Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

7 семестр / Методичка - Химическая кинетика

.pdf
Скачиваний:
24
Добавлен:
02.01.2023
Размер:
3.78 Mб
Скачать

4.Чтобы довести реакцию практически до конца и определить значение L∞, температуру в термостате необходимо поднять до 90°С и выдержать раствор в течение 1-го часа. Затем охладить раствор до первоначальной температуры и записать значение электропроводности L∞ (окно «Управление» – канал 6 «Проводимость», например 3.197мСм).

5.Для построения графика в координатах ln(L-Lt) от t необходимо

передать «Все точки на результирующий график» путем нажатия кнопки

в нижней части окна «Графики».

90

В нижнем поле окна «Результат» вводят значение для функции Y=ln(L-y), подставив найденное значение L∞ (например: ln(3.197-y)).

Нажимают клавишу «Расчет». Для добавления линии тренда и проведения расчетов нажимают пиктограмму «МНК»

6. Из уранения прямой находят константу скорости, по тангенсу угла наклона прямой к оси t (коэффициент b).

91

7. Вычисляют константу скорости реакции для каждого момента времени по формуле в программе Excel (переведя значения из

экспоненциального формата в числовой формат)

1

 

(L

- L )

k =

ln

0

(L

- L )

t

 

 

 

t

Определяют среднее значение константы скорости и сравнивают его

свеличиной k, полученной графическим путем.

8.По двум константам скорости, при двух температурах, по уравнению Аррениуса рассчитывают величину энергии активации для данной реакции. Вторую константу скорости берут у экспериментаторов, которые провели аналогичный опыт при другой температуре.

E

 

 

RT T

 

k

 

 

 

 

1

2

ln

 

2

 

 

a

 

2

 

1

 

 

1

 

 

 

 

 

 

k

 

 

 

 

T

T

 

 

 

Eа – энергия активации;

k2 – константа скорости при температуре Т2; k1 – константа скорости при температуре Т1;

R– универсальная газовая постоянная, Дж/(моль∙К).

9.Делают вывод по работе.

Контрольные вопросы:

1.Электролиты. Растворы электролитов.

2.Константа и степень диссоциации

3.Электропроводность. Удельная, эквивалентная, предельная.

92

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6. ИЗУЧЕНИЕ КИНЕТИКИ ГОМОГЕННОЙ РЕАКЦИИ В РАСТВОРЕ

Цель работы: определить константу скорости и порядок реакции, на примере обратимой гомогенной окислительно-восстановительной реакции.

Теоретические сведения

Химические реакции делятся на гомогенные и гетерогенные. Гомогенной химической реакцией называется реакция, протекающая в пределах одной фазы. Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной.

Выражение для константы равновесия:

 

 

 

 

 

 

С

D

 

 

 

 

k

 

 

с

d

 

K

 

 

пр

 

A

B

 

 

k

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

p

 

 

 

 

a

b

, где

 

 

 

 

об

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

kпр, kоб - константы скоростей прямой и обратной реакций,

[А], [В], [С], [D] - равновесные концентрации реагирующих веществ.

Константа скорости, как и константа равновесия, не зависит от концентрации, но зависит от всех остальных факторов, влияющих на скорость. Размерность константы скорости определяется тем кинетическим уравнением, по которому производится ее расчет.

Определение порядка реакции и нахождение константы скорости в данной работе проводиться на примере обратимой окислительно-

восстановительной реакции:

2FеСl3 + 2КI ↔ 2FеСl2 + I2 + 2КСl

93

Экспериментальная часть

Объекты и средства исследования

1.Растворы хлорида железа (III) и иодида калия с концентрациями

0,03 М.

2.Фотометр «Эксперт-003».

3.Термостат.

4.Колбы с пробками.

Выполнение работы

1.Подготовить к работе фотометр «Эксперт-003»: установить

сменный светофильтр с длиной волны λ= 470 нм, налить в кювету дистиллированную воду и обнулить.

2.В одну колбу налить по 25 мл растворов хлорида железа (III) и

йодида калия и оставить при комнатной температуре.

3.В одну колбу налить 25 мл раствора хлорида железа (III), а в

другую 25 мл раствора йодида калия, поставить обе колбы в термостат, нагретый до 400С на 20 минут. Время сливания растворов считается

началом реакции.

4.Через 2 минуты после начала реакции из каждой колбы отобрать по 3 мл раствора, поместить его в кювету фотометра и определить оптическую плотность раствора.

94

5.Для реакции, протекающей при комнатной температуре, вторую пробу отбирают через 2 минуты после первой, третью через 8 минут и т.д. (интервал измерений 4 минуты). Для реакции, протекающей при нагревании, вторую пробу отбирают через 2 минуты после первой, третью через 4 минуты и т.д. (интервал измерений 2 минуты).

6.Экспериментальные и расчетные данные занести в таблицу для измерений при двух разных температурах.

