Каталитическое разложение перекиси водорода - файл n1.docx

Каталитическое разложение перекиси водорода
скачать (653 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.docx653kb.02.11.2012 22:26скачать

n1.docx

  1   2


Цель работы:

1. Освоить методику проведения эксперимента волюмометрическим методом.

2.Определить кинетические характеристики эксперимента волюмометрическим методом.

3. Изучить различие кинетических характеристик гомогенного и гетерогенного каталитических.

4. Выявить температурную зависимость скорости реакции разложения, рассчитать энергию активации.


Теоретическая часть

Химическая кинетика

Химическая кинетика – наука, изучающая закономерности протекания физико-химических процессов во времени. Химическая кинетика- раздел физической химии, в которой рассматривается зависимость скорости химических реакций от концентрации реагентов, температуры, свойств среды. электромагнитного излучения и других факторов. Выяснение механизма химических превращений, взаимосвязи между скоростью химических реакций и строением молекул реагирующих веществ – одна из важнейших задач химической кинетики.

Химическая термодинамика устанавливает взаимосвязь протекания химического превращения при заданных условиях и позволяет рассчитывать конечный результат протекания реакции, т. е. равновесный состав реакционной смеси. Однако такая возможность может быть, и не реализована из-за ничтожно малой скорости реакции. Химическая кинетика позволяет не только рассчитать время достижения заданной степени превращения исходных веществ, но и найти условия, при которых это время будет минимальным, выбрать наиболее эффективные факторы воздействия на скорость протекания реакции. Таким образом, химическая кинетика, как и термодинамика, является теоретической основой химической технологии. Создание новых технологических процессов, расчет оптимальных условий проведения реакций. Конструирование и расчет эффективных реакторов успешно могут быть осуществлены только с учетом законов химической кинетики.

Понятие скорости реакции

Скорость реакции одна из важнейших характеристик химических процессов. Она определяет реальную возможность протекания реакции, «разрешенной» термодинамикой. Скоростью гомогенной химической реакции (в газах и растворах) называется изменение концентрации реагирующих веществ во времени, моль/(м3с)

Так как скорость реакции непрерывно изменяется в ходе процесса, ее обычно выражают первой производной концентрации реагирующих веществ по времени:

или

При этом безразлично, концентрацию какого из реагирующих веществ брать за основу. Следует лишь иметь в виду, что концентрация продуктов реакции по ходу процесса увеличивается, а концентрация исходных веществ убывает (знак производной противоположен скорости). Поэтому во втором случае перед производной ставится знак «минус». В общем же случае справедливо:

(1)

Математическую форму зависимости скорости химической реакции от концентрации веществ называют кинетическим уравнением. Очень важно отметить, что вид последнего предсказать, исходя из стехиометрического уравнения реакции, невозможно, так как стехиометрическое уравнение учитывает лишь исходное и конечное состояние рассматриваемой системы, а кинетическое уравнение затрагивает вопрос о характере протекания процесса в промежутке между его началом и концом.

Согласно закону действующих масс, скорость реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени.

Для реакции, записанной уравнением



Общий вид кинетического уравнения реакции имеет форму:



Коэффициент k в этом уравнении называют константой скорости реакции ;он зависит от природы реагирующих веществ, температуры, а также природы веществ системы, не участвующих в ее термодинамических изменениях. Физический смысл константы скорости выявляется при рассмотрении скорости реакции в системе с концентрацией реагирующих веществ, равной единице (1моль/м3 ,1 экв/м3, 1 ед. о. д. и т. п.):

[2, 155]

Иными словами, k равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ, равных единице.

Размерность константы скорости k зависит от порядка реакции.

В реакциях первого порядка размерность k (1\с).

В реакциях нулевого порядка размерность k равна (моль/л·с).

В реакциях второго порядка размерность k (л/моль·с).

В реакциях третьего порядка константа k имеет размерность () [2,

стр.155]

Кривые, характеризующие изменение концентрации веществ в процессе реакции, называют кинетическими. Тангенс угла наклона касательной к кинетической кривой 3(рис.1) есть графическая интерпретация скорости

химической реакции, определяемой в соответствии с формулой (1).Крутизна кинетической кривой характеризует истинную скорость химической реакции



Рис.1 Кинетические кривые для обратимой (1,2) и необратимой реакции (3).

