WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!


Pages:     | 1 | 2 || 4 | 5 |   ...   | 9 |

1. Действительно ли изучаемый процесс относится к кинетически необратимым реакциям I-ого порядка 2. Влияет ли исходная концентрация ионов H3О+ в растворе на величину константы скорости 3. К какому типу каталитических реакций относится изученный процесс 4. Имеется ли в рассмотренном случае численное совпадение величин молекулярности и порядкареакции 5. Можно ли методом ацидометрического титрования изучать кинетику омыления этилацетата в разбавленных (менее 0,1 М) растворах соляной кислоты Почему ЛИТЕРАТУРА 1. Физическая химия / К.С. Краснов.К. Воробьев, И.Н. Годнев и, Н др.; Под редК.С. Краснова: В 2-x кн. – М., 2000. – С. 228 – 255.

.

Задание 2. ИССЛЕДОВАНИЕ КИНЕТИКИ ОМЫЛЕНИЯ УКСУСНО-ЭТИЛОВОГО ЭФИРА В ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЕ Поскольку в этом задании исходные концентрации эфира c0 и эф щелочи выбраны различными, то для расчета kII следует использовать cщ формулу c0 с0 - сэф(t) щ эф ) ( 1 2,kII = lg. (1.32) t (c0 - с0 ) c0 с0 - сщ (t) эф щ эф щ ) ( Здесь c0 - сщ(t) и c0 - сэф (t) - концентрации эф ( щ ) ( ) непрореагировавших к данному моменту времени щелочи и эфира, а и cщ c0 - исходные концентрации реагентоввреакционной смеси, т.е. с учетом эф эффекта разбавления. Так как накопление ацетат-ионов в растворе соответствует убыли ОН - ионов в соответствии со стехиометрией реакции (1.29), то сщ(t) = cэф(t) = cX. Текущую концентрацию щелочи в реакционной смеси находят титрованием сильной кислотой с концентрацией ск (моль/л), поэтому VК cX = c0 - сК, (1.33) щ Vпроб.

где Vпроб. – объем пробы (мл ), а VК – объем кислоты, пошедший на титрованиещелочи в пробе.

ПОСТАНОВКА ЗАДАЧИ Определение скорости омыления уксусно-этилового эфира в водном растворе гидроксида натрия, установление порядка реакции и расчет ее константы скорости.

МЕТОДИКА ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ Устанавливают термостат на 250С (или другую температуру по указанию преподавателя). Берут две вымытые и высушенные колбы и наливают в одну 25 мл 0,1M раствора NaOH, в другую - 25 мл 1M раствора уксусно-этилового эфира. Обе колбы закрывают и помещают в термостат на 10-15 минут. Если выбранная температура выше 300С, то колбу с эфиром соединяют с обратным холодильником и в дальнейшем работу ведут с обратным холодильником.

Предварительно уточняют концентрацию исходного раствора щелочи ( ) методом титрования 0,02M HCl в присутствии cщ фенолфталеина.

Затем раствор щелочи быстро вливают в раствор эфира, отмечая время вливания, которое принимают за момент начала реакции. В течение всего опытаколба продолжает оставаться втермостате.

Для проведения титрования каждый раз берут пипеткой 2 мл реакционной смеси, приливают в колбу с 20 мл охлажденной льдом дистиллированной воды и титруют 0,02M раствором HCl в присутствии фенолфталеина Время титрования составляет 5, 10, 15, 40 и 60 минут от.

моментаначала реакции. Последнее титрованиеделают в конце занятия.

ОБОРУДОВАНИЕ, РЕАКТИВЫ, МАТЕРИАЛЫ Растворы этилацетата(1,0 M); гидроксида натрия (0,1 M) и соляной кислоты (0,02 M), дистиллированная вода, фенолфталеин. Оборудование- см. Задание 1.

ОБРАБОТКА РЕЗУЛЬТАТОВ Константу скорости реакции омыления этилацетата в щелочной средерассчитывают по формуле (1.32), так как исходные объемы щелочи и эфира выбраны равными, то c0 = c0 / 2 c0 = c0 / 2. С учетом и щ щ эф эф используемых значений ск и Vпроб. значение сХ в любой промежуточный момент времени находят по формуле: сХ = с0 - V, в которой щ 2 требования размерности уже учтены.