Температура – 293 К (200С)

Номер

Время отбора

Оптическая

Концентрация

пробы

проб, мин

плотность

I2, С(I2), моль/л

 

 

 

 

1

2

 

 

 

 

 

 

2

4

 

 

 

 

 

 

3

8

 

 

 

 

 

 

4…

12

 

 

 

 

 

 

 

Температура

– 313 К (400С)

 

 

 

 

 

1

2

 

 

 

 

 

 

2

4

 

 

 

 

 

 

3

6

 

 

 

 

 

 

4….

8

 

 

 

 

 

 

7.С помощью калибровочного графика зависимости оптической плотности от нормальной концентрации йода (приложение 8) провести расчет молярной концентрации йода для всех опытов (С(I2)).

8.Построить график зависимости концентрации (С(I2)) от времени реакции (τ) и обработать полиномиальной функцией 3-ей степени.

95

9.Рассчитать первую производную полученной функции (y`). Для

расчета скорости реакции подставить в уравнение первой производной время.

10.Заполнить таблицу.

Время отбора

Скорость реакции, r,

-ln r

Концентрация

-lnC

пробы, мин

моль/л мин

 

I2, С(I2), моль/л

 

 

 

 

 

 

2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4 …

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

11. Определить константу скорости (антилогарифм свободного члена уравнения) и порядок (тангенс угла наклона) реакции для текущей температуры построением графика в координатах –ln r от –lnC.

ln r = ln k + n lnC

12. Аналогичные расчеты следует провести для данных, полученных при нагревании реакционной смеси.

96

13. Используя данные двух опытов рассчитать температурный коэффициент γ и энергию активации Eа.

k

2

 

 

 

k1

Т

2

-Т

 

1

 

10

где:

k2 – константа скорости при температуре Т2; k1 – константа скорости при температуре Т1;

γ – температурный коэффицент.

E

 

 

RT T

 

k

 

 

 

 

1

2

ln

 

2

 

 

a

 

2

 

1

 

 

1

 

 

 

 

 

 

k

 

 

 

 

T

T

 

 

 

где:

Eа – энергия активации;

k2 – константа скорости при температуре Т2; k1 – константа скорости при температуре Т1;

R – универсальная газовая постоянная, Дж/(моль∙К).

14. Сделать вывод по работе.

Контрольные вопросы:

1.Дать понятие гомогенного и гетерогенного процесса.

2.Метод Вант-Гоффа для определения порядка реакции и

константы скорости.

97

ВНЕДРЕНИЕ НАУЧНЫХ РАЗРАБОТОК В ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ. ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПОВЫШЕННОЙ

СЛОЖНОСТИ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 7. ИЗУЧЕНИЕ ФЕРМЕНТАТИВНОЙ КИНЕТИКИ ОКИСЛЕНИЯ ГЛЮКОЗЫ

Цель работы: определить кинетические параметры ферментативной реакции окисления глюкозы.

Теоретические сведения

Кинетика ферментативных реакций – наука о скоростях ферментативных реакций, их зависимости от различных факторов.

Катализаторы биологических процессов, протекающих в живых организмах, представляют собой белковые молекулы, которые называют ферментами, или энзимами.

Кинетическое описание и кинетическая обработка простых двухстадийных ферментативных реакций (анализ начальных

скоростей)

Простейшая схема ферментативного катализа включает обратимое образование промежуточного комплекса фермента (E) с реагирующим веществом (субстратом, S) и превращение этого комплекса в продукт реакции (P):

k 1

 

E S ES E P

 

k2

 

k. 1

(7.1)

98

 

в которой Е — фермент; S —субстрат;

ES — фермент-субстратный комплекс;

Ферментативная реакция протекает в два этапа. На первом этапе фермент и субстрат образуют фермент-субстратный комплекс ES. Этот этап является быстрым и обратимым, он не сопровождается какими-либо

химическими изменениями субстрата. Константы скорости реакции образования фермент-субстратного комплекса и обратного его распада равны соответственно k+1и k-1. В образовании фермент-субстратного

комплекса (комплекс Михаэлиса) принимают участие нековалентные взаимодействия.

Каталитический процесс осуществляется на втором этапе реакции с константой первого порядка k+2 (kкат, число оборотов фермента). Комплекс

Михаэлиса распадается с образованием конечного продукта реакции Р и регенерацией исходного фермента. Распад фермент-субстратного комплекса может происходить по-разному: в данной кинетической схеме

он распадается в одну стадию, но в других случаях этих стадий может быть несколько.

K

 

 

[E][S

]

s

[ES]

 

 

 

 

 

 

 

 

K

 

 

k

1

 

s

 

 

 

 

k

 

 

 

 

 

 

 

1

(7.2)

Ks— константа диссоциации фермент-субстратного комплекса или

субстратная константа

k2 – константа скорости первого порядка распада фермент- субстратного комплекса ES с образованием продуктов реакции Р и

регенерацией фермента.

В том случае, когда концентрация субстрата намного превышает концентрацию фермента ([So] >> [Е]0), что является обычным условием

99