Уравнение реакции разложения тиосерной кислоты

Определение порядков реакции

ИССЛЕДОВАНИЕ КИНЕТИКИ РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ ТИОСЕРНОЙ КИСЛОТЫ

Цель работы: определить порядок и энергию активации реакции разложения тиосерной кислоты.

Оборудование и материалы

5. Бюретки для растворов Na2S2O3, H2SO4, дистиллированной воды.

6. Растворы: 0,2 М Na2S2O3 (в бюретке), 0,2 М H2SO4 (в бюретке), дистиллированная вода (в бюретке).

Теоретическая часть

В задачи химической кинетики входит исследование скоростей и механизмов реакций, а также зависимость скорости от различных факторов. Результатом этих исследований является определение порядка, константы скорости и энергии активации реакции, а также числа и характера промежуточных продуктов.

Эти знания позволяют на практике управлять химическим процессом. Средняя скорость для гомогенной химической реакции при постоянном объеме определяется как изменение концентрации одного (i) из исходных веществ или продуктов реакции в

Предел этой средней скорости при ∆τ→0 называется итинной скоростью химической реакции в определенный момент времени τ:

Если скорость реакции рассчитывается по изменению концентраций исходных веществ, в выражение (2.2) ставится минус, если по изменению продуктов реакции – плюс.

Зависимость скорости химической реакции от концентраций реагентов определяется следующим законом: скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ С i в некоторых степенях ni, определяемых экспериментально. Например, зависимость скорости элементарной химической реакции

от концентраций реагирующих веществ описывается следующим уравнением:

которое называют кинетическим уравнением химической реакции, где k – коэффициент пропорциональности, C_A и C_B – концентрации веществ A и В соответственно, выраженные в единицах моль/л, n_а и n_b – определяемые экспериментально коэффициенты. Если реакция является обратимой, аналогично можно записать кинетическое уравнение и для обратной реакции.

Коэффициент пропорциональности k в уравнении называется константой скорости химической реакции, nа – это экспериментально определяемый показатель степени при концентрации компонента A, который называется частным кинетическим порядком реакции по компоненту A.

Для элементарных реакций частные порядки совпадают с коэффициентами перед реагентами в химическом уравнении реакции, а общий порядок равен сумме коэффициентов в левой части уравнения реакции. Существуют реакции нулевого, первого, второго и третьего порядков. Сумма всех коэффициентов Σni в левой части уравнения называется суммарным порядком, или просто порядком реакции. Для реакции общий порядок реакции равен (na + nb).

Для сложной реакции общий кинетический порядок не совпадает с коэффициентами перед реагентами в химическом уравнении. Кинетический порядок реакции определяют экспериментально с использованием интегрального и дифференциального методов.

Константа скорости химической реакции зависит от температуры. Эту зависимость определяет уравнение Аррениуса:

где Eа – энергия активации процесса (Дж/моль), А – предэкспоненциальный множитель, величина которого (как и Eа) характерна для каждой реакции; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/(моль·K); T – температура, К.

Энергия активации как кинетическая характеристика очень важна. Когда значение Ea мало (не более 25 Дж/моль), это значит, что процесс протекает с диффузионным контролем, т. е. диффузия – самая медленная стадия всего процесса. Если значение Ea больше 45 Дж/моль, можно сделать вывод, что самой медленной стадией является сама химическая реакция.

Если скорость химической реакции зависит от концентрации только одного компонента и порядок ее по этому компоненту имеет небольшое целочисленное значение, для обработки экспериментальных данных часто пользуются уравнением скорости химической реакции, полученным интегрированием выражения:

где С₀ – исходная концентрация вещества, по которому определяется порядок реакции, моль/л; С – концентрация вещества в момент времени τ, моль/л; k – константа скорости данной реакции.

Если все значения k, вычисленные в различные моменты времени по формуле, одинаковы, то исследуемая реакция имеет действительно первый порядок.

Наряду с константой скорости реакции для характеристики скорости реакции первого порядка часто пользуются временем, или периодом полупревращения t_1/2 . Период полупревращения – это промежуток времени, в течение которого прореагирует половина исходного количества вещества.

Подставив в уравнение τ = τ1/2 и С = С0/2 и решив его относительно τ1/2, получим, что период полураспада связан константой скорости реакции первого порядка соотношением

Определение порядков реакции

Реакции первого порядка редко встречаются в реальных химических системах. Гораздо чаще кинетика химической реакции описывается уравнением, в котором порядок реакции не является целым числом и скорость реакции зависит от концентра-

ции не одного, а нескольких реагентов. Для такой реакции кинетическое уравнение имеет следующий вид:

где na, nb, nс. – порядки реакции по компонентам А, В и С.

Исследование таких реакций затруднено тем, что концентрации всех реагирующих веществ изменяются во времени. В то же время, для того чтобы определить порядок реакции, нужно наблюдать зависимость скорости реакции от концентрации каждого реагента по отдельности. Этого можно добиться, если все реагенты, кроме одного, будут находиться в реакционной смеси в большом избытке (в 10 и более раз). Тогда расходованием их в процессе реакции можно пренебречь и считать постоянными.

В этом случае уравнение (2.9) упрощается до (2.10):

Логарифмирование уравнения (2.10) дает уравнение прямой в координатах ln υ – ln C

по веществу А (рис).

Подобным же образом можно определить порядки реакции по остальным реагентам.

Тиосерная кислота

Если прокипятить водный раствор Na₂SO₃ с серой и, отфильтровав излишек серы, оставить охлаждаться, то из раствора выделяются бесцветные прозрачные кристаллы нового вещества, состав которого выражается формулой Na₂S₂О₃•5Н₂О. Это вещество представляет собой натриевую соль тиосерной кислоты H₂S₂O₃. Тиосерную кислоту можно рассматривать как серную кислоту, в молекуле которой один атом кислорода замещен серой.

Вещества, которые можно рассматривать как получающиеся из кислородсодержащих кислот путем замещения в них всего или части кислорода серой, носят общее название тиокислот, а соответствующие им соли называются тиосолями. Поэтому и для H₂S₂O₃ было принято название «тиосерная кислота» вместо старого названия «серноватистая кислота».

В свободном состоянии тиосерная кислота не получена, но известны многие ее соли — тиосульфаты. Из них наиболее употребителен тиосульфат натрия Na₂S₂О₃ • 5Н₂О, более известный под неправильным названием «гипосульфит».

В технике тиосульфат натрия обычно получается путем окисления полисульфидов кислородом воздуха. Например:

Если к раствору тиосульфата натрия прибавить какой-нибудь кислоты, например соляной, то появляется запах сернистого газа и через некоторое время жидкость становится мутной от выделившейся серы.

По-видимому, сперва образуется тиосерная кислота:

Реактивы: KCNS –роданид калия

Опыт 1. Зависимость скорости разложения тиосерной

Кислоты от её концентрации при постоянной температуре

Цель работы. Изучить зависимость скорости гомогенной химической реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре .

Приборы:Бюретки, химические стаканчики, пробирка, секундомер

Реактивы: H₂SО₄– раствор серной кислоты

Na₂S₂О₃ – тиосульфат натрия

H2O –дистиллированная вода

Уравнение взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты:

Na₂S₂О₃ + H₂SО₄ = S + SО₂ + Na₂SО₄ + Н₂О.

Данная реакция сложная. Изучение механизма реакции показало, что она

протекает через три последовательные стадии:

1. Na₂S₂О₃ + H₂SО₄ = H₂S₂О₃ + Na₂SО₄ – быстрая;

Скорость всего процесса определяется второй стадией, так как

2-я стадия наиболее медленная.

Закон действующих масс – ν=kCH₂S₂O₃

Кинетическое уравнение реакции (ЗДМ): ν= kCH₂S₂O₃

№ опыта	Объём,мл	Общий объѐм, мл	Отношение концентраций между собой	Промежуток времени от начала до конца опыта Δ τ,с	Средняя скорость
Na2S2О3	Н2О	H2SО4
1:2:3	45,63	0,0219
21,88	0,0457
—	14,33	0,0697

При идеальном выполнении закона действующих

масс (ЗДМ) график имеет вид: Прямой

Молекулярность изучаемой реакции, М =1

Общий порядок изучаемой реакции, П =1

Изменение концентрации Na2S2О3 влияет на среднюю скорость

реакции: При увеличении концентрации Na2S2O3 увеличивается средняя скорость реакции (это видно по результатам в таблице).

Зависимость скорости разложения тиосерной кислоты от еѐ

концентрации при постоянной температуре изображается графически прямой линией, т.к. Постепенно увеличивается концентрация вещества → также постепенно, без скачков увеличивается скорость реакции.

Опыт 2. Влияние концентрации на смещение химического

Равновесия

Цель работы.Изучить влияние изменения концентрации реагирующих

веществ на смещение химического равновесия.

Приборы:Стаканчик, пробирки.

Реактивы: KCNS –роданид калия

FeCl₃ – хлорид железа (III)

Fe(CNS)₃ — роданид железа (III)

КСl –хлорид калия

Уравнение химической реакции взаимодействия хлорида железа (III) и роданида калия.

FeCl₃ + 3KCNS = Fe(CNS)₃ + 3КСl.

Константа химического равновесия изучаемой реакции,

K_p=

Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.006 сек.)