1.13: Определение законов скорости и порядка реакции

1. Приготовление H₂O₂ Разведения

1. Бульон 3% перекиси водорода имеет концентрацию 0,882 М. Приготовьте 5 разведений в диапазоне от 0,882 М до 0,176 М (Таблица 1). Готовьте эти растворы объемно, но приготовьте их аддитивно, так как растворенное вещество очень разбавлено, а объемы воды являются аддитивными.
2. Поместите растворы на водяную баню постоянной температуры или оставьте их на столе для балансировки при комнатной температуре. Диапазон температур 20–25 °C (293–298 K) хорош для этой реакции.

Таблица 1. H₂O₂ используемые решения.

2. Подготовка реакционного сосуда

1. Чтобы определить объем реакционного сосуда, заполните большую пробирку доверху водой и вставьте в пробирку резиновую пробку с 1 отверстием до тех пор, пока она не затянется и вода не вытолкнет боковые стороны и через верх.
2. Снимите пробку и налейте воду в мерный цилиндр, чтобы определить точный объем воды ex. Это общий объем реакционного сосуда (пробирки).

3. Измерение выделения кислорода

1. Замените воду 50 мл первого раствора перекиси водорода и снова опустите его на водяную баню. После балансировки добавьте реактивный диск с платиновым покрытием и загерметизируйте систему пробкой, подключенной к датчику давления газа. Эти диски обычно используются в системах очистки контактных линз.
2. После того как датчик давления настроен на сбор данных со скоростью 2 точки/с, запустите эксперимент в течение 120 с. Для этого эксперимента рекомендуется использовать нониусный датчик давления газа GPS-BTA.
3. Следует наблюдать за образованием пузырьков по мере разложения перекиси до газообразного кислорода и воды. Сбросьте давление, утилизируйте раствор, промойте и замените раствор следующим раствором перекиси водорода. Повторяйте измерение давления газа до тех пор, пока не будут проверены все растворы.

4. Анализ данных

1. Перенесите все файлы данных о зависимости давления от времени в программу для работы с электронными таблицами.
2. Определение начальных норм - предположим, что концентрация перекиси водорода не сильно изменилась за короткий промежуток времени эксперимента. Данные представляют собой начальную линейную область кинетического эксперимента.
   1. Определение уклона путем построения графика зависимости давления от времени и использования формулы уклона или линейной регрессии. Построите график давления в любой общей единице измерения.
   2. Наклон — это начальная скорость в единицах давления_O2/с.
3. Определение порядка реакции
   1. Поскольку давление развившегося O₂ прямо пропорционально молям разложившихся H₂O₂, построение графика начальной скорости ln() и ln[H₂O₂]₀} дает наклон, эквивалентный порядку реакции. Начальная концентрация перекиси водорода, [H₂O₂]₀, была использована в каждом из испытаний.
      1. Уравнение для закона скорости — . Взятие натурального логарифма (ln) уравнения дает линейное уравнение , где m, наклон, является порядком реакции.

4. Определение константы скорости, k
   1. Для каждого испытания преобразуйте курс, P_O2/s, в единицы атм/с, если курс выражен в других единицах, таких как торр/с.
   2. Поскольку пузырьки образовались в водном растворе, вычтите давление паров воды из давления системы для каждого испытания. Новая скорость отражает только давление, обусловленное выделением кислорода.
   3. Примените закон идеального газа, чтобы преобразовать скорость из атм/с в моль/с в каждом испытании.
      1. Переставьте PV = nRT в n = PV/RT. Единица s^-1 остается неизменной. Объем эквивалентен объему пробирки за вычетом объема раствора (50 мл).
   4. Используйте сбалансированную химическую реакцию для преобразования молей полученного кислорода в моли перекиси водорода, разложившихся в каждом испытании.
   5. Разделите моли H₂O₂ на объем раствора, 0,050 л, чтобы получить молярность H₂O₂, разложенную в секунду, [H₂O₂]/s.
   6. Поскольку этот эксперимент следует кинетике первого порядка, разделите скорость, [H₂O₂]/с, на исходную концентрацию раствора для каждого испытания, [H₂O₂]₀, чтобы получить константу скорости, k. Это решение для константы скорости будет немного варьироваться в зависимости от порядка реакции, определенного ранее.
   7. Усредняйте константы скорости для каждой попытки вместе, так как температура постоянна.

