- •Общая и физическая химия Часть 2 Химическая кинетика
- •Введение
- •Кинетика гомогенных реакций
- •1. Константа скорости химической реакции
- •Его интегрирование приводит к соотношению
- •Работа № 1. Определение константы скорости реакции окисления йодида персульфатом
- •1.1. Общие сведения
- •1.2. Экспериментальная часть
- •Работа № 2. Определение константы скорости реакции по начальному участку кинетической кривой
- •2.1. Общие сведения
- •2.1. Экспериментальная часть.
- •2. Порядок химической реакции
- •Работа № 3. Определие порядка реакции методом оствальда
- •3.1. Общие сведения
- •3.2. Экспериментальная часть
- •Работа № 4.Определение порядка реакции методом вант-гоффа
- •4.1. Общие сведения
- •4.2. Экспериментальная часть
- •Работа № 5. Определение суммарного порядка реакции
- •5.1. Общие сведения
- •5.2. Экспериментальная часть
- •3. Энергия активации и катализ
- •Работа № 6. Определение энергии активации гомогенной реакции
- •6.1. Общие сведения
- •6.2. Экспериментальная часть
- •Работа № 7. Влияние катализатора на константу скорости реакции
- •7.1. Общие сведения
- •7.2. Экспериментальная часть
- •Работа № 8. Влияние катализатора на энергию активации гомогенной реакции
- •8.1. Общие сведения
- •8.2. Экспериментальная часть
- •Методика
- •Кинетика гетерогенных процессов
- •В итоге
- •Работа № 9. Определение константы скорости гетерогенной реакции взаимодействия мрамора с соляной кислотой
- •9.1. Общие сведения
- •9. 2. Экспериментальная часть
- •Список рекомендуемой литературы
- •Содержание
- •Общая и физическая химия
- •Часть 2 Химическая кинетика Лабораторный практикум
Министерство общего и профессионального образования РФ
Санкт-Петербургский государственный технический университет
Демидов А. И., Фирсова Е.Г.
Общая и физическая химия Часть 2 Химическая кинетика
Методические указания к лабораторным работам
Санкт - Петербург
Издательство СПбГТУ
1999
УДК 543
Демидов А. И., Фирсова Е.Г. Общая и физическая химия. Часть 2. Химическая кинетика. Методические указания к лабораторным работам. СПб. : Изд-во СПбГТУ, 1999. 0000 с.
Пособие по лабораторным работам по курсам “Общая и физическая химия” для бакалавров по направлению техническая физика.
Рассмотрены лабораторные работы по химической термодинамики.
Предназначено для студентов первого курса факультета медицинской физики и биоинженерии бакалаврской подготовки по вышеуказанному направлению.
Библиогр.: .....назв.
Печатается по решению редакционно-издательского совета Санкт-Петербургского государственного технического университета.
Санкт-Петербургский государственный
технический университет 1999
Введение
Вторая часть методических указаний к лабораторным работам по общей и физической химии включает описание работ по химической кинетике.
Под кинетикой химических реакций понимают учение о скоростях химических реакций и механизме их протекания. В зависимости от того, в каких системах протекают реакции, различают кинетику гомогенных и гетерогенных реакций. Гомогенными называют реакции, протекающие в однородной среде (в смеси газов или в растворах), при этом реакция. происходит во всем реакционном объеме. Гетерогенными называют реакции между веществами, находящимися в разных фазах, при этом реакция протекает на границе раздела фаз.
Кинетика гомогенных реакций
1. Константа скорости химической реакции
Под средней скоростью химической реакции понимают отношение изменения концентрации вещества, участвующего в реакции, к промежутку времени, за который произошло это изменение vcp = C/. Средняя скорость определяется для конечного интервала времени и в этом интервале остается постоянной. Более точной характеристикой протекания реакции во времени служит мгновенная скорость реакции, определяемая для данного момента времени, v = dC/d.
Поскольку скорость реакции есть величина положительная, а концентрация участников реакции может как убывать, так и увеличиваться, то в общем случае v = dC/d, причем знак плюс используется в том случае, если о скорости реакции судят по изменению концентрации продукта, и знак минус- если о скорости судят по изменению концентрации исходного вещества.
Таким образом, для реакции:
A A + B B = D D,
где i стехиометрический коэффициент, скорость реакции может быть выражена любой из следующих производных:
v1 = dCA /d ; v2 = dCB /d ; v3 = dCD /d .
Численные значения этих производных в общем случае могут быть различными, однако, зная одну из производных, всегда можно вычислить другие с помощью стехиометрии реакции
- dCA /d = - (A /B)( dCB /d) = (A /D )( dCD /d).
Если объем, в котором протекает реакция, постоянный, то удобнее следить за изменением количества прореагировавшего вещества х.
Пусть начальное количество реагента равно а. Поскольку C = (а - х)/V, т. е, dC = dх/V, то между двумя способами вычисления скорости реакции существует простая связь:
- dC /d = (1 /V)(dx /d)
Главными факторами, влияющими на скорость химической реакции, являются температура и концентрации реагирующих веществ. По закону действующих масс скорость реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ, поэтому в общем виде связь скорости с концентрациями можно представить в следующей форме:
В этом уравнении, называемом кинетическим уравнением реакции, коэффициент пропорциональности k, носит название константы скорости, а показатели степени nA и nB - порядки реакции по веществам А и В. Константа скорости реакции зависит только от температуры процесса. Сумма показателей степеней при концентрациях в кинетическом уравнении реакции называется суммарным порядком реакции n = nA + nB .
Для односторонней реакции первого порядка
А В + D
- dCA /d = kCA
Если в начальный момент времени = 0 концентрация реагирующего вещества равна Со, а к моменту времени изменится до С, то
- =
Таким образом, интегральное кинетическое уравнение реакции первого порядка имеет вид
ln = k
Удобнее изучать кинетику реакции, оперируя не концентрациями, а количествами реагирующих веществ. Если начальное количество реагирующего вещества равно а, к моменту времени в реакцию вступает его количество, равное х, то интегральное кинетическое уравнение можно привести к виду
ln = k
Отсюда следует, что время, за которое в реакцию вступает половина начального количества вещества (период полураспада), 0,5 = ln2.
Особенностью односторонней реакции первого порядка является то, что период полураспада не зависит от начального количества вещества.
У односторонней реакций второго порядка
A + B D + E
скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ:
dCA /d = kCA CB
Переходя к количеству вещества и обозначая через a исходное количество вещества А, через b - исходное количество вещества В и через x - количество вещества, прореагировавшее к моменту времени , будем иметь
CA = ; CB = ; dCA = ,
где V - объем реакционной смеси. После подстановки этих выражений в исходное кинетическое уравнение получаем
dx / d =( k/V)(a - x)(b - x)
Если объем реакционной смеси постоянен, то k/V = k и
dx / d = k(a - x)(b - x)
Наибольший практический интерес представляет случай, когда реагирующие вещества берутся в одинаковых количествах (a = b). В этом случае дифференциальное кинетическое уравнение реакции второго порядка принимает следующий окончательный вид:
dx/d = k(a - x)2.