в определенный момент времени.
Кроме того по кинетическим кривым, характеризующим зависимость можно определить порядок и константу скорости реакции.[1,стр. 249]

Порядок химических реакций

Различают частный (по данному веществу) и общий порядки

Частный порядок реакции – показатель степени при концентрации в кинетическом уравнении одного из исходных веществ, участвующих в реакции. Для гомогенной простой реакции порядок по данному веществу есть стехиометрический коэффициент n этого вещества в уравнении реакции.

Общий порядок реакции - сумма показателей степеней концентрации всех исходных веществ в кинетическом уравнении.

Общий порядок реакции не превышает трех. [1, стр. 254]

Различают реакции нулевого, первого, второго, третьего и дробных порядков.

Скорость реакции нулевого порядка постоянна вследствие постоянства концентрации компонента или компонентов реакции. Кинетическое уравнение реакции нулевого порядка выглядит следующим образом:



после интегрирования этого уравнения получаем

[1, стр. 257] (2)

К реакциям первого порядка относятся реакции изомеризации, термического разложения веществ, реакции радиоактивного распада и др. при условии, что концентрация одного из реагирующих веществ поддерживается постоянной.

Для реакции типа





после интегрирования получаем получаем:

(3)

К реакциям второго порядка принадлежат большинство бимолекулярных реакций и некоторые тримолекулярные.



Если , то скорость реакции будет



и после интегрирования

(4)

Реакции третьего порядка очень редки. Для реакции А+В+D получаем дифференциальное уравнение скорости:

,

После интегрирования:

(5)

Для реакции n-го порядка (кроме первого) при равенстве концентраций исходных веществ константа скорости выражается уравнением:



Определение порядка реакции

Существуют несколько способов нахождения порядка реакции: подстановки, графический, по времени полупревращения, метод понижения порядка реакции. [1, стр.260] Рассмотрим графический способ.

Графический способ нахождения порядка реакции основан на зависимости(рис. 2)в соответствии с уравнениями(2), (3), (4), (5) эта зависимость для реакций нулевого, первого, второго и третьего порядков выглядит следующим образом:





(6)





Рис.2. Зависимость концентрации реагирующих веществ от времени процесса для реакций нулевого (1), первого (2), второго (3),третьего (4) порядков
Согласно выражениям (6) и рис.2, зависимость между C и t будет выражаться прямой линией, но в разных координатах для разных порядков: нулевого C – t(прямая 1, рис.2), первого LnC – t (прямая 2, рис.2), второго –t (прямая 3, рис.2) и третьего -t (прямая 4, рис.2). [1, стр. 261]

Влияние температуры на скорость реакции. Энергия активации

Известно, что скорость большинства химических реакций существенно зависит от температуры. Исследования показали, что на порядок реакции температура влияет незначительно: основное влияние она оказывает на константу скорости. Замечено (Вант-Гофф, 1884 г.), что при повышении температуры на 10 градусов скорость гомогенных реакций при условиях, близких к нормальным, увеличивается в 2 – 4 раза, т. е.

,

где и - константы скоростей реакций при температурах и ; - температурный коэффициент скорости реакции (коэффициет Вант-Гоффа).

Указанная закономерность называется приближенным правилом Вант-Гоффа.

Поскольку температура редко изменяется точно на 10 градусов, обычно используют более удобное математическое выражение этого правила



Позволяющее контролировать изменение константы скорости реакции при любых изменениях температуры.

Однако правило Вант-Гоффа можно использовать лишь в узких интервалах температур, так как температурный коэффициент скорости реакции и с повышением температуры уменьшается: . Для многих реакций при очень высоких температурах значение может стать даже меньше единицы. Тогда при повышении температуры скорость реакции не увеличивается, а уменьшается. Более точно отражает зависимость константы скорости реакции от температуры уравнение, предложенное в 1889 г. шведским химиком С. А. Аррениусом (1859 -1927)



где - константа скорости реакции при данной температуре Т; А и Е - коэффициенты, характеризующие структуру и энергетические особенности мо-

лекул реагирующих веществ; . [2, стр.161]

Согласно теории Аррениуса, для протекания химической реакции необходимо:

во-первых, чтобы произошли столкновения частиц системы; число столкновений определяется интенсивностью теплового движения частиц, т. е. зависит от температуры;

во-вторых, чтобы столкновения частиц действительно привели к химическому превращению, поскольку эффективны не все столкновения, а только те, в которых участвуют энергетически подготовленные, «активированные» частицы; энергия последних больше некоторого критического значения.

