Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ




Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических реакций [8]. Определение скорости: число элементарных актов химического взаимодействия частиц (в молях) за единицу времени в единице объема (в л) – для гомогенных процессов и на единице поверхности раздела реагирующих фаз – для гетерогенных.

На практике скорость химического процесса обычно характеризуют изменением концентрации вещества (в растворе или в газовой фазе) за единицу времени. Так, если в момент времени концентрация реагирующих соединений равна моль/л, а в последующий момент времени моль/л, то отношение:

,

выражает среднюю скорость реакции ( ) в интервале времени . Чем меньше величина , тем ближе отношение к истинной скорости ( ) в соответствующий момент времени, т.е. можно записать:

.

Для гомогенных процессов такая скорость (т.е. интенсивность реакции) пропорциональна теоретической (определение которой дано выше), но для гетерогенных – первая зависит от величины поверхности раздела фаз, а вторая – нет [8]. Зависимость же любой скорости от других факторов (природы реагирующих веществ, их концентрации, Т) отражается т.н. кинетическим уравнением .

Для гомогенной одностадийной реакции (например: ) оно записывается в соответствии со стехиометрией данного процесса (как и выражение ), причем отдельно для скорости прямой реакции ( ) и обратной ( ). В частности, для нашего примера имеем: и ,

где и константы скоростей прямого и обратного процессов (они постоянны при данной Т). А степень, в которую возводится активность вещества в кинетическом уравнении, называется порядком реакции по данному веществу. Он показывает, в какой степени активность соответствующего соединения влияет на скорость.

Для гетерогенного или многостадийного процесса порядки, как правило, не совпадают по величине со стехиометрическими коэффициентами реакции и могут быть, в частности, дробными или равными нулю. К многостадийным процессам относится, например, разложение тиосульфата натрия при подкислении:



или в ионном виде: .

Подчеркнем, что кинетические уравнения, как и выражения , записываются, только исходя из сокращенного ионного вида уравнения. Если бы данный процесс был одностадийным, то кинетическое уравнение для прямой реакции, выраженное через концентрации, имело бы вид:

.

В действительности это взаимодействие включает как минимум четыре стадии:

1) , 2) ,

3) , 4) ,

а значит, приведенное выше кинетическое уравнение является формально-кинетическим[19]. Истинный порядок данной реакции по каждому из реагирующих веществ предлагается оценить экспериментально (опыт 1).

Подчеркнем, что скорость любого обратимого процесса равна разности значений и . Но разложение тиосульфата можно условно считать необратимым, т.к. есть продукты, которые выводятся из сферы реакции (S и SO2), поэтому значением можно пренебречь и считать скорость равной .

Кроме того, время окончания наблюдения в опытах 1 и 2 фиксируется по едва заметному появлению мути (начало образования продукта – серы), т.е. на начальной стадии процесса, когда скорость обратной реакции тем более можно не учитывать.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«Скорость химических реакций»

1. Определение константы скорости и порядка реакции. Налить в четыре пробирки 5%-ный тиосульфат натрия и воду в следующих пропорциях:

Номер пробирки V р-ра (Na2S2O3), мл V воды, мл

 

В приготовленные растворы тиосульфата натрия добавить по 1 мл 2,5%‑ной серной кислоты и заметить по секундомеру, через какой промежуток времени после сливания появится едва заметная муть. Чем вызвано помутнение? Написать уравнение реакции. Результаты занести в таблицу:

Номер опыта ω(Na2S2O3), % Время, с
   

 

Аналогично описанному выяснить, как зависит скорость реакции от концентрации кислоты (опыты 5 – 8), изменяя ее объем от 1 до 4 мл, а объем воды – от 3 мл до 0 соответственно (лить кислоту в воду!). Объем 5%-го тиосульфата, добавляемый к приготовленным растворам кислот, брать равным 1 мл.

На основании полученных результатов определить порядки реакции по ионам: и , и оценить значение константы скорости в кинетическом уравнении исследуемого процесса: ,

считая, что , где – время от начала реакции до момента появления мути (в секундах), а . (Поскольку k – это скорость реакции в стандартных условиях (в частности, при активностях реагентов равных 1 моль/л, то по аналогии с равенством: имеем: ), но если принять (случай кинетически необратимых реакций), то .)

Найти n, m и k предлагается следующим способом. Поскольку в первой части эксперимента (опыты 1 – 4) , то можно записать:

, где ,

или: , т.е. получаем уравнение типа: .

Рассчитать значения величин, необходимых для определения n, m и k, и представить в виде таблицы:

Номер опыта , с-1
           
           
           
           
           

Построив по данным эксперимента (опыты 1-4) график зависимости от , найти величину n (как tg угла наклона полученной прямой к оси ) и (отрезок, отсекаемый прямой на оси ). Обработав аналогично результаты опытов 5 – 8 (при ), определить значения m и k.

По рассчитанным двум значениям k найти среднее арифметическое ( ) и написать кинетическое уравнение процесса разложения тиосульфат-ионов, подставив найденные значения n, m и . Каков общий порядок данной реакции?

2. Определение температурного коэффициента реакции и оценка ее энергии активации. Налить в три сухие пробирки по 1 мл 2,5%-ной серной кислоты, а в три другие – по 1 мл 5%-го тиосульфата натрия. Первый опыт провести при комнатной температуре. Быстро прилить серную кислоту к тиосульфату натрия и отметить время (по секундомеру) до едва заметного помутнения раствора.