Данные эксперимента и расчетовсводят в таблицу:

Время t, прошедшее Объем кислоты от начала реакции cx, V, пошедшей kII, c0 cдо момента щ эф -1 -1 натитрование, мин ·моль ·дм титрования, моль/л моль/л моль/л мл мин Рассчитывают среднее значение kII, оценивают степень разброса данных. Среднеарифметическое значение, полученное аналитически, kср II сравнивают с величиной k, найденной графически. Из (1.32) следует, что c0 с0 - сX щ эф ) ( для данной реакции зависимость: lg от t представляет собой c0 с0 - сХ щ эф () прямую линию. Следует убедиться в этом, построив соответствующий график. По его наклону можно определить величину kII/2,3·( - с0 ), c0 щ эф откудавычислить kII. Расчет проводится методом наименьших квадратовс помощью ЭВМ. Полученное из графика значение kII сравнивают с величиной.

kср II Формулируя выводы к работе, необходимо ответить на следующие вопросы:

1. Действительно ли изучаемый процесс подчиняется кинетическим закономерностям реакций второго порядка 2. Зависит ли механизм реакции (в частности, омыления эфира) от природы катализатора (Н3О+ или ОН-) 3. К какому типу каталитических реакций относится изученный процесс 4. Имеется ли в рассмотренном случае численное совпадение величин молекулярности и порядкареакции 5. В данном задании c0 >. Изменится ли значение kII при cэф щ обратном соотношении исходных концентраций ЛИТЕРАТУРА 1. Физическая химия / К.С. Краснов.К. Воробьев, И.Н. Годнев и, Н др.; Под редК.С. Краснова: В 2-x кн. – М., 2000. – С. 228 – 255.

.

Работа КИНЕТИКА КАТАЛИТИЧЕСКОГО РАСПАДА ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА РАБОТЫ Пероксид водорода способен самопроизвольно распадаться:

2H2O2 2H2O + O2. (1.33) Поверхность твердых тел (платина соли, оксиды металлов), оказывает на распад каталитическое действие. Особенно активна в этом отношении платиновая чернь, т.е. электролитически осажденная платинас сильно развитой поверхностью.

Считается, что гетерогенная реакция (1.33) идет в двестадии:

H2O2 O2 + 2H (меденно), (1.33а) H2O2 + 2Н 2H2О (быстро). (1.33б ) Суммарная скорость процесса определяется медленной стадией (1.33а), и поэтому реакция является кинетически необратимой реакцией первого порядка.

ПОСТАНОВКА ЗАДАЧИ Целью работы является экспериментальное определение порядка реакции, ее константы скорости и периода полураспада пероксида водорода на платиновой черни при комнатной температуре. Методика определения основана на изучении изменения концентрации H2O2 во времени газометрическим методом (по объему выделившегося кислорода).

Работа состоит из четырех этапов:

1. Проверка газометра на герметичность.

2. Приготовление рабочего раствора H2O2.

3. Определениеисходной концентрации H2O2.

4. Наблюдениеза распадом H2O2.

МЕТОДИКА ВЫПОЛНЕНИЯ РАБОТЫ Этап 1. Проверка газометра на герметичность Схема прибора для изучения распада пероксида водорода показана нарис.1.5.

Рис.1.5. Схема прибора для изучения распада пероксида водорода:

а - положение крана3, когда реактор 1 и бюретка соединены с атмосферой;

б - положение крана 3, когда реактор 1 соединен с бюреткой 4.

Высушенный реакционный сосуд 1 соединяют согласно рисунку с остальной частью прибора, кран 3 ставят в положение (а), соединяя реакционный сосуд 1 и бюретку 4 с атмосферой. При таком положении крана поднимают уравнительную склянку 5 до техпор, пока бюретка не заполнится водой (уровень воды должен быть на уровне крана Затем, ).

поставив кран в положение (б), опускают склянку 5 на 30-40 см и закрепляют ее в штативе. Если обеспечена герметичность прибора, установившейся уровень воды в бюретке не должен снижаться в течение нескольких минут.

Этап 2. Приготовление рабочего раствора H2OВнимание! Соблюдайте осторожность при работе с концентрированным H2O2, не допускайте попадания на кожу и одежду.

В коническую колбу на 50 мл отмеряют мерным цилиндром или пипеткой 5-7 мл концентрированного пероксида водородаи приливают мл дистиллированной воды.

Этап 3. Определение исходной концентрации рабочего раствора H2OКонцентрацию приготовленного раствора находят титрованием раствором KMnO4 (0,1М). В процессе титрования пероксид быстро окисляется перманганатом:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O, окислениепроисходит вкислой среде (H2SO4).

Перед титрованием готовят приблизительно 0,5 М раствор H2SO4, для чего берут 100 мл дистиллированной воды и прибавляют 3-4 мл концентрированной серной кислоты. Можно использовать 0,5 М раствор H2SO4, имеющийся влаборатории.