Подавляющее большинство частиц системы находится в стабильном состоянии. Столкновение таких частиц носит упругий характер без каких-либо изменений их строения. При сообщении таким частицам некоторой порции энергии в них происходит ослабление, «разрыхление» внутренних, межатомных связей. Частицы активируются, «приводятся в готовность» к перестройке внутренней структуры – к химическому превращению; следовательно:

Энергия, необходимая для перевода частиц 1 моль вещества из стабильного состояния в активированное, называется энергией активации .

Энергия активации ощутимо влияет на значение константы скорости реакции и ее зависимость от температуры: чем больше первая, тем меньше вторая и тем значительнее влияет на нее изменение температуры. Энергия активации существенно зависит от наличия примесей в системе. Это свойство часто используют в технологии, когда бывает необходимо ускорить или предотвратить какой-либо химический процесс.

Опыт показывает, что не все столкновения активированных частиц сопровождаются их химическим превращением. По Аррениусу это объясняется неоднородным пространственным строением частиц и неиндентичностью различных их частей. Лишь определенные части частиц «ценны» для химического превращения: чтобы последнее произошло, необходимо сближение указанных частей, в противном случае столкновение частиц окажется безрезультатным, если даже они были предварительно активированы. Число характеризующее долю «удачных» столкновений, включено в коэффициент А уравнения Аррениуса; его называют стерическим фактором или коэффициентом Аррениуса.

Для экспериментального определении констант уравнения Аррениуса обычно используют выражение



График функции линеен (рис.3); по тангенсу угла наклона его определяют энергию активации , а точка пересечения продолжения прямой с осью ординат дает отрезок, равный логарифму постоянной Аррениуса.



Рис.3. Графическое определение энергии активации и коэффициента Аррениуса
Энергию активации можно определить и приближенно, ускоренным способом, основанном на использовании выражения



Полученного преобразованием уравнения Аррениуса. Для вычисления достаточно иметь всего два значения константы скорости реакции (или скорости реакции при одинаковых составах системы), замеренные при различных температурах.

Постоянные уравнения Аррениуса имеют большое значение: сопоставление их позволяет сравнить кинетическую активность различных химических процессов – при равных условиях реакция, которой соответствует меньшее значение Е и большее А, протекает быстрее, и – наоборот. Особый интерес представляет уравнение Аррениуса для характеристики кинетики процессов, механизм которых точно не установлен и которые характеризуются лишь формальным кинетическим уравнением. В таком случае кинетика процесса может быть описана уравнением.



Зная постоянные А, Е и порядки реакций по соответствующим компонентам, можно контролировать процесс. [2, стр. 162-164]

Катализ. Механизм каталитических реакций

Катализ явление ускорения реакций в присутствии веществ – катализаторов, которые вступают в промежуточное взаимодействие с реагирующими веществами, но не входят в состав продуктов реакции. Под промежуточным взаимодействием следует понимать образование реакционнспособного вещества с катализатором и участие последнего в образовании активированного комплекса, хотя бы в одной из стадии реакции.

Катализатор не входит в состав исходных веществ и продуктов реакции и не может оказать влияние на изменение энергии Гиббса. Следовательно, он не может вызвать протекания реакций, для которых в данных условиях, а может лишь увеличить скорость реакции в том случае, если . В состоянии равновесия () катализатор в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции. [3, стр. 228]

Увеличение скорости каталитических реакций происходит за счет снижения энергии активации, увеличения энтропии активации и осуществления цепного механизма реакции. Рассмотрим эти причины более подробно применительно к двум механизмам каталитических реакций – стадийному и слитному.

Суть каталитических реакций, идущих по стадийному (раздельному) механизму, заключается в замене одной каталитической реакции на несколько стадий последовательного взаимодействия исходных веществ с катализатором с возможным образованием на каждой стадии активированного комплекса.

Мономолекулярная реакция типа при катализе может протекать в следующие две стадии:



где АК – устойчивое промежуточное соединение с катализатором; , - промежуточные активированные комплексы.