Все химические реакции имеют определенную скорость, которая определяет, насколько быстро реагенты превращаются в продукты.

Химические реакции регулируются двумя факторами: кинетикой и термодинамикой. Термодинамические факторы определяют, произойдет ли реакция, а также будет ли она поглощать или отдавать энергию во время процесса.

Кинетика относится к скорости химической реакции и к тому, как быстро система достигает равновесия. Кинетика реакции описывается законом кинетической скорости, который определяет скорость на основе константы скорости реакции, концентрации компонентов и порядка протекающей реакции.

В этом видео будет представлена кинетика реакции с использованием уравнения закона скорости, а также будет продемонстрировано, как определить закон скорости для определенной реакции в лаборатории.

Для общей реакции скорость реакции равна константе скорости, умноженной на концентрации реагентов, каждая из которых доведена до порядка реакции. Константа скорости, k, является фиксированной для реакции при данной температуре.

Порядки реакций не зависят от стехиометрических коэффициентов. Напротив, они зависят от механизма реакции и иллюстрируют, как скорость связана с концентрацией реагентов. Например, если скорость реакции неизменна при удвоении концентрации "А", то реакция не зависит от концентрации, а порядок равен нулю.

Если скорость удваивается, когда концентрация реагента «А» удваивается, то реакция первого порядка по отношению к «А» имеет первый порядок. То же самое справедливо и для реагента «В». Общий порядок реакции — это сумма отдельных порядков реакции для каждого реагента.

Во время реакции концентрация реагентов со временем изменяется. Обратите внимание, что основное уравнение скорости не включает время в качестве переменной и может связать только скорость и концентрацию в определенный момент времени. Однако скорость изменяется по мере протекания реакции и истощения реагентов. Использование закона дифференциальной скорости может связать изменение концентрации со временем.

Закон скорости реакции должен быть определен экспериментально, при этом химическая реакция тщательно контролируется при постоянной температуре, а концентрация реагентов или продуктов измеряется через определенные промежутки времени. Поскольку измерения концентрации проводятся в дискретные моменты времени, закон дифференциальной скорости трудно соотнести с экспериментальными данными.

Интегрирование закона дифференциальной скорости приводит к более простому уравнению, называемому интегральным законом скорости. Закон интегральной скорости сравнивает концентрации реагентов в начале реакции и в заданное время.

Уравнение интегрального закона скорости изменяется в зависимости от порядка реакции. Эти уравнения могут принимать линейный вид y=mx+b. Таким образом, график зависимости концентрации от времени дает линейный график для уравнения нулевого порядка, график естественного логарифма зависимости концентрации от времени дает линейный график для уравнения первого порядка и так далее. Подгоняя экспериментальные данные к этим уравнениям, можно легко определить порядок реакции. Константа скорости, k, может быть определена с помощью наклона линии. Наконец, единицы k варьируются в зависимости от порядка реакции. Для реакции нулевого порядка единицами измерения являются моли на литр в секунду, для реакции первого порядка — обратные секунды, а для реакции второго порядка — литр на моль в секунду.

Теперь, когда основы кинетических законов скорости объяснены, давайте рассмотрим, как экспериментально определить закон скорости разложения перекиси водорода в воду и кислород.

В данном эксперименте исследуется каталитическое разложение перекиси водорода на платиновом катализаторе.

Для начала приготовьте 5 разведений перекиси водорода, как показано в таблице. В этом случае концентрации колеблются в пределах 0,882 ? 0,176 М с использованием складского раствора 3% или 0,882 М. Дайте растворам сбалансироваться до комнатной температуры.

Далее подготавливаем реакционный сосуд с помощью пробирки. Сначала определите объем, наполнив большую пробирку доверху водой. Затем вставьте резиновую пробку с 1 отверстием, пока она не станет тугой и вода не будет выталкиваться из отверстия через верхнюю часть.

Снимите пробку и налейте воду в градуированный цилиндр, чтобы измерить точный объем. Это объем реакционного сосуда.