Внимание! Соблюдайте осторожность при работе с концентрированной серной кислотой.

Затем вотдельную колбу на50 мл наливают 20 мл приготовленного раствора H2SO4 и добавляют пипеткой 2 мл (точно!) рабочего раствора H2O2. Пероксид титруют перманганатом до появления розового окрашивания, не исчезающего в течение 1-2 минут. Следует обратить внимание, что на реакцию влияют образующиеся ионы Mn2+ (автокатализ), поэтому при титровании часто наблюдается появление стабильного розового окрашивания сразу же после добавления в титруемый раствор первых капель KMnO4. Это окрашивание является следствием заторможенности катализируемого процесса а не достижением точки, эквивалентности. Для ускорения окисления в титруемую смесь рекомендуется добавить 1-2 капли концентрированного раствора MnSO4.

На титрование 2 мл рабочего раствора должно расходоваться не менее 1315 мл перманганата в противном случае следует приготовить иной, более, концентрированный раствор H2O2.

Титрование повторяют 3 раза и по среднему результату вычисляют концентрацию H2O2 (М) в рабочем растворе. Из стехиометрических коэффициентовреакции взаимодействия KMnO4 и H2O2 следует:

c0 = 5 2 0,1KMnO(VVH2O2);

H2Oздесь VKMnO4 VH2O2 - объем (мл ) раствора KMnO4, пошедшего на и титрование (средний результат) и объем раствора пероксида, взятого для титрования (2 мл ). Установленная таким образом концентрация cH2Oявляется исходной, отвечающей моменту распада t = 0.

Этап 4. Наблюдение за распадом H2OКран 3 прибора ставят в положение (а), уравнительную склянку закрепляют так, чтобы уровень воды в бюретке находился на нулевом делении, после чего возвращают кран в положение (б). Отмеряют 5 мл (точно!) рабочего раствора пероксида водорода и наливают его в реакционный сосуд 1. Погружают в раствор платинированную платину 2 и быстро закрывают сосуд крышкой. В момент погружения платины включают секундомер и отмечают через 15, 30, 45 и т.д. секунд объем выделившегося кислорода (по делениям бюретки 4). Для исключения влияния гидростатического давления отсчет объема следует производить только при совпадении уровней воды в бюретке 4 и склянке 5, что достигается перемещением склянки по вертикали.

В первые минуты разложение происходит интенсивно, со временем же скорость процессападает и интервал отсчетаможно увеличить до 30-с, а затем и 60-100 с. Опыт ведут до техпор, пока объем кислорода в газовой бюреткесоставит неменее 60-80 мл.

ОБОРУДОВАНИЕ, РЕАКТИВЫ, МАТЕРИАЛЫ Прибор для изучения распада H2O2; платиновая пластинкаили сетка (~1 см2), покрытая платиновой чернью; пероксид водорода (конц.); серная кислота (конц.); раствор KMnO4 (0,1 М); раствор MnSO4 (конц.); диоксид марганца; раствор K2Cr2O7 (конц.); дистиллированная вода бюретка для ;

титрования; две коническиеколбы на мл ; колба на100-150 мл ; мерная колба; секундомер.

ОБРАБОТКА РЕЗУЛЬТАТОВ Если распад действительно является реакцией первого порядка, то изменение концентрации H2O2 во времени происходит в соответствии с формулой (1.11):

cH2 O2 (t) = c0 e-kI t, (1.34) H2Oгде cH2O2 (t) - концентрация пероксида к моменту времени t. В принципе, для расчета kI достаточно знать c0 и cH2O2 (t) в произвольный момент H2Ot > 0. Однако вкинетикетакой подход редко используется. Гораздо более надежным является графический расчет kI. Действительно, логарифмируя (1.34), получим lg cH2O2 (t) = lg c0 - 0,43 kI t, (1.35) H2O Отсюда становится ясным, что если изучаемая реакция действительно первого порядка, то в координатах lgcH O2 - t должна получаться линейная зависимость (рис. 1.6), причем наклон прямой определяет константускорости: dln dlncH2O2 /dt = -0,43kI.

Найдем способ вычисления текущих концентраций cH2O2 (t). По уравнению реакции распада (1.33) легко сделать вывод, что nH2O2 (t) = n0 - 2nO2 (t), где n0 -исходное число моль H2O2 в H2O2 H2Oреакторе; nH2O2 (t) и 2nO2 (t)- число моль H2O2 и O2, образующегося к моменту t. Поделив левую и правую части этого равенства на объем пероксидав реакторе (VH2O2 = 5 мл ), перейдем к концентрациям:

cH2O2 (t) = c0 - 2 nO2 (t)/VH 2O2. (1.36) H2OРис. 1.6. Зависимость (1.33) для распада H2O2 по первому порядку:

tg = - 0,43 k.

t,c Величина 2nO (t) может быть вычислена по парциальному давлению кислорода в бюретке ( PO2 = Pатм - PH2O ) и его объему VO2 (t). С учетом уравнения Менделеева-Клапейронасоотношение (1.36) примет вид:

Pатм - PH2O VO2 (t) cH2O2 (t) = c0 - 2, (1.37) H2ORT VH2Oгде PH2O - давлениеводяного пара в бюретке при температуре опыта.

Поскольку атмосферное давление Pатм обычно мало отличается от 1 атм, коэффициент A = 2(Pатм - PH2O )/ RT удобно вычислить заранее, с учетом справочных данных для давления насыщенного водяного пара при разных температурахВеличины A приведены втаблице, с учетом которых.

уравнение (1.37) приобретает весьма простой вид:

lg C H O (M ) cH2O2 (t) = c0 - A VO2 (t) VH2O2. (1.38) H2OТаблица Значениепараметра A при различных температурах Температура, 0С 5 10 15 20 25 А, моль/л 0,0869 0,0851 0,0832 0,0813 0,0793 0,Вычислив по (1.38) текущие концентрации H2O2, составляют следующую таблицу:

VO2 (t) cH2O2 (t), моль/л lgcH2O2 (t) t, c...

На основе данных этой таблицы строят график зависимости lg от t. Из наклона кривой находят kI и рассчитывают период cH2O2 (t) полураспада t1/2 по известному в кинетикесоотношению (1.12).

Примечание: можно повторить опыт с другим катализатором - MnO2 (в реактор добавляют немного порошка) или K2Cr2O7 (добавляют несколько капель концентрированного раствора).

Формулируя выводы к работе, необходимо ответить на следующие вопросы:

1. Подчиняется ли распадH2O2 кинетическому уравнению реакции первого порядка 2. Совпадает ли найденное значение t1/2 с определенным непосредственно из зависимости cH2O2 (t) от t 3. Возможно ли сравнение t1/2 со справочными данными В чем kI и состоит сложность такого сопоставления ЛИТЕРАТУРА 1. Физическая химия / К.С. Краснов.К. Воробьев, И.Н. Годнев и, Н др.; Под редК.С. Краснова: В 2-x кн. – М., 1995. – Кн. 2. – С. 105 – 108.

.

2. ФроловЮ.Г. Физическая химия / Ю.Г. Фролов, В.В. Белик. – М., 1993. – С. 393-395.

РАЗДЕЛ II КИНЕТИКА ЭЛЕКТРОДНЫХ ПРОЦЕССОВ КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ Электрохимическая кинетика - это наука, которая изучает скорость и механизм электрохимических реакций, принципиально отличающихся от химических участием в них свободных электронов:

AA + BB +…+ ze- CC + DD +… (2.1) Поскольку электрохимические реакции протекают на границах раздела электродов гальванической цепи с контактирующими фазами (растворы электролитов, расплавы, оксиды, соли и т.д.), то электрохимическиереакции еще называют электродными. Скорость любой электродной реакции, как и гетерогенной химической, определяется выражением:

1 dni v = ± Ч (2.2) niS dt при этом изменениечисла моль i-го реагентасвязано с проходящим через электрод электрическим зарядом Q законом Фарадея:

i ni = Q. (2.3) zF Из (2.2) и (2.3) следует, что i v =±, (2.4) zF т.е. мерой скорости электродной реакции является величина плотности тока i=I/S, где I – сила тока, протекающего через электрод и регистрируемая токоизмерительным прибором во внешней цепи. В соответствии с правилом знаков принятым в электродной кинетике,, скорости прямой (катодной) и обратной (анодной) электродных реакций связаны с i соотношением:

i = i - i, (2.5) при этом i = zF= ia > 0 i =-zF= ik < 0.

, а Характерная особенность электродных реакций состоит в том, что они протекают на межфазных границах, где возникает внутренняя контактная разность потенциалов Поэтому скорость таких реакций.

зависит не только от общепринятых в химической кинетике параметров (активности участников реакции, давления и температуры), но и от гальвани - потенциала на межфазной границе. Однако последний неизмерим, поэтому скорости парциальных электродных реакций выражают через потенциал электрода Е, измеряемый относительно подходящего электрода сравнения.

Pages:     | 1 | 2 || 4 | 5 |   ...   | 9 |






















© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.