Работа № 1 (кинетика) Определение порядка реакции по времени полупревращения

Цель работы

Определить порядок реакции по времени полупревращения, рассчитать константы скорости при различных температурах и энергию активации.

Вопросы коллоквиума

7. Понятие скорости химической реакции. Средняя и истинная скорость реакции, константа скорости. Зависимость скорости химической реакции от концентрации раствора.

8. Классификация химических реакций по молекулярности и порядку.

9. Дифференциальные и интегральные кинетические уравнения формально простых гомогенных реакций.

10. Кинетические уравнения параллельных, последовательных, обратимых реакций.

11. Кинетические константы. Способы определения.

12. Способы определения порядка реакций.

13. Зависимость скорости реакций от температуры. Температурный коэффициент Вант-Гоффа.

14. Уравнение Аррениуса. Энергия активации: понятие и методы определения.

15. Основные принципы катализа.

Приборы и реактивы

5. Термостат

6. Водные растворы (NH₄)₂S₂O₈, Na₂S₂O₃ и KI с концентрацией 0,15М.

7. Крахмал.

8. Дистиллированная вода.

9. Бюретки на 50 см³.

10. Пробирки.

Методика выполнения работы и ее обоснование

Выражение для скорости гомогенной химической реакции имеет вид

, (1.1)

где с_i – молярная концентрация реагента,

ν_i – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции

с учетом правила знаков,

t – время.

Для односторонних реакций вида ν₁А + ν₂В → продукты справедливо равенство

, (1.2)

характеризующее зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. В этом уравнении k – константа скорости реакции; m и р – коэффициенты, называемые порядками реакции по веществам А и В соответственно. Суммарный показатель степени n = m + р называется общим порядком реакции. При n =1 имеем дело с реакцией первого порядка, при n =2 – второго и так далее.

Для реакции i – го порядка с учетом (1.1) и (1.2) можно записать

или , (1.3)

где .

Интегрирование в переделах и , дает (кроме n =1)

. (1.4)

Откуда

. (1.5)

Для случая, когда n =1

, (1.6)

. (1.7)

Обозначим через время половинного превращения, т.е. тот интервал времени, за который текущая концентрация становится равной половине начальной (кроме n =1): . Тогда

. (1.8)

Для случая, когда n =1

. (1.9)

Проведя определение половинного времени реакции и в двух опытах при T = const, но различных начальных концентрациях и , можно рассчитать порядок реакции:

. (1.10)

Зависимость константы скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса

, (1.11)

где Е – энергия активации,

– постоянный коэффициент, или предэкспоненциальный множитель.

Указанная зависимость объясняется тем, что для осуществления элементарного акта взаимодействия при соударении молекул последние должны обладать некоторой избыточной энергией по сравнению со средней энергией реагирующих молекул. Эта энергия расходуется на частичный или полный разрыв "старых" связей, так как любая химическая реакция сводится к разрушению одних и возникновению других связей. Поскольку число частиц с избытком энергии увеличивается с ростом температуры по закону Больцмана, то и скорость реакции возрастает при увеличении температуры по экспоненциальному закону.

После логарифмирования отношения двух форм уравнения (1.11) при и получим

. (1.12)

Зная константы скорости и при и , можно рассчитать энергию активации

. (1.13)

Порядок выполнения работы

В данной работе необходимо определить порядок реакции взаимодействия персульфата аммония с йодистым калием

(NH₄)₂S₂O₈ + 2KI = (NH₄)₂SO₄ + I₂ + K₂SO₄.

Выполняют три серии опытов, в каждой из которых проводят реакцию с двумя различными начальными концентрациями по заданию преподавателя (см. схему составления растворов).

1. Первую серию опытов проводят при комнатной температуре. В сухую пробирку наливают раствор (NH₄)₂S₂O₈, затем добавляют несколько капель крахмала. В присутствии свободного йода крахмал приобретает синее окрашивание. Затем в пробирку вливают раствор тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃), который должен связать по реакции

2Na₂S₂O₃ + I₂ = Na₂S₄O₆ + 2NaI

ровно половину выделяющегося свободного йода. Поэтому, когда количество выделившегося йода превысит количество тиосульфата, раствор начинает изменять цвет. Последним вводят раствор иодида калия KI и засекают время. Промежуток времени от момента ввода KI в реакционную смесь до момента изменения цвета раствора и есть половинное время реакции:

.

2. Вторую серию опытов проводят аналогично первой, но в термостате с повышенной температурой. Для этого в две пробирки заливают заданные количества реагентов (кроме КI) и в две пробирки – раствор иодида калия. Пробирки выдерживают в термостате в течение 10 минут. Затем их содержимое сливают попарно, записывают время начала реакции и две пробирки с растворами вновь помещают в термостат, фиксируют момент изменения цвета раствора.

3. Третью серию опытов проводят с теми же концентрациями растворов при комнатной температуре, но в присутствии катализатора. Количество катализатора берут по заданию преподавателя. Катализатор прибавляют перед раствором KI. Половинное время реакции находят так же, как и в двух предыдущих сериях опытов.

4. Опытные данные заносят в таблицу. Для каждой серии опытов рассчитывают порядок реакции по уравнению (1.10).

5. Зная порядок реакции и половинное время реакции, рассчитывают константы скорости реакции для двух температур (1.8). По величинам констант скорости реакции при различных температурах по уравнению (1.13) определяют величину энергии активации. Описывают влияние катализатора.

Рекомендуемый вид таблицы

Серия опытов	Начальная концентра-ция	Время начала реакции, мин.	Время посинения, мин.	Половинное время ,		k	n
				мин.	с
1.(Т1 = )	с0,1 =
	с0,2 =
2.(Т2 = )	с0,1 =
	с0,2 =
3.с катали-затором	с0,1 =
	с0,2 =

Схема составления растворов (*)

Исходная концентрация с0, моль/л	Объемы растворов, см3
	(NH4)2S2O8	Na2S2O3	H2O	KI
0,0225	3,0	3,0	8,0	6,0
0,0300	4,0	4,0	4,0	8,0
0,0375	5,0	5,0	–	10,0

(*) Внимание: в каждую пробирку с реакционной смесью обязательно добавляют 2 капли крахмала.