Лабораторная работа:

«Исследование кинетики гомогенной химической реакции».

Цель работы: определение скорости реакции и порядка реакции окисления иодид иона персульфатом 2К I ^- + К₂S₂O₈ = I₂ + 2К₂SO₄

2 I ^- + S₂O₈^2- = I₂ + 2SO₄^2-

и установление кинетического уравнения реакции.

1.Теоретическая часть

Скоростью реакции называется количество вещества, изменяющееся в единице реакционного объёма (для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции) в единицу времени.

Различают среднюю и мгновенную скорости реакции. Средняя скорость реакции равна

υ_ср = (с₂ – с₁)/(τ₂ – τ₁) = - Δс/Δτ (1)

где с₂ и с₁ - концентрации исходного вещества в момент времени τ₂ и τ₁. Знак минус означает, что концентрация исходного вещества уменьшается. Если определять скорость реакции по увеличению концентрации образующихся продуктов реакции, то перед дробью будет стоять знак плюс, поэтому в общем случае:

υ_ср = ± (с₂ – с₁)/(τ₂ – τ₁) = ± Δс/Δτ (2)

Скорость реакции в данный момент времени или мгновенная (истинная) скорость реакции равна: υ = ± dc/dτ (3)

Скорость реакции в системе СИ имеет единицу измерения мольм^3с^1, однако также используются и другие единицы измерения мольл^1с^1, мольсм^3с^1, мольсм^3мин^1.

Скорость реакции зависит от концентрации реагирующих веществ. Эта зависимость выражается законом действующих масс или основным кинетическим уравнением: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях некоторых чисел, определяемых экспериментальным путем.

Например, скорость необратимой реакции bB + dD → lL + mM равна:

(4),

где k – константа скорости реакции; n_B и n_D – коэффициенты, называемые порядками реакции по веществам В и D, которые могут быть любыми небольшими числами (целыми или дробными, или, в особых условиях, равными нулю). Для элементарных реакций (реакций идущих в одну стадию) порядки реакции по веществам совпадают со стехиометрическими коэффициентами.

Константа скорости реакции k не зависит от концентрации реагентов, но зависит от их природы и температуры. Из уравнения (4) следует, что при с_D = c_B = 1 моль/л, константа скорости реакции численно равна скорости реакции  = k. Из этого же уравнения видно, что размерность константы скорости реакции зависит от порядка реакции, поскольку размерность скорости реакции для всех гомогенных реакций одинакова.

Сумма порядков реакции по реагентам называется общим порядком реакции n: n= n_i,

где n_i - порядок реакции по i-реагенту.

Теоретически предсказать порядок реакции трудно, его определяют экспериментально. Порядок реакции зависит от ее сложности.

Например, реакция образования иодида водорода H₂ + I₂ (г) = 2HI (г)

протекает в одну стадию, следовательно,  = kc_H2c_I2 т.е. n_Н2 = 1 и n_I2 = 1 и n = 1+1=2 .

Однако в большинстве случаев реакции многостадийны. Наиболее часто встречаются реакции первого, второго, иногда – третьего порядков. Реакции более высокого порядка, чем третий, неизвестны.

Итак, порядок простой (одностадийной) реакции равен сумме стехиометрических коэффициентов, а сложной (многостадийной) реакции ниже этой суммы.

Скорость реакции первого порядка характеризуется кинетическим уравнением

 = kc = - dc/dτ

Решение данного уравнения для начального условия с_τ=0 = с₀ приводит к выражению:

c = с₀ е^-kτ или k =(1/ τ)∙ ln(c₀/c) (5)

Константа скорости реакции пер­вого порядка имеет единицу измерения обратного времени: с^1.

Подставляя уравнение (5) в (4), найдем, что скорость реакции равна:

υ = k с₀ е^-kτ (6)

Как видно, концентрация реагентов и скорость реакции первого порядка уменьшаются во времени по экспоненциальному закону.

Уравнение (5) можно записать в виде:

ln(c₀/c) = kτ или lnc = lnc₀-kτ (7)

Из графика изменения концентрации реагента во времени (рис.2а) легко определить константу скорости реакции:

tg = k = lnc/τ.

В качестве критерия скорости реакции нередко используется период полупревращения τ_1/2, равный времени, в течение которого концентрация реагента уменьшается вдвое по сравнению с начальной концентрацией, т.е. с_0,5 = с₀/2. Подставляя с = с_0,5 = с₀/2 и τ = τ_0,5 в уравнение (5) и, преобразуя его, получаем: τ_1/2 = ln2/k = 0,693/k (8)

Как видно, период полупревращения реагента для реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации.

Скорость реакции второго порядка для двух реагентов В и D подчиняется кинетическому уравнению:   =kc_Bc_D (9)

Если c_B = c_D или если реагируют одинаковые частицы, то  = kc² (10)

Используя уравнение (3) и разделяя переменные, получаем

dc/c² = - kdτ

Р ешая уравнение для начального условия с_{τ = 0} = с₀, получим:

(11)

или (12)

Единица измерения k моль^1лс^1.

Кинетическую кривую удобно представить в координатах 1/сτ (рис.2б).

Величина, обратная концентрации, растет во времени линейно.

Константу скорости реакции можно определить графически по экспериментальной кривой (рис.2, б):

Период полупревращения для реакций второго порядка уменьшается с ростом концентрации реагента:

τ_1/2 = 1/ с₀∙k (13)

Таким образом, характер изменения концентрации реагента во времени, время полупревращения и единица измерения константы скорости зависят от порядка реакции.

Уравнение кинетической кривой позволяет решать целый ряд задач: определение концентрации в любой момент времени, расчет времени, необходимого для достижения заданной концентрации, вычисление кон­станты скорости по экспериментальным данным и некоторые другие.

2. Экспериментальная часть.

2.1. Оборудование.

Компьютер, датчик оптической плотности при 525 нм; датчик объема жидкого реагента с шприцем на 10 мл, кювета, магнитная мешалка, 2 мерные колбы на 100 мл, мерная пипетка на 10 мл, шприцы на 3 и 10 (12) мл.

2.2.Реактивы.

Растворы: 1M KI; 0,1 M K₂S₂O₈ ; «запасной раствор» - а) 0,01 M I₂ в 0,1 M KI; б) 0,01 M I₂ в 0,2 M KI.

2.3. Ход работы.

Введение. Окрашенные вещества поглощают видимый свет. Поглощение света веществом зависит от его природы, концентрации С, длины световой волны и длины оптического пути (расстояния, которое свет прошел через вещество) l. Эта зависимость описывается законом Бугера-Ламберта-Бера:

D = lg(I/I₀) = ε^.C^.l ,

I₀ – интенсивность светового излучения на входе в раствор, I - интенсивность светового излучения на выходе из раствора, ε – коэффициент экстинкции (молярный коэффициент светопоглощения), зависящий от природы вещества и длины волны света. Величина D = lg(I/I₀) называется оптической плотностью раствора. Из закона Бугера-Ламберта-Бера следует, что оптическая плотность прямо пропорциональна концентрации поглощающего вещества в растворе, то есть зависимость оптической плотности от концентрации представляет собой прямую. На этом основан фотометрический метод определения концентрации вещества. Чтобы определить неизвестную концентрацию, нужно построить для этого вещества калибровочный график, то есть зависимость оптической плотности от его концентрации. Тогда , измерив оптическую плотность раствора неизвестной концентрации, по калибровочному графику находят концентрацию, которая соответствует данной оптической плотности.