Для бимолекулярной реакции типа

(7)

стадийный механизм может осуществляться по следующей схеме:

(8)

Согласно слитному (ассциативному, синхронному) механизму в процессе реакции происходит одновременное взаимодействие с катализатором всех исходных веществ и образование одного активированного комплекса:

(9)

Если в стадийных каталитических реакциях образуется по крайней мере не меньше двух активированных комплексов, то в слитных невозможно возникновение более одного активированного комплекса. Энергия активации каталитических реакций значительно меньше энергии активации той же реакции в отсутствие катализатора.



Рис. 4. Изменение энергии активации в зависимости от координат реакции: 1 - для некаталитического процесса, идущего в соответствии с уравнением (7); 2 – для каталитической реакции со слитным механизмом согласно уравнению (9); 3 – для каталитической реакции со стадийным механизмом согласно уравнению (8)
Изменения энергии активации в каталитических реакциях, идущих по стадийному и слитному механизмам, представлены на рис.4; в случае слитного механизма (рис. 4, а) как некаталитическая, так и каталитическая реакции (кривые 1 и 2) идут с преодолением одного потенциального барьера, но с существенным снижением энергии активации для каталитической реакции (). В случае стадийного механизма каждая стадия реакции (рис. 4, б) имеет свою энергию активации . Энергия активации всей каталитической реакции равна



Если суммарная энергия активации всех стадий каталитической реакции меньше энергии активации некаталитической реакции , то увеличение скорости химической реакции происходит за счет роста доли активных молекул. Не всегда, однако, суммарная энергия активации каталитической реакции снижается по сравнению с энергией активации без катализатора. В этих условиях скорость реакции увеличивается за счет энтропийного фактора. [1, стр. 295-297]

Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах, а химическая реакция протекает на поверхности раздела фаз и ее скорость пропорциональна этой величине. В связи с этим важной характеристикой гетерогенных катализаторов является поверхность единицы массы катализатора – удельная поверхность. Высокая удельная поверхность обеспечивается развитой пористой структурой твердых катализаторов. Эффективность гетерогенных катализаторов определяется также структурой, химическим составом их поверхностного слоя. Для увеличения поверхности раздела фаз необходимо твердой катализатор измельчать.[2, стр.175]

В качестве гетерогенных катализаторов обычно используют твердые тела (твердые минеральные кислоты, смешанные оксиды, природные и синтетические минералы (каолинит, цеолиты), оксиды переходных металлов, различные металлы (Pt, Ag, Ni, Pd, Rh)). [3, стр. 274]

Любая гетерогенно-каталитическая реакция, протекающая в присутствии твердого катализатора, включает ряд стадий:

  1. массоперенос исходных веществ путем диффузии из объема газовой или жидкой фазы к внешней поверхности гранулы катализатора;

  2. массоперенос путем диффузии по порам гранулы к внутренней поверхности катализатора;

  3. адсорбцию реагентов на поверхности катализатора;

  4. химический акт на поверхности с участием одной или нескольких хемосорбированных частиц;

  5. десорбцию продуктов реакции и их обратный массоперенос в объем жидкой или газовой фазы. [3, стр. 285]

Ускорение процесса при гетерогенном катализе объясняется образованием активированного комплекса. Каталитическое действие твердых тел связывают с наличием на их поверхности определенных структурных элементов кристаллической решетки и функциональных групп атомов, которые получили название активных центров. Последние не всегда удается точно соотнести с известными структурными элементами поверхности твердых тел. На активных центрах молекулы реагентов не только адсорбируются, но и претерпевают изменения, в результате которых облегчается образование конечных продуктов. [3, стр. 274]

За счет уменьшения энергии активации путем применения катализаторов скорость реакции возрастает во много раз.

Для усиления эффективности катализатора применяют дополнительные вещества - промоторы, которые сами не обладают каталитической активностью. Их действие обуславливается главным образом влиянием на структуру поверхности катализатора. [4, стр. 496]

Гомогенный катализ

В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе – жидкой или газовой.

Исходные вещества (реагенты) превращаясь в продукты реакции должны преодолевать энергетический барьер, равный энергии активации.

Сущность гомогенного катализа заключается в том, что катализаторы уменьшают величину энергетического барьера. Это происходит по следующему механизму: катализатор взаимодействует с одним из реагентов, образуя промежуточный комплекс. Затем этот промежуточный (активированный) комплекс взаимодействует со вторым реагентом, образуя конечные продукты и высвобождая катализатор в неизменном первоначальном виде. Энергия активации каталитических реакций значительно меньше энергии активации той же реакции в отсутствие катализатора. [2, стр. 172]

Все гомогенно - каталитические реакции условно можно подразделить на два типа: кислотно-основные и окислительно-востановительные. К гомогенным катализаторам обычно относят и ферменты, которые могут ускорять реакции выше указанных типов.