Затем провести аналогичный опыт, но при Т на 100С выше комнатной, для чего следующую пару пробирок перед смешиванием растворов нагревать в течение 15 минут на водяной бане, температуру которой контролировать термометром.

Далее, нагревая растворы таким же способом, провести опыт при Т, на 200С превышающей комнатную. Полученные данные записать в таблицу:

Номер опыта Температура, 0С Время, с
   

На основании экспериментальных данных рассчитать значение температурного коэффициента. Выполняется ли правило Вант-Гоффа в данном эксперименте?

Используя формулу Аррениуса в логарифмическом виде: ,

оценить значение , построив график зависимости (принять k равным ) от величины , где Т – температура раствора по Кельвину.

3.Влияние концентрации гомогенного катализатора на скорость реакции (на примере разложения H2O2 в присутствии дихромата калия)

Собрать установку (рис. 6). Заполнить бюретку (1) водой до верхнего деления, затем, закрыв большим пальцем отверстие бюретки, перевернуть ее и погрузить в ванну (2) с водой той же температуры (следить, чтобы во время опыта Т в ванне была постоянной). Закрепить бюретку в штативе и отметить уровень жидкости в ней.

Отмерить цилиндром 30 мл 0,1%-го дихромата калия и вылить в колбу (3). В другую колбу налить 20-25 мл 10%-го H2O2, поставить ее в ванну (2) и выдержать 15 мин. Отобрать пипеткой 5 мл H2O2, вылить в колбу с дихроматом калия и сразу же закрыть пробкой с газоотводной трубкой (4), введенной в бюретку Непрерывно и равномерно встряхивая колбу (не вынимая ее из ванны), через каждые 30 с измерять объем выделившегося кислорода. При этом один студент, равномерно встряхивая колбу, снимает показания уровня воды в бюретке по сигналу «Внимание, отсчет!» второго студента, который следит за временем и записывает показания.

Отметить окраску раствора в начале процесса и когда он закончится. (Опыт длится 8-10 мин.)[20] Результаты занести в таблицу:

w(K2Cr2O7),   Время от начала опыта, с % 0,1 0,05
  Объем выделившегося кислорода, мл
… … …        

Провести аналогичный опыт, используя 0,05%-ный раствор дихромата калия, а затем без раствора дихромата калия, заменив его тем же объемом воды.

Сравнить результаты проведенных экспериментов, построив на одном графике кинетические зависимости для каждого опыта (откладывая на оси абсцисс время, а на оси ординат – объем кислорода, выделившегося за каждые 30 с). Как зависит скорость реакции от концентрации катализатора? Написать уравнения суммарной реакции и ее стадий, включая образование интермедиата.

(Если провести разложение пероксида водорода в присутствии катализатора диоксид марганца, то будет ли от его количества зависеть скорость реакции?)

4. Автокатализ. К 5 каплям 5%-ой щавелевой кислоты добавить 3 капли 1М H2SO4, затем 2 капли перманганата калия, отметить время, за которое произойдет обесцвечивание раствора и снова добавить 2 капли перманганата. Изменилось ли время обесцвечивания после 2-го добавления? А после 3-го? Какой продукт реакции является катализатором данного процесса?

5. Действие ингибитора. В 2 пробирки налить до 1/4 объема 1М и по капле раствора [21] (зачем?). В одну добавить микрошпатель уротропина. Две одинаковые железные проволоки очистить наждачной бумагой и опустить в пробирки. По времени появления достаточно интенсивной синей окраски оценить скорости реакций в пробирках и сделать вывод о роли уротропина.

6. Влияние величины поверхности реагирующего вещества на интенсивность гетерогенной реакции. Уравновесить на технических весах два пустых стаканчика, затем – с мелом. (Причем в один поместить мел кусочками, а в другой – мелкораздробленный.) Затем в оба стаканчика одновременно добавить одинаковый объем (1 мл) 1М HCl. Сохраняется ли равновесие весов? В каком стаканчике быстрее закончится реакция? Влияет ли величина поверхности раздела фаз на скорость?





Дата добавления: 2014-11-20; Просмотров: 1104; Нарушение авторских прав?;


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



ПОИСК ПО САЙТУ:


Читайте также:

  1. F43.2/ Расстройство приспособительных реакций
  2. II Общие закономерности химических процессов
  3. Анализ спектров излучения и поглощения даёт возможность определить, из каких химических элементов состоят окружающие нас тела.
  4. Безопасная скорость без использования радиолокатора
  5. Безопасная скорость с учетом использования радиолокатора
  6. Биологический круговорот масс химических элементов в фитоценозе дубового леса Северной Венгрии
  7. Введение к книге «Бизнес со скоростью мысли» М., 2001.
  8. Величины квантового выхода некоторых фотохимических реакций
  9. Влияние температуры на скорость реакций
  10. ВЛИЯНИЕ УЗКОСТИ И МЕЛКОВОДЬЯ НА СКОРОСТЬ И ОСАДКУ КОРАБЛЯ. ЯВЛЕНИЕ ПРИСАСЫВАНИЯ
  11. Во избежание несчастных случаев при использовании химических реактивов необходимо соблюдать основные правила и меры предосторожности.
  12. Волновые процессы. Продольные и поперечные волны. Уравнение бегущей волны. Фазовая скорость. Волновое уравнение.

studopedia.su - Студопедия (2013 - 2022) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление
Генерация страницы за: 0.019 сек.