Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
МегаЛекции

Определение константы скорости реакции окисления иодистоводородной кислоты перекисью водорода




Реакция окисления иодистоводородной кислоты перекисью водорода выражается уравнением:

2HJ + H2O2 = 2H2O + J2

Прореагировавший пероксид водорода определяется эквивалентным количеством иода путем титрования последнего раствором тиосульфата натрия. Иодистоводородную кислоту получают действием серной кислоты на KJ. Реакция серной кислоты с иодидом калия протекает практически мгновенно:

2KJ + H2SO4 = K2SO4 + 2HJ

В данном случае измеряется лишь скорость:

2HJ + H2O2 = 2Н2O + J2

Скорость реакции между H2O2 и HJ в условиях опыта зависит от концентрации перекиси водорода. Для вычисления константы скорости реакции (эта реакция псевдомолекулярная) можно применять уравнение мономолекулярной реакции первого порядка, т.к. лимитирующая стадия

2,303 а

К=------ lg ------

r а – х

где а- исходная концентрация;

а-х – текущая концентрация

В колбу на 200мл цилиндром налить 100мл 0,4%-ного KJ и 5мл 1М раствора H2SO4. Заполнить бюретку раствором серной кислоты и поместить ее над колбой со смесью растворов серной кислоты и иодида калия, помещенную в водяную баню, нагретую до температуры 40-500С.

Когда содержимое колбы и перекись водорода примут температуру воды (через 10-15 минут), в колбу добавляют из бюретки 1мл раствора тиосульфата натрия, 5 капель крахмала (индикатор на иод) и 10мл 0,05М H2O2, эквивалентный 1мл 0,05М раствору тиосульфата натрия. Тщательно перемешивают содержимое колбы и по секундомеру отмечают время первого появления синего окрашивания. Быстро прибавляют из бюретки еще 1мл 0,05М раствора тиосульфата натрия, перемешивают (вследствие чего синее окрашивание исчезает), вновь отмечают время появления синего окрашивания и т.д., повторив эти операции 4-5 раз. Затем в колбу прибавляют несколько капель концентрированного раствора молибдена аммония (катализатор) и выделившийся иод титруют 0,05М раствором тиосульфата до исчезновения синей окраски. Таким образом, какому общему объему А 0,05М раствора тиосульфата натрия (считая с самого начала работы) эквивалентны взятые для работы 10мл раствора?

Промежутки времени отсчитывают от момента первого окрашивания, взятого за начало опыта. Таким образом, в начальный момент времени содержится (А-1) мл 0,05М раствора H2O2, и следовательно, а=А-1. К моменту второго проявления окрашивания прореагирует еще 1мл. 0,05М раствора H2O2, т.е. х=1; к моменту третьего окрашивания х =2 и т.д.

Для вычисления константы скорости реакции представим уравнение (1) в виде:

К=2,303/r [lg(А-1)- lg(А-1-х)]

Подставив в это уравнение значения А и Х в миллиметрах-минутах. Вычисляют константу скорости К отдельно для каждого случая.

При тщательной работе разница в найденных для каждого промежутка времени значения константы не должна превышать нескольких десятичных долей. Это указывает на то, что константа скорости не зависит от концентрации пероксида водорода. Берут среднее арифметическое значение константы скорости. Результаты представляют в виде таблицы:

 

Время по часам Время от начала опыта       К
             

ЛИТЕРАТУРА

Евстратова К.И. Физическая и коллоидная химия. М., ВШ. 1990, с.260-302.

2. Киреев В.А. Краткий курс физической химии. М., Химия, 1978, 456-485

3. Патсаев А.К., Шитыбаев С.А., Нарманов М.М. Руководство к лабораторно-практическим занятиям по физколлоидной химии 1-часть. Шымкент, 2002г., с.23-27

4. Тесты по теме занятия.

7. Контроль:

1. Для реакции С2Н4 + 3О2 → 2СО2 + 2Н2О выражение закона действующих масс имеет вид:

А) υ=К[С2Н4] · [СО2];

В) υ=К[С2Н4] · [СО2]3;

С) υ=К[СО2]2 ·2О]2;

D) υ=К[С2Н4] ·2]3;

2. Увеличение концентрации N2 в 2 раза в реакции N2 + О2 → NО2 увеличить скорость реакции в:

А) 2 раза;

В) 4 раза;

С) 8 раз;

Д) не изменит скорость реакции.

3. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Изменение температуры от 400С до 700С:

A) увеличит скорость в 2 раза;

B) увеличит скорость в 4 раза;

C) увеличит скорость в 2-4 раза

Д) не изменится скорость реакции.

4. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2. Увеличение температуры реакции на 100С:

A) увеличит скорость в 2 раза;

B) увеличит скорость в 4 раза;

C) увеличит скорость в 2-4 раза

Д) увеличит скорость в 8 раз.

5. γ=2 Изменение температуры на 400С:

A) уменьшит скорость реакции в 2-4 раза;

B) увеличит скорость реакции в 2-4 раза;

C) увеличит скорость в 8 раз;

Д) увеличит скорость в 16 раз.

6. Для некоторой реакции γ=2. При изменении температур на 200С:

А) υ21=10; В) υ21=2-4;

С) υ21=9; Д) υ21=18.

7. Скорости некоторой реакции при охлаждении с 600С до 300С уменьшилось в 8 раз. Температурный коэффициент этой реакции равен:

A) 2; B) 2,4; C) 3. Д) 3,5.

8. Скорости некоторой реакции при нагревании на 200С возросла в 8 раз. Температурный коэффициент этой реакции равен:

A)2; B) 2,5; C) 4; Д) 3;

9. Период полупревращения для реакции 1 порядка равен 15,86мин. Время необходимое для разложения 99% исходного вещества равно:

A) 46сек; B) 52,3сек; C) 63,4сек; Д) 100мин;

10.Если температурный коэффициент скорости реакции равен 3, то для увеличения скорости реакции в 81 раз, температуру необходимо:

A) повысить на 300С; B) понизить на 300С;

С) повысить на 250С; Д) повысить на 400С.

Е) повысить на 400С;

 

Занятие №9

1.Тема:«Константа скорости реакции, порядок и молекулярность реакции»

2. Цель: Научиться на примере реакции окисления иодистого водорода перекисью водорода экспериментально определять константу скорости реакции. Закрепить навык Титриметрического определения концентрации.

Задачи обучения

Кинетика химических реакций – это учение о скорости и механизме химических реакций. На величину скорости химической реакции влияют многие факторы: концентрация реагирующих веществ, их природа, температура, катализатор, давление.

 

4. Основные вопросы темы

1. Зависимость скорости реакции от температуры.

2. Уравнение Аррениуса в экспоненциальной, дифференциальной и интегральной форме.

3. Связь между тепловым эффектом реакции и энергией активации.

4. Примеры гетерогенных и гомогенных реакций, представляющих интерес для фармации.

5. Каталитические реакции. Энергия активации каталитических реакций.

6. Кислотно-основной катализ.

5. Методы обучения и преподавания: семинар, работа в малых группах, тестирование по теме занятия.

6. Литература:

1. Патсаев Ә.Қ., Шитыбаев С.А., Төребекова Г.А. «Физикалық және коллоидттық химия». Шымкент -2010.

2. Евстратова К.И. Физическая и коллоидная химия. М, ВШ. 1990, с.260-302.

3. Киреев В.А. Краткий курс физической химии. М., Химия, 1978, 456-485

4. Патсаев А.К., Шитыбаев С.А., Нарманов М.М. Руководство к лабораторно-практическим занятиям по физколлоидной химии 1-часть. Шымкент, 2002г., с.23-27

5. Тесты по теме.

7.Контроль:

1. Приведите примеры гомогенных и гетерогенных химических реакций.

2. Сформулируйте закон действующих масс.

3. Что называется константой скорости реакции, и от каких факторов она зависит?

4. Что такое молекулярность реакции и почему молекулярность химической реакции не всегда совпадает с порядком реакции?

5. Написать уравнение для вычисления константы скорости реакции первого и второго порядка.

6. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

7. Почему с повышением температуры, как правило, скорость химической реакции увеличивается?

8. Что называется энергией активации химической реакции?

9. Зачем в последнем опыте добавляется катализатор?

10. Зависит ли от промежутка времени константа скорости реакции?

 

Занятие №10

Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...