Главная Обратная связь

Дисциплины:

Архитектура (936)
Биология (6393)
География (744)
История (25)
Компьютеры (1497)
Кулинария (2184)
Культура (3938)
Литература (5778)
Математика (5918)
Медицина (9278)
Механика (2776)
Образование (13883)
Политика (26404)
Правоведение (321)
Психология (56518)
Религия (1833)
Социология (23400)
Спорт (2350)
Строительство (17942)
Технология (5741)
Транспорт (14634)
Физика (1043)
Философия (440)
Финансы (17336)
Химия (4931)
Экология (6055)
Экономика (9200)
Электроника (7621)






Кинетические уравнения 1-, 2- и 0-го порядка



ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ РАБОТЫ

Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации одного из реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Среднюю скорость реакции в промежутке времени от t1 до t2 рассчитывают следующим образом:

,

где с1 и с2 – концентрация вещества в моменты времени t1 и t2 соответственно.

Знак плюс берется при расчете скорости по продукту реакции, в ходе реакции концентрация продукта возрастает, с2 > с1, Dс>0. Знак минус берется при расчете скорости по одному из исходных реагентов, концентрация его при протекании реакции убывает, с2 < с1, Dс<0.

Мгновенная скорость, т.е. скорость реакции в данный момент времени и соответственно при данной концентрации с, есть .

Значение концентрации в выражении для скорости берется в моль/м3 либо в моль/дм3 (моль/л), время – в секундах, минутах, часах.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры и присутствия в системе катализатора.

Для всякой химической реакции зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ выражается законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в соответствующих степенях

,

где ci – концентрация i-го реагента. Показатель степени при концентрации называется порядком реакции по i-му веществу. Сумма показателей степеней при концентрациях в законе действия равна суммарному порядку реакции. Для простых реакций показатель степени совпадает со стехиометрическим коэффициентом в уравнении реакции. Коэффициент пропорциональности k в законе действующих масс называется константой скорости. Величина k численно равна скорости химической реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Константа скорости химической реакции является характеристикой каждой конкретной реакции, зависит от температуры и не зависит от концентраций.

Уравнения, связывающие скорость химической реакции с концентрациями, а также выражающие зависимость концентраций от времени, называются кинетическими уравнениями (см. таблицу 1).

Таблица 1

Кинетические уравнения 1-, 2- и 0-го порядка

Порядок реакции Выражение закона действующих масс Единица измерения константы скорости Кинетическое уравнение Зависимость периода полураспад от начальной концентрации
с-1
л×моль-1×с-1
моль×л-1×с-1

 



Для определения численного значения константы скорости необходимо тем или иным методом определить концентрацию реагирующего вещества в различные моменты времени и подставить эти значения в выражение для константы скорости (см. таблицу). Константу скорости можно также найти графически.

Изучаемая в данной работе реакция окисления иодид-ионов пероксидом водорода в водном растворе в кислой среде протекает по уравнению:

H2O2 + 2I + 2H+ = I2 + 2H2O (1)

Механизм реакции сложный, включает несколько стадий. В целом в реакции участвуют три вида частиц, и в реакционной смеси могут изменяться концентрации всех этих частиц, влияя на скорость реакции. При избытке кислоты (ионов H+) концентрация [H+] может считаться постоянной. Концентрацию иодид-ионов [I] можно поддерживать постоянной. Для этого в ходе опыта к реакционной смеси периодически добавляют одинаковые количества тиосульфата натрия Na2S2O3. Тиосульфат реагирует с выделяющимся при реакции (1) иодом по уравнению

I2 + 2S2O32– = 2I­– + S4O62– (2)

Таким образом, пероксид водорода расходуется в реакции, а концентрация иодид-ионов остается практически постоянной. Кинетическое уравнение реакции окисления v = k [H+][I]n[H2O2] = kэксп [H2O2], где kэксп = k [H+][I]n есть величина постоянная при соблюдении вышеуказанных условий, n – порядок реакции по I. kэксп – экспериментально наблюдаемая константа скорости реакции первого порядка по пероксиду водорода.

 

ЦЕЛЬ РАБОТЫ:

Определить константу скорости реакции окисления иодид-ионов пероксидом водорода в кислой среде.