Катализаторами кислотно-основного катализа являются вещества, способные передавать или принимать протон или имеющие акцептор электронной пары. Типичными кислотно-основными катализаторами служат протонные кислоты (), также фосфаты, сульфаты, алюмосиликаты. По механизму кислотно-основного катализа осуществляется крекинг, процессы гидратации и дегидратации, гидролиз, некоторые реакции полимеризации и изомеризации.

Ускорение реакций, в которых изменяется степень окисления атомов, входящих в молекулы реагирующих веществ, относится к окислительно-восстановительному катализу. В качестве катализаторов применяют переходные металлы и их соединения () и другие вещества, способные отдавать или принимать электроны. Их высокая каталитическая активность обусловлена, различаем атомов переходных металлов, способных принимать различные степени окисления, при этом переход электронов от реагента к катализатору осуществляется легче, чем от восстановителя к окислителю.

К окислительно-востановительным каталитическим реакциям относятся реакции окисления, восстановления, гидрирования и дегидрирования и разложения некоторых кислородсодержащих соединений. [1, стр. 293]


Экспериментальная часть

Перекись водорода в водных растворах самопроизвольно медленно разлагается по уравнению:



Реакция заметно протекает при комнатной температуре только в присутствии катализаторов. Ими могут быть некоторые катионы и анионы в растворе, а также ряд твердых веществ (стекло, многие металлы, в частности, платина, соли и оксиды металлов, активированный уголь и т. п.) В соответствии с этим катализ разложения подразделяется на гомогенный и гетерогенный. Механизм реакций разложения пероксида водорода в случае гомогенного и гетерогенного катализов различаются.

Гомогенный катализ разложения протекает в две стадии:

I стадия. Образование пероксидом водорода и катализатором промежуточного соудинения ( каталитического комплекса М):



II стадия. Распад каталитического комплекса М на продукты реакции и катализатор:



Кинетику и общий порядок реакции определяет самая медленная (скоростьопределяющая) стадия.

Активированный уголь активно катализирует разложение пероксида водорода, гетерогенный механизм которого не вполне ясен. В некоторых случаях установлено, что разложение протекает с промежуточным образованием перекисных соединений. Предположительно, реакция идет в 2 стадии:

I стадия медленная. Разложение пероксида водорода на кислород и атомарный водород:



II стадия быстрая. Взаимодействие атомарного водорода с пероксидом водорода:



В данной работе измеряют скорость разложения пероксида водорода заданной концентрации в присутствии жидкого и твердого катализаторов при различных температурах. Для этой цели применяют волюмометрический способ, который позволяет последить за объемом выделяющегося кислорода по ходу протекания процесса, т. е. во времени: . Установка представлена на рис. 1.

Перед опытом необходимо проверить установку на герметичность. Для этого опускают уравнительную склянку ниже уровня бюретки. Если система герметична, то уровень запорной жидкости в течение нескольких минут не изменится.


Рис. 1. Схема установки: 1-магнитная мешалка, 2-реактор, 3-резервуар для катализатора, 4-кран, 5-волюмометр, 6-уравнительная склянка.
При снятии данных по волюмометру (5) необходимо приводить к одному уровню мениска жидкости в бюретке и уравнительной склянке (6), перемещая последнюю.

Точная концентрация пероксида водорода определяется титрованием раствором перманганата калия. Для этого в колбу для титрования вносят 20 мл 0,3 н раствора , добавляют 2-3 капли 0,1 н раствора (для ускорения процесса) и вносят 2 мл исследуемого раствора. Титруют 0,1н растворомдо появления слабо-розового окрашивания.

При этом протекает реакция:



Концентрация исходного раствора определяется по результатам титрования:

,

где - объем раствора, пошедший на титрование, мл; - концентрация раствора,г-экв/л; - объем раствора, взятый на титрование, мл.

