ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ
ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ
 |
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
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(-dCA/dt) =1/b(-dCB/dt) =1/l· dCL/dt =1/m·dCM/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 = kCAnA CBnB,
где k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции; nА, nВ – порядок реакции по компонентам А и В соответственно. Общий порядок реакции n = nA + nB. 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 -dCH2/dt = -dCI2/dt = k·CH2 ·C 2, где nH2 = nI2 = 1, n = 1+1=2.
Константу скорости реакции называют удельной скоростью, оначисленно 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 CA = CB =... = 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) - t½ – 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.