Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
2_Лабораторные для Б8115.doc
Скачиваний:
4
Добавлен:
01.05.2025
Размер:
1.21 Mб
Скачать

Лабораторная работа № 9 каталитическое разложение перекиси водорода на платиновом катализаторе в присутствии различных сред

Краткая теория

Химическая кинетика - учение о скоростях химических реакций. Скорость протекания химических реакций имеет громадное практическое значение, поэтому определение ее является важной задачей экспериментатора. Факты показывают, что скорость химической реакции зависит от многих причин, в частности, от концентрации веществ, температуры, катализатора, а также часто зависит от присутствия веществ, которые с первого взгляда не имеют никакого отношения к реакции.

К математическому выражению скорости реакции можно подойти следующим путем.

Пусть концентрация вещества А в какой-либо реакции в момент времени t0 равна C0, с ходом реакции эта концентрация уменьшается, и пусть к моменту времени t1 она равна C1. За промежуток времени t1-t0 произошло изменение концентрации C0-C1- (падение), тогда отношение является средней скоростью реакции за данный промежуток времени. Если промежуток времени мал, то изменение концентрации также мало и равно С, и соответственно средняя скорость равна:

Перейдя к пределу, в общем случае, получим: , где знак (+) – относится к изменению концентрации продуктов реакции, а знак (–) – к изменению концентрации исходных веществ. Это есть математическое выражение для истинной скорости реакции в данный момент времени: другими словами, истинная скорость реакции выражается производной от концентрации реагирующего вещества по времени.

Основной постулат химической кинетики гласит:

истинная скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению степенных функций от концентраций реагирующих веществ, т.е., например, для реакции:

а A + в B + ...  n N + m M + ...

; (1 )

где К - коэффициент пропорциональности,  и  - степени, даваемые стехиометрическими коэффициентами а и в.

Реакции различаются молекулярностью и порядком.

Молекулярность реакции определяется количеством молекул, участвующих в элементарном акте химической реакции. Например, мономолекулярными реакциями называются те, в которых один только вид молекул претерпевает превращение.

Порядок реакции определяется суммой показателей степеней при концентрациях в уравнении основного постулата химической кинетики для данной реакции (n =  + , где  и  - частные порядки реакции по веществу А и В соответственно).

Примером реакции первого порядка является реакция разложения перекиси водорода.

Если концентрация H2O2 в момент времени t равна C, то скорость разложения согласно постулату кинетики будет:

(2 )

Пусть в объеме V в момент времени t0 = 0 находится а молей перекиси водорода, тогда начальная концентрация С0 = , и пусть за время t разложилось x молей перекиси водорода, значит к моменту времени t остается (а-x) молей перекиси. Тогда , откуда: , а после некоторых преобразований получим , и, подставив в формулу (2) найдем , разделяя переменные и проинтегрировав, получим:

; откуда ,

так как в момент времени t = 0 x= 0 то const = - ln a, откуда имеем

.

Учитывая тот факт, что константу скорости необходимо находить в любые промежутки времени, последнее уравнение можно переписать

.

Переходя к десятичным логарифмам получим:

(3)

где: а - объем, который мог занять кислород при полном разложении

перекиси водорода, взятой для опыта;

t - время в минутах;

x1- объем кислорода, выделившегося за время t1;

x2 - объем кислорода, выделившегося за время t2.

Величину а рассчитывают исходя из концентрации перекиси водорода по уравнению реакции:

2О2  2Н2О + О2(4)

Если концентрация Н2О2 (например) равна 13,2 моль/л, это значит, что в 1000 мл раствора содержится 13,2 моль Н2О2. Так как мы использовали 0,3; 0,4 или 0,5 мл Н2О2, то необходимо рассчитать, сколько это составляет в молях.

Так как, из 2 моль Н2О2 по уравнению (4) выделяется 1 моль О2 (22,4103 мл) [при н.у.], то необходимо рассчитать, сколько мл (V0, при н.у.) О2 выделится из использованного для реакции количества Н2О2 (0,3 или 0,5 мл). Затем, объем кислорода необходимо привести к реальным условиям: ,

где полученное значение V и будет соответствовать величине а.

Целью настоящей работы является проверка того факта, что реакция разложения перекиси водорода следует выше описанному закону.

Перекись водорода в чистом виде – это бесцветная жидкость, почти в 1,15 раза плотнее, чем вода. Она является сильным окислителем.

Кислород, который она выделяет, превращает сернистую кислоту в серную, фосфористую в фосфорную. Органические кислоты - щавелевая, молочная сгорают от перекиси. Но самый сильный окислитель оказывается очень сильным восстановителем.

Кислород, выделяющийся при разложении перекиси, находится в атомном состоянии. Устойчивая форма кислорода - молекулярная (из двух атомов). Поэтому каждый атом кислорода, образовавшийся при разложении перекиси, стремится найти себе пару, второй кислородный атом. Именно поэтому перекись и взаимодействует с окисью серебра, отбирая у нее кислород и восстанавливая металлическое серебро. Перекись водорода разлагается от действия многих веществ: серебра, золота, платины, окиси железа. По-разному она разлагается и в различных средах: интенсивно в щелочных, менее интенсивно - в кислых средах.

Реакция идет по схеме:

1. Pt + H2O2 = Pt* O+H2O

2. Pt* O+H2O2=Pt+H2O+O2,

где Pt*O- возбужденный оксид

Первая стадия заключается в образовании возбужденного оксида активной формы этой реакции. Если на этот возбужденный оксид вскоре попадает молекула перекиси, то реакция протекает по второй стадии, определяющей скорость реакции, но в активном возбужденном состоянии оксид платины находится непродолжительное время.

Если на него вскоре после образования не попадет молекула Н2О2 , то связь между кислородом и платиной упрочняется, что по существу может привести к своеобразному отравлению таких активных центров. Таким образом, в первое время на платине реакция разложения перекиси водорода в серной кислоте протекает с большой скоростью на чистой поверхности, благодаря образованию и распаду некоторых возбужденных оксидов. Но по мере протекания реакции накапливается количество малоактивных прочных оксидов платины и ее активность падает. Значительно активнее идет реакция в щелочной среде. Объяснить данное явление можно наличием большой концентрации гидроксильных ионов, которые, как известно, увеличивают скорость разложения перекиси водорода. Слабее реакция идет в H2SO4 и совсем слабо в HСl. Выполнение работы

Во избежание побочных факторов, влияющих на скорость разложения перекиси, в частности, явление диффузии, работу выполняют при интенсивном перемешивании на магнитной мешалке. Реакционный сосуд имеет следующий вид (рис.1):

Рис.1

1. Коническая колба

2. Платиновая сетка

3. Мешалка

4. Аппарат для перемешивания

5. Газоотводная трубка

6. Трехходовой кран

7. Две бюретки, соединенные

резиновой трубкой

Перед началом работы реакционный сосуд с помещенной в него платиновой сеткой, мешалкой и 25 мл рабочего раствора соединяют в соответствии с рисунком и проверяют на герметичность. Для этого приводят давление внутри системы к атмосферному, уровняв на произвольной высоте жидкость в бюретках, поворачивают кран (6) так, чтобы пространство над жидкостью в колбе (1) сообщалось с бюреткой (7) и одну из бюреток то поднимают, то опускают. Если обеспечена достаточная герметичность, уровень жидкости в другой бюретке не должен смещаться.

Проверив систему на герметичность, при кране, сообщающемся с атмосферой, внести в реакционных сосуд от 0,3 до 0,5 мл перекиси водорода (по заданию преподавателя), включить мешалку одновременно с секундомером. Через минуту перекрыть кран, впуская кислород в бюретку и проводить замеры выделившегося кислорода при разложении перекиси водорода через каждую минуту.

Для измерения истинного объема выделившегося кислорода вторую бюретку опускать относительно первой. Опыты проводить в строгой последовательности в рабочих растворах:

1. 15 мин. в 1н H2SO4.

2. 15 мин. в 1н KOH

3. 12 мин. в 1н HСl

Результаты во время опытов записывать в таблицу:

Время, мин.

Объем кислорода, мл

в H2SO4

в KOH

в HCl

1

2

-

--

15

Перед каждой сменой рабочего раствора реакционный сосуд вместе с платиновой сеткой тщательно промыть дистиллированной водой (сливать растворы в кристаллизатор).

Вычисления.

  1. Константа скорости рассчитывается по формуле (3) для каждого опыта с интервалом в 5 мин.

Находят 5 значений константы для каждой среды и вычисляют среднее значение К.

  1. Рассчитать период полураспада перекиси водорода в каждой среде для реакций первого порядка:

, где ln2 = 0,692

По окончании работ промыть колбу водой и оставить Pt и мешалку в воде.

Отчет должен содержать:

  1. Краткую теорию работы.

  2. Методику выполнения работы.

  3. Данные опытов.

  4. Расчет констант скорости реакции в различных средах.

  5. График зависимости для всех сред.

  6. Расчет периода полураспада.

  7. Выводы.

Вопросы к работе

1. Скорость химической реакции, скорость реакции по данному веществу, связь между ними. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

2. Константа скорости реакции, ее физический смысл и размерность. Вывод выражений для констант скорости необратимых реакций нулевого, первого, второго и n-ного порядков.

3. Молекулярность и порядок реакции. Псевдопорядок. Экспериментальные методы определения порядка реакции.

4. Выражением какой зависимости является кинетическая кривая? Представьте графически эту зависимость для исходного вещества, если реакция имеет нулевой, первый, второй порядок.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]