Таблица 1. Исходные данные

№ опыта

Т, °С



Объем

Объеммл

Масса активированного. угля, г

Начальная концентрация

1

26,4

745

50

5

-

1,02

2

26,4

745

50

5

-

1,02

3

26,4

745

50

10

-

1,02

4

26,4

745

50

15

-

1,02

5

26,4

745

25

10

-

1,02

6

36

748

50

5

-

0,93

7

26

748

50

-

0,25

0,93

8

26

748

50

-

0,50

0,93


Для гомогенного катализа реакции разложения пероксида водорода.

В реактор (2) вносят исследуемый раствор , отмеряют необходимое количество 0,1 н раствора и переносят количественно в резервуар для катализатора (3). Резервуар (2) плотно закрывают пробкой.

Не разъединяя составных частей прибора, вводят катализатор в реактор, поворачивая кран резервуара катализатора (4). В момент ввода катализатора ( 0,1 н раствор) включают секундомер. Значения объема выделившегося кислорода следует регистрировать постоянно вместе с временем, начиная с ввода катализатора в реактор. Отмеченные в ходе реакции объемы соответствуют значениям .

Выполняется серия опытов со значениями концентраций, объемов и соответствующими данным таблицы 1.

Объем кислорода выделяемый при полном разложении, рассчитывается по уравнению Менделеева – Клайперона:



где n – количество вещества кислорода, образовавшегося при полном разложении , определяется по формуле:



где - количество вещества.

Количество вещества(моль/л) рассчитывается по следующему соотношению:



где – концентрация исходного раствора,V – объем пробы раствора, взятой для реакции.

Используя полученные данные и учитывая поправку на давление паров воды над запорной жидкостью, можно вычислить искомое значение(мл) по следующей формуле:



где R=0,082 латм/Кмоль; Т температура, К; и - барометрическое давление и давление водяных паров, мм. рт. ст.

Значение концентрации в данный момент времени определяют по формуле:



Полученные данные для каждого опыта занесем в таблицы 2, 3, 2, 5, 6, 7.

Таблица. 2. Измеренные и рассчитанные значения экспериментальных величин для опыта №1

=1,02 н, = 5 мл, Т=26,4°С,=745 мм. рт. ст., =50 мл.


№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

1

0,5

0,8

1,018767

2

1

1,8

1,017226

3

1,5

2,9

1,015684

4

2

3,8

1,014143

5

2,5

4,4

1,013218

6

3

5,4

1,011677

7

3,5

6,3

1,010136

8

4

7,2

1,008903

9

4,5

7,8

1,007978

10

5

8,7

1,006591

11

5,5

9,6

1,005204

12

6

10,7

1,003509

13

6,5

11,5

1,002276

14

7

12,7

1,000426

15

7,5

13,6

0,999039


Таблица. 3. Измеренные и рассчитанные значения экспериментальных величин для опыта №2

=1,02 н, = 5 мл, Т=26,4°С,=745 мм. рт. ст., =50 мл.


№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

1

0,5

0,7

1,018921

2

1

1,5

1,017688

3

1,5

2,7

1,015839

4

2

3,4

1,01476

5

2,5

4,5

1,013064

6

3

5,2

1,011985

7

3,5

5,9

1,010907

8

4

6,9

1,009365

9

4,5

7,6

1,008286

10

5

8,4

1,007053

11

5,5

9,5

1,005358

12

6

10,1

1,004433

13

6,5

11

1,003046

14

7

12

1,001505

15

7,5

12,7

1,000426


Таблица. 4. Измеренные и рассчитанные значения экспериментальных величин для опыта №3

=1,02 н, = 10 мл, Т=26,4°С,=745 мм. рт. ст., =50 мл.


№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

1

0,5

1,3

1,017996

2

1

2,5

1,016147

3

1,5

3,76

1,014205

4

2

5,3

1,011831

5

2,5

6,7

1,009674

6

3

7,9

1,007824

7

3,5

9

1,006129

8

4

10,5

1,003817

9

4,5

11,6

1,002121

10

5

12,8

1,000272

11

5,5

14

0,998422

12

6

15,4

0,996265

13

6,5

16,1

0,995186

14

7

17,1

0,993645

15

7,5

18,5

0,991487


Таблица. 5. Измеренные и рассчитанные значения экспериментальных величин для опыта №4

=1,02 н, = 15 мл, Т=26,4°С,=745 мм. рт. ст., =50 мл.