РЕАКТИВЫ:

Ø раствор H2SO4, 2н

Ø раствор H2O2, 0,05 н

Ø раствор Na2S2O3, 0,05 н

Ø раствор KI, 0,4 %-ный

Ø раствор крахмала 0,5 %-ный (индикатор)

Ø раствор молибдата аммония (NH4)2MoO4 (катализатор)

 

ОБОРУДОВАНИЕ:

Ø Коническая колба на 250 мл

Ø Пипетки на 100 мл, 10 мл, 5 мл

Ø Бюретка 25 мл

Ø Секундомер

Ø Термометр

 

ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ

1. В коническую колбу наливают мерной колбой 100 мл раствора KI и пипеткой 5 мл раствора H2SO4.

2. Бюретку заполняют раствором тиосульфата натрия. В течение опыта раствор тиосульфата в бюретку не добавляют!

3. В колбу с подкисленным раствором иодида из бюретки добавляют точно 1 мл раствора тиосульфата. Приливают 5 капель раствора крахмала.

4. В эту же колбу наливают пипеткой 10 мл пероксида водорода, тщательно перемешивают и ставят под бюретку с тиосульфатом.

5. В момент окрашивания реакционной смеси в синий цвет включают секундомер. Немедленно добавляют еще 1 мл тиосульфата и перемешивают, окраска раствора исчезает.

6. Отмечают момент следующего окрашивания раствора (секундомер не выключают!), сразу добавляют следующий мл раствора тиосульфата. Записывают время появления окрашивания по секундомеру.

7. Продолжают наблюдение, производят 6-7 таких отсчетов по секундомеру, соответствующих окрашиванию реакционной смеси, каждый раз приливая по 1 мл раствора тиосульфата.

Затем добавляют 3-5 капель раствора молибдата аммония в качестве катализатора. Реакция проходит до конца, т.е. весь пероксид водорода вступает в нее. Выделившийся при этом иод оттитровывают тиосульфатом до исчезновения окраски. Записывают окончательный (общий) объем тиосульфата V0. Общее количество Na2S2O3 эквивалентно начальному количеству H2O2.

По ходу опыта результаты измерений заносят в таблицу 2.

Таблица 2

Условия проведения опыта: t = °C.

Объем раствора Vt Na2S2O3, вступившего в реакцию к моменту времени t, мл Момент появления окраски, t
По секундомеру Перевод в секунды
 
     
     
     
V0    

Обработка результатов.

1. Рассчитывают константу скорости изучаемой реакции по формуле, приводят три значащих цифры.

2. Рассчитывают среднее значение К по данным таблицы и указывают его в выводе.

3. Строят график зависимости ln(V0-Vt) от времени и определяют по нему значение константы скорости. Указывают значение К в выводе.

Контрольные вопросы и задания.

1. Дайте определения следующим понятиям: химическая кинетика, скорость реакции, средняя и истинная скорость, порядок, молекулярность реакции. В каких единицах может измеряться скорость химической реакции?

2. Какие факторы влияют на скорость химической реакции, на значение константы скорости химической реакции?

3. Сформулируйте закон действия масс. Запишите его математическое выражение. Что называется общим порядком реакции, порядком реакции по веществу?

4. Запишите кинетическое уравнение реакции нулевого, первого, второго порядков. Как экспериментально можно определить константу скорости реакции первого порядка?

5. Что называется временем полупревращения (периодом полураспада)?

6. Какие уравнения описывают зависимость скорости реакции от температуры?

7. Дайте понятие энергии активации реакции.

8. Приведите химизм процесса, протекающего в данном опыте.

9. Какого порядка эта реакция и как это определить?

10. Взаимодействие оксида углерода (II) с хлором выражается уравнением:

концентрация оксида углерода (II) равно 0,3 моль/л, а хлора – 0,2 моль/л. как изменится скорость прямой реакции, если увеличить концентрацию оксида углерода (II) до 1,2 моль/л, а концентрацию хлора до 0,6 моль/л? считать, что это реакция второго порядка.

11. При помощи правила Вант-Гоффа вычислите, при какой температуре реакция закончится через 28 мин, если при 20 оС на это требуется 1,5 ч. температурный коэффициент скорости равен 2,5.

12. Для реакции C12H22O11 + H2O ↔ C6H12O6 + C6H12O6 константа скорости при температуре 298,2 к равна 0,765 л/(моль. мин), а при температуре 328,2 к - 35,5 л/(моль. мин). найдите энергию активации этой реакции и константу скорости при температуре 304,5 К.

13. Константа скорости рекомбинации ионов H+ и ФГ- (фенилглиоксинат) в молекулу нфг при 298 К равна K = 1011.59 л/(моль. с). рассчитайте время, в течение которого реакция прошла на 70%, если исходные концентрации обоих ионов равны 0.001 моль/л.


Эта страница нарушает авторские права

allrefrs.ru - 2018 год. Все права принадлежат их авторам!