Сделай Сам Свою Работу на 5

Скорость химической реакции





МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

к лабораторному практикуму по дисциплине «Физическая химия»

для студентов очной, заочной и сокращенной форм обучения по специальности 240301.65 «Химическая технология неорганических веществ»

 

 

Невинномысск 2011


 

Методические указания предназначены для проведения лабораторного практикума в соответствии с рабочей программой дисциплины «Физическая химия» для студентов очной, заочной и сокращенной форм обучения по специальности 240301.65 – Химическая технология неорганических веществ.

Изложены краткие теоретические основы химической кинетики, основные кинетические уравнения химических реакций различных порядков, методы определения порядка химической реакции. Приведены особенности реакций протекающих с использованием катализатора, как гомогенного, так и гетерогенного.

В лабораторных работах студенты осваивают экспериментальный метод определения порядка химической реакции, определение константы скорости реакции, периода полураспада веществ и расчета энергии активации химической реакции.

 

Составители: ст. препод. Н.А. Степовая



Отв. редактор: доц. А.Л. Проскурнин

 



Содержание

1 ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ... 4

1.1 Химическая кинетика. 4

1.2 Катализ химических реакций. 10

2 Лабораторная работа 1 ИССЛЕДОВАНИЕ КИНЕТИКИ РЕАКЦИИ ЙОДИРОВАНИЯ АЦЕТОНА.. 16

2.1 Оборудование. Материалы.. 16

2.2 Ход работы.. 17

3 Лабораторная работа 2 КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ ОМЫЛЕНИЯ СЛОЖНОГО ЭФИРА.. 21

3.1 Оборудование. Материалы.. 21

3.2 Ход работы.. 21

4 Лабораторная работа 3 ИЗУЧЕНИЕ СКОРОСТИ РАЗЛОЖЕНИЯ МУРЕКСИДА В КИСЛОЙ СРЕДЕ.. 24

4.1 Оборудование. Материалы.. 24

4.2 Ход работы.. 25

5 Лабораторная работа 4 ИЗУЧЕНИЕ КИНЕТИКИ РЕАКЦИИ КАТАЛИТИЧЕСКОГО РАЗЛОЖЕНИЯ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА.. 28

5.1 Оборудование. Материалы.. 28

5.2 Ход работы.. 28

6 Лабораторная работа 5 ВЛИЯНИЕ МАССЫ КАТАЛИЗАТОРА НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ПРИ ГЕТЕРОГЕННОМ КАТАЛИЗЕ 33

6.1 Оборудование. Материалы.. 33

6.2 Ход работы.. 33

Вопросы для самоконтроля. 38

ЛИТЕРАТУРА.. 39

a. Список основной литературы.. 39

b. Дополнительная литература. 39


КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Цель: 1. Ознакомление с основными понятиями и положениями химической кинетики.



2. Экспериментальное исследование скорости реакций и расчёт константы скорости и энергии активации этих реакций.

3. Определение порядка реакции по экспериментальным значениям расходования концентраций.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ

Химическая кинетика

Скорость химической реакции

Кинетика химической реакции - учение о скоростях химических процессов, о механизмах протекания этих процессов.

Кинетику химических реакций рассматривают как два основных раздела:

а) формально-математическое описание скорости реакции без учёта механизма реакции (формальная кинетика);

б) учение о механизме химического воздействия.

Основной величиной в химической кинетике является скорость реакции.

Скорость реакции – изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Кинетика химической реакции рассматривает влияние различных факторов (температуры, давления, концентрации реагирующих веществ, катализаторов и т.д.) на скорость протекания химической реакции.

Для характеристики скорости химической реакции пользуются понятиями:

- средняя скорость химической реакции – изменение концентрации реагирующих веществ за определённый конечный промежуток времени.

, (1)

- истинная скорость химической реакции (мгновенная) – изменение концентрации реагирующего вещества бесконечно малый промежуток времени.

(2)

знак «минус» означает, что с течением времени концентрация начальных веществ убывает, знак «плюс» – с течением времени концентрация продукции реакции возрастает.



Основной закон химической кинетики – закон действия масс: скорость химической реакции (υ) прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов

аА + bB сС + dD

; , (3)

где k1, k2 – константы скоростей прямой и обратной реакций.

Коэффициент пропорциональности k для каждой данной реакции при постоянной температуре является величиной постоянной и называется константой скорости реакции. Он численно равен скорости реакции в условиях, когда концентрации каждого из исходных веществ равны единице (физический смысл) υ = k, когда СА = СВ = 1.

Закон действия масс справедлив лишь для простейших реакций.

Показатель степени над концентрациями реагирующих веществ в выражении закона действия масс называется частным порядком данной химической реакции по данному веществу. Алгебраическая сумма показателей степени прямой и обратной реакцией называется общим порядком химической реакции:

.

Молекулярность химической реакции – число молекул одновременно участвующих в акте химического взаимодействия. По этому признаку реакции делятся на одно-, двух-, трех молекулярные.

К молекулярным реакциям типа А → С относятся некоторые реакции разложения молекул и реакции изомеризации.

К бимолекулярным реакциям типа А + В → С, или 2А → С относятся такие, в которых происходит взаимодействие двух молекул различного или одинакового вида

Н2 + I2 = 2НI или 2 НI = H2 + I2.

К трехмолекулярным реакциям типа A + B + D → C или 2А + В →С относятся реакции взаимодействия трёх молекул одного или различного видов, например:

2 NO + H2 N2O + H2O,

2NO + Cl2 2NOCl.

Константа скорости

Константа скорости реакции увеличивается для большинства реакций в 2-4 раза при изменении температуры на каждые 10 градусов (правило Вант - Гоффа). Число, показывающее во сколько раз увеличивается скорость данной реакции при повышении температуры на 10 градусов, называется температурным коэффициентом реакции (γ)

, (4)

где kТ и kТ+10 – константы скорости при температурах Т и Т+10 соответственно.

Более точно зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

, (5)

где k – константа скорости реакции;

T – температура, К;

R – универсальная газовая постоянная;

Е – энергия активации.

Энергия активации – минимальная энергия над средней энергией молекул, которой должны обладать молекулы реагирующих веществ для, того чтобы между ними произошло химическое взаимодействие.

Уравнение Аррениуса может быть записано как для прямой, так и для обратной реакции с энергиями активации Е1 и Е2 соответственно:

и . (6)

Вычтем из первого уравнения второе:

, (7)

где .

Из уравнения изохоры химической реакции следует, что , поэтому окончательно:

Е1 - Е2 = -QV. (8)

Таким образом, разность энергий активации прямой и обратной реакций численно равна ее тепловому эффекту.

Уравнение Аррениуса можно представить в интегральной форме записи:

(9)

после интегрирования:

, (10)

если Е f (Т).

Полученное уравнение в координатах выражается прямой, тангенс угла наклона которой к оси абсцисс есть величина .

Если , что справедливо для , , поэтому:

, (11)

и окончательно в экспоненциональной форме:

, (12)

где - частотный фактор.

Физический смысл энергии активации: энергия необходима для акта химического взаимодействия. Величина энергии активации рассчитывается на основании экспериментальных данных по уравнению Аррениуса в интегральной форме:

Графически, используя прямолинейную зависимость уравнения Аррениуса:

,

где φ – угол наклона прямой линии, (рисунок 1), соответствующий уравнению.

Рисунок 1 – Линейная зависимость уравнения Аррениуса.

 








Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.