.

2.3.1. В нейтральной среде.

Мы приготовили 10% р-р KMnO4 (ярко-малиновый р-р сухого марганцовокислого калия), используя сухой KMnO4 (марганцовокислый калий - тёмно-фиолетовые кристаллы) и воду. Затем с помощью пипетки мы вылили в пробирку 1мл р-ра KMnO4 . Потом, используя мерный цилиндр, мы налили в пробирку 20 мл перекиси водорода концентрацией 0,3%, после чего сразу же закрыли пробирку пробкой. Во всех дальнейших опытах концентрация р-ра марганцовокислого калия оставалась неизменной. Реакция прошла медленно, но равномерно.

2.3.2. В кислой и щелочной средах.

2.3.2.1. В кислотной среде.

Мы взяли уксусную кислоту CH3COOH (уксусная кислота - бесцветная жидкость с характерным резким запахом) концентрацией 10%, обьёмом 0,1мл, и с помощью пипетки налили её в пробирку. Затем мы, используя пипетку, налили в пробирку р-р марганцовокислого калия. Потом мы вылили в пробирку перекись водорода, после чего сразу закрыли пробирку пробкой. Из опыта видно, что реакция идёт очень бурно, значительно быстрее, чем в опыте с нейтральной средой.

2.3.2.2. В щелочной среде.

Мы приготовили 10% р-р щёлочи NaOH (раствор гидроксид натрия -бесцветная жидкость). Взяли раствор объёмом 0,1мл, вылили р-р в пробирку, используя пипетку, после чего налили в пробирку р-р марганцовокислого калия, также используя пипетку. Затем вылили в пробирку перекись, после чего сразу же закрыли её пробкой. Реакция прошла быстрее, чем в опыте с нейтральной средой, но медленнее чем в опыте с кислотной средой.

2.3.3. Опыты с различными объемами раствора KMnO4.

2.3.3.1. Объем раствора KMnO4 0,5мл.

Мы взяли 10% р-р KMnO4. Используя пипетку, мы вылили в пробирку 0,5мл марганцовокислого калия, затем мы долили в пробирку перекись, после чего сразу же закрыли пробирку пробкой. Реакция прошла со средней скоростью.

2.3.3.2. Объем раствора KMnO4 1мл.

Мы взяли 10% р-р KMnO4. Затем с помощью пипетки мы вылили в пробирку 1мл р-ра KMnO4 , после чего мы налили в пробирку перекись и сразу же закрыли пробирку пробкой. Реакция прошла медленней, чем в опыте с концентрацией KMnO4 0,5мл.

2.3.3.3. Объем раствора KMnO4 2мл.

Мы взяли 10% р-р KMnO4. Затем с помощью пипетки мы вылили в пробирку 2мл р-ра KMnO4 , после чего мы налили в пробирку перекись и сразу же закрыли пробирку пробкой. Реакция прошла очень медленно (медленней, чем в опытах с объемом KMnO4 равным 0,5мл и 1мл).

2.3.3.4. Объем раствора KMnO4 3мл.

Мы взяли 10% р-р KMnO4. Затем с помощью пипетки мы вылили в пробирку 3мл р-ра KMnO4 , после чего мы налили в пробирку перекись и сразу же закрыли пробирку пробкой. Реакция прошла со средней скоростью, немного медленнее, чем в опыте с концентрацией KMnO4 равной 1мл.





















Заключение

В данной работе были проведены опыты с различными катализаторами реакции разложения пероксида водорода, включая ферменты, оксиды металлов, растворы солей. Были проведены опыты, показывающие, как скорость химической реакции зависит от различных факторов: среды, площади поверхности катализатора, объема раствора катализатора. Был также проведён ряд опытов с оксидами, показывающий, какие оксиды являются наиболее эффективными катализаторами.

Наилучшим образом в качестве катализатора разложения пероксида водорода проявил себя среди оксидов металлов оксид марганца (IV) . Из графика 1 видно, что скорость реакции разложения в этом случае максимальная. По сравнению с прочими использованными в качестве катализаторов веществами среди оксидов металлов катализирует реакцию разложения пероксида водорода слабо оксид хрома (III). Из графика 1 можно увидеть, что скорость реакции разложения в этом случае минимальная. Среди всех, тестируемых нами оксидов металлов, оксид меди (II) не является катализатором, что видно из графика 1.

Среди природных катализаторов наибольшую эффективность показала мелко-натёртая морковь, о чём можно судить по графику 2. В этом случае скорость реакции не является максимальной, но продолжительность катализа здесь выше, по сравнению с мелко-натёртым картофелем. В присутствие мелко-натёртого картофеля скорость реакции разложения перекиси водорода является максимальной среди ферментов, что видно из графика 2. Наименьшая скорость реакции в опытах с ферментами наблюдается под действием крупных кусочков моркови, что видно из графика 2.

Среды опытов с раствором перманганата калия, в различных средах наибольшая скорость реакции наблюдалась в опыте с уксусной кислотой, что видно из графика 3. Наименьшая скорость реакции среди опытов с раствором перманганата калия, в различных средах была в опыте с нейтральной средой , что можно увидеть из графика 3.

В опытах с различными объёмами раствора марганцовокислого калия, наибольшая скорость реакции наблюдалась в опыте с объёмом раствора марганцовокислого калия 0,5мл, что можно увидеть из графика 4. Наименьшая скорость реакции была зафиксирована в опыте с объёмом раствора марганцовокислого калия 2мл, что можно наблюдать из графика 4.

Проблему поиска эффективных катализаторов для различных реакций с целью их промышленного применения можно пытаться решить через экспериментальную проверку каталитического эффекта различных веществ, в различных концентрациях, средах и т.д.











































Список источников и литературы

1 .Кубасов А.А. Химическая кинетика и катализ. –М.:МГУ,2005. -155 с.

2. Нарышкин Д.Г. Кинетика химических реакций.-  М.:Издательский дом МЭИ, 2009. — 190 с.

3. Семиохин И.А.,Страхов Б.В., Осипов А.И. Кинетика химических реакций.-М.:Издательство Московского университета,1986. -232 с.

4. Семиохин И.А.Физическая химия.-М.:МГУ,2001. -272 с.

5. Семишин В.И.Практикум по общей химии.-М-Л.:Госхимздат,1954.-338 с.

Интернет сайты

6. http://knowledge.allbest.ru/

7. ru.wikipedia.org






























Приложение 1.

График 1.





График 2



Приложение 2.



График 3.

График 4.































































Выберите курс повышения квалификации со скидкой 50%:

Краткое описание документа:

Работа "Влияние природы катализатора на скорость химических реакций" была заслушана на школьной конференции НОУ по химии (1 место), районной конференции НОУ (3 место) и удостоена диплома 1 степени на Всероссийском детском конкурсе научно-исследовательских и творческих работ "Шаги в науку", 2015 год

Автор
Дата добавления 09.09.2015
Раздел Химия
Подраздел Другие методич. материалы
Просмотров775
Номер материала ДA-035071
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх