Тема №12 кинетика химических реакций различных порядков

ПЛАН ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ

1. Вывод уравнения кинетики реакции 0 порядка. Константа скорости и свойства реакций 0 порядка.

2. Вывод уравнения кинетики реакции 1 порядка. Константа скорости и свойства реакций 1 порядка.

3. Вывод уравнения кинетики реакции 2 порядка. Константа скорости и свойства реакций 2 порядка.

4. Реакции III порядка.

5. Реакции дробных порядков.

6. Обобщенное уравнение кинетики.

7. Сложные реакции.

8. Способы нахождения порядка химической реакции.

9. Решение задач.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ:

1. Приведите размерность для константы скорости реакции I порядка.

2. Приведите способ графического определения константы скорости химической реакции.

3. Приведите уравнение для расчета константы скорости химической реакции I порядка по результатам поляриметрических измерений при изучении реакции инверсии тростникового сахара.

4. Приведите уравнение для расчета константы скорости химической реакции I порядка по величинам концентрации реагирующих веществ.

5. Назовите основные свойства реакций I и II порядков.

6. Дайте определение понятия “период полупревращения”.

7. Приведите уравнение для расчета периода полупревращения для реакций I и II порядков.

8. Для реакции разложения пероксида водорода в водном растворе определили период полупревращения при различных исходных концентрациях. Были получены следующие данные:

С0	0,5 моль/дм3	1,2 моль/дм3	3,4 моль/дм3
τ	15,86 мин	15,87 мин	15,85 мин

Каков порядок реакции разложения пероксида водорода?

9. Время, за которое половина тросникового сахара, находящегося в 20% растворе, превратилась в глюкозу и фруктозу, оказалось равным 136 минут. За какое время подвергнется гидролизу на 50% сахар, находящийся в 10% растворе?

10. В сосуде имеется 0,025 г радона. Период полураспада его равен 3,82 дня. Какое количество радона останется через 7,64 дня.

11. Назовите четыре способа определения порядка реакции.

ЛИТЕРАТУРА:

1. А.П. Беляева и др. Физическая и коллоидная химия. М.: ГЭОТАР-Медиа, 2008, с. 361-373 .

2. Евстратова К. И. , Купина Н. А. , Малахова Е. Е. "Физическая и коллоидная химия". М. стр.260-269.

3. Стромберг А. Г. , Семченко Д. П. "Физическая химия". М. стр. 300-314.

4. Голиков Г.А. «Руководство по физической химии». М. 1988. стр.258-265.

5. Лекционный материал.

Лабораторная работа

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ СКОРОСТИ РЕАКЦИИ ОКИСЛЕНИЯ ИОДИСТОВОДОРОДНОЙ КИСЛОТЫ ПЕРЕКИСЬЮ ВОДОРОДА.

Реакция протекает по уравнению Н₂О₂ + HJ  2H₂O + J₂.

Количество прореагировавшей Н₂О₂ oпределяют по эквивалентному количеству выделившегося иода, который титруют раствором тиосульфата натрия непосредственно в реакционной смеси. Иодистоводородную кислоту получают при взаимодейтсвии серной кислоты с иодидом натрия или калия.

2NaJ + H₂SO₄ Na₂SO₄ + 2HJ (а);

H₂O₂ + 2HJ 2H₂O + J₂ (б);

J₂ + 2Na₂S₂O₄ 2NaJ + Na₂S₄O₆ (в).

Реакции (а) и (в) протекают практически мгновенно так, что скорость всего процесса определяется скоростью реакции (б). Иодид натрия, прореагировавший в реакции (а) регенерируется в ре- акции (в); таким образом, концентрация NаJ и HJ остаются постоянными. Следовательно, скорость реакции между H₂O₂ и HJ зависит только от концентрации H₂O₂. Для вычисления константы скорости этой псевдомолекулярной реакции можно применить уравнение первого порядка. Упрощенно измерение скорости реакции можно проводить по определению времени t, необходимого для появления окраски свободного иода с крахмалом после добавления к раствору определенного количества тиосульфата натрия.

ЗАДАНИЯ:

1. Определить изменение концентрации свободного иода во времени при двух температурах.

2. Рассчитать константу скорости по кинетическому уравнению и графически.

ВЫПОЛНЕНИЕ РАБОТЫ:

В колбу емкостью 200 мл влить 100 мл 0, 4 % раствора NaJ и 5 мл 2 N H₂SO₄. На горло колбы надеть утяжелитель, например, кольцо из толстой свинцовой проволоки. Поставить колбу в термостат при 25⁰С. Туда же поместить пробирку с 15 мл 0, 05н Н₂О₂. Над колбой установить бюретку с 0, 05н Na₂S₂O₃. Через 10-15 мин, когда растворы примут постоянную температуру, в колбу влить из бюретки 1 мл раствора Na₂S₂O₃, 5 капель 0, 5%-ного раствора крахмала (индикатор на иод) и 15 мл 0, 05н Н₂О₂ из пробирки. Тщательно перемешать содержимое колбы. По секундомеру отметить и записать момент первого появления голубого окрашивая (t₀). Быстро добавить еще 1 мл раствора Na₂S₂O₃, перемешать до исчезновения окрашивания и вновь отметить момент появления окрашивания (t₁). Эти операции повторить 6-8 раз при включенном секундомере. Промежутки времени t₁, t₂ и т. д. отсчитывать с момента первого появления окрашивания t₀.

При 25⁰С реакция протекает медленно. Чтобы довести ее до конца в короткий срок, в смесь вводят катализатор - 5 капель 1н раствора молибдата аммония. Выделяется большое количество иода, которое оттитровывают тиосульфатом из той же бюретки до обесцвечивания раствора. Объем тиосульфата натрия, израсходованный на титрование, эквивалентен взятым для реакции 15 мл Н₂О₂.

В момент времени t₀ в растворе содержится (А-1) мл раствора Н₂О₂, так как к этому времени уже прореагирует ее количество, эквивалентное 1 мл раствора Na₂S₂O₃. Tаким образом начальная концентрация раствора Н₂О₂: а = А - 1.

К моменту второго появления окрашивания (t₁) прореагирует еще 1 мл Na₂S₂O₃, следовательно, количество прореагировавшего Н₂О₂: х = 1. К моменту третьего появления окрашивания: х = 2 и т. д. Тогда уравнение реакции первого порядка примет вид:

Данные занести в таблицу по форме:

t0	№	Время от начала опыта		Добавлено Na2S3O3, мл	lg (A-1) - lg (A-1-x)	k1
		мин	с

Вычислить константу k₁ для реакций I-го порядка по уравнению для каждого промежутка времени с точностью до 0, 001. Построить график в координатах lg[(a-1)-x]-t и рассчитать k₁. Записать вывод.