Далее налейте в пробирку 50 мл первого раствора перекиси водорода, а затем поместите пробирку в 25?? C водяной бани. После балансировки добавьте реактивный диск с платиновым покрытием и загерметизируйте систему пробкой, подключенной к датчику давления газа.

Поскольку одним из продуктов является газообразный кислород, повышение давления в системе используется для измерения увеличения кислорода. Настройте датчик давления на получение данных с частотой 2 точки в секунду, затем запустите эксперимент в течение 120 с. Пузырьки должны быть видны, так как перекись разлагается на газообразный кислород и воду.

Когда период реакции закончится, сбросьте давление и утилизируйте раствор перекиси. Промойте трубку, затем заполните ее следующим раствором перекиси водорода. Повторите измерение давления газа для всех растворов.

Построение графика зависимости давления от времени для каждого решения. Давление выделяющегося кислорода прямо пропорционально молям кислорода, образовавшимся по закону идеального газа. После химической реакции образовавшиеся моли кислорода могут быть использованы для расчета молей разложившейся перекиси водорода. Во-первых, предположим, что концентрация перекиси водорода существенно не изменилась в течение короткого периода эксперимента. Таким образом, построенные на графике данные представляют собой только начальную область кинетического эксперимента.

Определите наклон каждого набора данных с помощью линейной регрессии. Наклон равен начальной скорости реакции в единицах давления кислорода в секунду.

Далее рассмотрим график естественного логарифма начальной скорости реакции в зависимости от естественного логарифма начальной концентрации перекиси. Наклон равен порядку реакции, м, и примерно равен единице. Поэтому реакция первого порядка.

Скорость для каждого испытания выражается в единицах давления в торрах в секунду. Чтобы определить постоянную скорости, сначала переведите скорость в единицы атмосферы в секунду. Поскольку пузырьки образовались в водном растворе, вычтите давление паров воды из давления системы для каждого испытания. Новая скорость отражает только давление, вызванное выделением кислорода.

Примените закон идеального газа, чтобы преобразовать скорость из атмосфер per se в моли per s для каждого испытания. В два раза больше молей производимого кислорода равно молям разложившейся перекиси водорода, согласно стехиометрии химической реакции. Затем используйте объем реакции, чтобы преобразовать единицы скорости в молярность в секунду.

Определите константы скорости для каждой попытки, разделив скорость в молярности на с° на начальную концентрацию. В этом эксперименте средняя константа скорости, k, составляет примерно 1,48 x 10-4·с. Реакция первого порядка, известная из показанного ранее графика натурального логарифма -?естественного логарифма. Таким образом, закон ставок можно записать так, как показано на рисунке.

Теперь, когда вы рассмотрели, как определить закон скорости для химической реакции, давайте рассмотрим некоторые области, где применяется эта концепция.

Химические реакции используются в синтезе соединений и материалов, используемых в широком спектре научных приложений. Важно понимать скорость реакции на этих стадиях синтеза, чтобы контролировать ход реакции.

Например, синтез нанокристаллов и наностержней селенида кадмия происходит в результате ряда химических реакций. Каждая реакция имеет свою собственную дискретную скорость реакции, и поэтому стадия синтеза тщательно контролируется на основе известных скоростей реакции; некоторые медленные, а некоторые очень быстрые.

Закон скорости реакции также может быть использован для описания радиоактивного распада и определения периода полураспада радиоактивного материала. Период полураспада относится к количеству времени, необходимому для того, чтобы концентрация материала упала до половины его первоначальной концентрации.

Радиоактивность следует кинетике первого порядка, а это означает, что время, необходимое для распада радиоактивного материала до безопасного уровня, может быть очень хорошо охарактеризовано, что позволяет правильно транспортировать и хранить радиоактивные материалы и радиоактивные отходы.

Подобно радиоактивным материалам, наркотики также имеют период полураспада и разлагаются в организме. Например, некоторые препараты имеют высокие константы, что означает, что они быстро разрушаются, и их необходимо принимать часто. Знание этой скорости разложения позволяет определить подходящую дозировку, использование и способ доставки.

Вы только что посмотрели введение JoVE в скорость реакции. Теперь вы должны понять различные порядки химических реакций, как они связаны со скоростью химических реакций и как определить закон скорости для данной химической реакции в лаборатории.

Спасибо за просмотр!