№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

1

0,5

2,3

1,016455

2

1

4

1,013835

3

1,5

6,3

1,01029

4

2

8,7

1,006591

5

2,5

10,4

1,003971

6

3

12,7

1,000426

7

3,5

15,4

0,996265

8

4

16,8

0,994107

9

4,5

18,9

0,99087

10

5

21,2

0,987325

11

5,5

22,8

0,984859

12

6

24,8

0,981777

№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

13

6,5

26,4

0,979311

14

7

28,7

0,975766

15

7,5

31,3

0,971759


Таблица. 6. Измеренные и рассчитанные значения экспериментальных величин для опыта №5

=1,02 н, = 10 мл, Т=26,4°С,=745 мм. рт. ст., =25 мл.


№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

1

0,5

0,6

1,01815

2

1

1,2

1,0163

3

1,5

1,9

1,01414

4

2

2,3

1,01291

5

2,5

3,1

1,01044

6

3

3,9

1,00798

7

3,5

4,5

1,00613

8

4

5,3

1,00366

9

4,5

5,8

1,00212

10

5

6,4

1,00027

11

5,5

6,8

0,99904

12

6

7,3

0,9975

13

6,5

7,9

0,99565

14

7

8,5

0,9938

15

7,5

9,3

0,99133


Таб. 7. Измеренные и рассчитанные значения экспериментальных величин для опыта №6

=0,93 н, = 5 мл, Т=36°С,=748 мм. рт. ст., =50 мл.


№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

1

0,5

3,6

0,92474

2

1

8,

0,91817

№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

3

1,5

12,6

0,91159

4

2

16

0,90663

5

2,5

20,1

0,90064

6

3

24,9

0,89362

7

3,5

28,3

0,88866

8

4

31,7

0,88369

9

4,5

35,2

0,87858

10

5

38,7

0,87346

11

5,5

42,1

0,8685

12

6

45,5

0,86353

13

6,5

48,7

0,85885

14

7

51,9

0,85418

15

7,5

54,5

0,85038


Для гетерогенного катализа реакции разложения пероксида водорода.

В реактор заливают 50 мл исследуемого раствора, затем засыпают навеску активированного угля, быстро закрывают пробкой , одновременно включают секундомер, начинают интенсивно перемешивать реакционную смесь и приступают к отсчетам объема выделившегося кислорода по шкале волюмометра (5).

Выполняется 2 опыта со значениями концентраций, объема и массами активированного угля, соответствующими данным таблицы 1.

Используя полученные данные и учитывая поправку на давление паров воды над запорной жидкостью, можно вычислить искомое значение(мл) по следующей формуле (1).

Значение концентрации в данный момент времени определяют по формуле (2).

Полученные данные для каждого опыта занесем в таблицы 8, 9.

Таблица.8. Измеренные и рассчитанные значения экспериментальных величин для опыта №7

=0,93 н, = 0,25 г, Т=26°С,=748 мм. рт. ст., =50 мл.


№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

1

0,5

3,5

0,92457

2

1

5,8

0,921003

3

1,5

8

0,91759

4

2

10,1

0,914332

5

2,5

12,2

0,911074

6

3

14,3

0,907817

7

3,5

16,1

0,905024

8

4

18,3

0,901611

9

4,5

20,2

0,898664

10

5

22,6

0,894941

11

5,5

24,7

0,891683

12

6

27

0,888115

13

6,5

29,8

0,883771

14

7

32,7

0,879273

15

7,5

34,5

0,87648

16

8

37

0,872602


Таблица. 9.Измеренные и рассчитанные значения экспериментальных величин для опыта №8

=0,93 н, = 0,50 г, Т=26°С,=748 мм. рт. ст., =50 мл.


№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

1

0,5

4,6

0,922864

2

1

8,3

0,917124

3

1,5

12

0,911384

4

2

15,6

0,9058

5

2,5

19,7

0,89944

6

3

23,6

0,893389

7

3,5

25,1

0,891063

8

4

28,5

0,885788

9

4,5

32

0,880359

10

5

34,5

0,87648

11

5,5

38

0,871051

12

6

41,8

0,865156

13

6,5

45,7

0,859106

№ п/п

Время от начала реакции t, мин

Объем выделившегося кислорода, мл

Концентрация в данный момент времени , моль/л

14

7

49,3

0,853521

15

7,5

53

0,847781

16

8

56,8

0,841887

  1   2


Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации