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:

2Н₂О₂  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.

2. 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.