Методические указания Под редакцией проф. А. М. Большакова (стр. 1 из 5)

ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ

ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ

2009

Издательский центр

МГУИЭ

Федеральное агентство по образованию

Федеральное агентство по образованию

Московский государственный университет

инженерной экологии

Факультет экологии и природопользования

Кафедра «Общая и физическая химия»

ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ

ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Методические указания

Под редакцией проф. А.М.Большакова

Составители:

А.И.Мишустин,

к.ф. бЕЛОУСОВА

Москва

МГУИЭ

2009

Учебное издание

Составители:

Мишустин Александр Иванович,

Белоусова Кира Филипповна

Лабораторные работы

по физической химии

под редакцией проф. А.М.Большакова

Редактор В.И. Лузева

Формат бум. 60 x 84 1/16.

Объем усл. п. л. . Уч.-изд. л. . Тираж экз. Зак.

МГУИЭ, издательский центр,

105066 Москва, Старая Басманная ул., 21/4

УДК 541.1

ББК

М

Рецензенты: кафедра

канд. хим. наук

Допущено редакционно-издательским советом МГУИЭ

Мишустин А.И., Белоусова К.Ф.

М Лабораторные работы по физической химии: Методические указания /Сост.: А.И. Мишустин, К.Ф. Белоусова. Под ред. А.М. Большакова. Федер. агентство по образованию, Моск. гос. ун-т инж. экологии, ф-т экологии и природопользования, каф. «Общая и физическая химия». — М.: МГУИЭ, 2009. — с.

Методические указания предназначены студентам, обучающимся
по всем специальностям МГУЭИ, при изучении дисциплины
«Физическая химия».

УДК 541.1

ББК

© А.И. Мишустин, , К.Ф. Белоусова,

составление 2009

© МГУИЭ, 2009

Лабораторная работа 1.

Кинетика каталитической реакции

разложения перекиси водорода

Цель работы

1. Нахождение кинетического уравнения для каталитической реакции разложения перекиси водорода с определением численных значений порядка реакции и константы скорости реакции при температуре опыта.
2. Определение зависимости константы скорости исследуемой реакции от температуры с нахождением констант в уравнении Аррениуса – предэкспоненциального множителя и энергии активации.

Теоретическое введение

Химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций.

Скорость химической реакции(w) в гомогенной системе, имеющей постоянный объем, измеряется изменением концентрации вещества (C), прореагировавшего в единицу времени (t)

w = ± dC/dt.

d – знак дифференциала, то есть бесконечно малого изменения величины.

Скорость всегда положительная величина, поэтому в приведенной формуле выбирают соответствующий знак: плюс, если скорость выражают через концентрацию конечного продукта реакции и минус, если скорость выражают через концентрацию начального продукта, так как со временем начальные продукты расходуются, а конечные накапливаются.

Скорость химической реакции можно выразить изменением молярной концентрации любого из участников реакции в единицу времени, (например, в секунду). Единицы измерения скорости реакции в этом случае – моль/(л·с).

Будем рассматривать реакции, которые идут практически до конца, - односторонние реакции.

Пусть количества реагирующих веществ связаны между собой уравнением реакции:

aA + bB ® lL + mM,

где a, b, l, m – стехиометрические коэффициенты.

Соотношения между скоростью реакции по разным компонентам можно выразить следующим образом:

±dC/dt = 1/a(-dC_A/dt) =1/b(-dC_B/dt) =1/l· dC_L/dt =1/m·dC_M/dt,

Скорость реакции тем больше, чем больше концентрации веществ, вступающих в реакцию, так как при большем числе реагирующих частиц в единице объема и при большом числе столкновений между ними в единицу времени увеличивается вероятность их химических превращений. Однако между скоростью и концентрацией нет прямой зависимости, поэтому уравнение химической реакции отражает материальный баланс процесса и, в общем случае, не отражает истинного механизма реакции.

Основной постулат химической кинетики – кинетический закон действующих масс (ЗДМ): - при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, каждая из которых возведена в степень, называемую порядком реакции по данному веществу. Для приведенной выше реакции ЗДМ имеет вид:

w = ± dC/dt = kC_A^nA C_B^nB,

где k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции; n_А, n_В – порядок реакции по компонентам А и В соответственно. Общий порядок реакции n = n_A + n_B. Порядок – безразмерная величина, которая, как правило, может принимать как целые (0,1,2,3), так и дробные значения.

В общем случае порядок по компоненту не совпадает с соответствующим стехиометрическим коэффициентом в уравнении реакции. Совпадение возможно только для простых (одностадийных) процессов, например для реакции : H₂ + I₂ = 2HI -dC_H2/dt = -dC_I2/dt = k·C_H2 ·C ₂, где n_H2 = n_I2 = 1, n = 1+1=2.

Константу скорости реакции называют удельной скоростью, она численно совпадает со скоростью реакции в момент времени, когда концентрации всех реагирующих веществ равны единице. Единицы измерения константы скорости реакции – [(л/моль)^{n - 1}(с)^-1].

Выведем кинетическое уравнение для реакции n-порядка, представленной следующим уравнением

A + B +··® L

Допустим, что C_A = C_B = ... = C, исходные концентрации этих веществ также одинаковы и каждая из них равна C₀.

Тогда w = -dC/dt = kCⁿ

Поле интегрирования и нахождения константы интегрирования (при t = 0, C = C₀) получаем кинетическое уравнение для реакции n-порядка

kt = [1/(n – 1)] ·{[1/C^{(n – 1)}] – [1/C₀^{(n – 1)}]}

Важной кинетической характеристикой реакции является время полупревращения( период полураспада) - t_½ – время, за которое начальная концентрация исходного вещества уменьшается в два раза, C = 1/2C₀.

Для определения порядка реакции используют следующие методы

1. Метод подстановки.

2. Графический метод.

3. Универсальный метод.

4. Метод, основанный на определении определенной доли превращения исходного вещества.

5. Метод избытков Оствальда,

Большинство методов требует построения графической зависимости изменения концентрации реагирующего вещества от времени.

В данной лабораторной работе студентам предлагается использовать метод определения порядка реакции по времени превращения определенной доли исходного вещества. Подробно этот метод рассмотрен в описании расчетной части работы.

Зависимость скорости реакции от температуры

При повышении температуры скорость реакции растет. Фактически увеличивается константа скорости реакции.

Ориентировочно зависимость константы скорости реакции от температуры оценивают правилом Вант-Гоффа, согласно которому повышение температуры (T) на каждые 10⁰ приводит к увеличению константы скорости реакции (k) в 2 – 4 раза:

g = k_{T + 10}/k_T,

где g - температурный коэффициент Вант-Гоффа.

Это правило справедливо в узком температурном интервале и при невысоких температурах.

Более точно зависимость константы скорости от температуры передает уравнение Аррениуса: k = k₀exp(-E/RT) или k = k₀e^(-E/RT) - экспоненциальная форма уравнения, lnk = A - B/T -логарифмическая форма уравнения, где А = lnk₀, B = E/R.

A, B – эмпирические константы, характерные для данной реакции.

Е – энергия активации, единицы измерения – [Дж/моль].

k₀ – предэскпоненциальный множитель. R – универсальная газовая постоянная ([Дж/(моль·К)], Т– абсолютная температура, [K]. Физический смысл k₀ – константа скорости реакции при бесконечно высокой температуре.

Чтобы понять причину температурной зависимости скорости химической реакции нужно вспомнить, что для осуществления химического превращения обязательным условием является столкновение реагирующих частиц. Однако не любое столкновение приводит к химическому превращению.

Если бы при каждом соударении происходила реакция, то скорость её была бы на 10 – 20 порядков выше, чем в действительности. Следовательно, не все соударения приводят к реакции, а только такие, при которых между реагирующими частицами преодолеваются силы отталкивания, рвутся старые химические связи и возникают новые. (Дополнительным условием является благоприятная геометрическая ориентация реагирующих частиц друг относительно друг друга, ее учитывает так называемый стерический фактор). Такие соударения называются активными. Говорят, что в этом случае сталкивающиеся молекулы преодолевают энергетический барьер, величину которого называют энергией активации. Молекулы, способные преодолеть этот барьер, называют активными. Они обладают энергией, равной или большей, чем энергия активации процесса. Энергия активации является свойством процесса.