量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数

实验 量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数

一、实验目的

1. 学习使用量气法研究过氧化氢的分解反应

2. 了解一级反应的特点，掌握用图解计算法求反应速率常数。 二、实验原理

H 2O 2在室温下，没有催化剂存在时，分解反应进行得很慢，但加入催化剂（如Pt 、Ag 、MnO 2、碘化物）时能促使其较快分解，分解反应按下式进行：

H 2O 2H 2O +

12O

2→ (C2-1)

在催化剂KI 作用下，H 2O 2分解反应的机理为：

H 2O 2H 2O ++KI KIO （慢）→ (C2-2)

KIO KI +1

2O

2（快）→ (C2-3)

整个分解反应的速度由慢反应(C2-2)决定：

222222O H KI O H O H c c k dt dc =- (C2-4)

式中c 表示各物质的浓度(mol?L -1)，t 为反应时间(s )，22O H k 为反应速率常数，它的大小仅决定于温度。

在反应中作为催化剂的KI 的浓度保持不变，令K I O H 122c k k ?=，则

222

2O H 1O H c k dt

dc =-

(C2-5)

式中k 1为表观反应速率常数。此式表明，反应速率与H 2O 2浓度的一次方成正比，故称为一级反应。将上式积分得：

01ln ln c t k c t +-= (C2-5)

式中c 0、c t 分别为反应物过氧化氢在起始时刻和t 时刻的浓度。反应半衰期为：

1

12/1693

.02ln k k t =

=

(C2-6) 由反应方程式可知，在常温下，H 2O 2分解的反应速度与氧气析出的速度成正比。析出的氧气体积可由量气管测量。令V ∞表示H 2O 2全部分解所放出的O 2体积，V t 表示H 2O 2在t 时刻放出的O 2体积，则)(t t V V c -∝∞。将该关系式带入(C2-5)，得到

∞∞+-=-V t k V V t ln )ln(1 (C2-7)

本实验采用静态法测定H

2O

2

分解反应速率常数，实验装置见图C2-1。

三、仪器和试剂1．试剂

2．仪器

图C2-1 H 2O 2分解反应速率测量装置

1.电磁搅拌；

2.茄形瓶；

3.磨口塞；

4.活塞；

5.量气管；

6.水准瓶；

7.塑料盖

四．实验方法和实验条件的设计

1. 借助于实验装置和试剂，如何能获得用KI 作催化剂时H 2O 2分解反应的表观反应速率常数k 1？

2. 令α

KI O H 122c k k ?=，若要进一步验证该反应对KI 确实为一级反应，即α=1，并要获得

该反应的速率常数22O H k ，在目前的实验条件还要如何设计实验？请写出实验思路并完成实验。

3. 化学反应速率取决于许多因素，如反应物的浓度、搅拌速度、温度、催化剂等。除碘化物外，能加速H 2O 2分解的催化剂还有Pt 、Ag 、MnO 2、Fe 等等。在实验时间允许的范围内，可改变实验条件，考察其他条件对H 2O 2分解反应的表观反应速率常数k 1的影响，进一步丰富该实验内容。

五、实验步骤

1．H 2O 2分解反应速率测量装置见图C2-1。用移液管移取25 mL 浓度约为0.35 %的H 2O 2溶液放入茄形瓶中，加入磁搅拌子。用电子天平准确称量50 mg 左右的KI(s)放入到小塑料盖内，再用镊子将其小心放入到盛有H 2O 2溶液的茄形瓶中，让盖子漂浮在液面上，不能让H 2O 2接触到KI(s)。

2．试漏。旋转活塞4使量气管与大气相通，举高水准瓶，使液体充满量气管。然后旋紧磨口塞3，通过反复调整水准瓶和活塞4到合适的位置，让反应体系和量气管相通而与大气隔绝的情况下，量气管内液面的位置在刻度1.00附近。读取量气管液面对应的读数。然后把水准瓶放在较低的位置，若量气管中的液面仅在初始有下降，而在随后2 min 内保持不变，表示系统不漏气；否则应找出系统漏气的原因，并设法排除之。

注意：读取量气管读数时务必使水准瓶内液面和量气管内液面处于同一水平。 提示：系统漏气多发生在茄形瓶磨口塞处，可涂抹凡士林或真空脂。

3．用手摇动茄形瓶，使塑料盖中的KI(s)与H 2O 2充分混合，记录反应起始时间，同时开启电磁搅拌开关，调节搅拌速度至中档。

4．每隔一定时间读取量气管内液面所对应的刻度一次，直至反应进行到10 min ~12 min 左右，记录的实验点有7~8个即可结束本次实验。为避免量气管内因气压增大而漏气，在液面下降的同时，应慢慢移动水准瓶，使两液面大致保持在同一水平面，直至反应结束。 5．改变催化剂KI(s)的量分别为100 mg 和150 mg 左右重复上面的实验。

6．过氧化氢的准确浓度的标定。移取H 2O 2溶液10 mL 置于150 mL 锥形瓶中，加入10 mL 3 mol·L -1 H 2SO 4溶液，用0.02260 mol·L -1 KMnO 4标准溶液滴定至淡粉红色，读取消耗KMnO 4标准溶液的体积。重复三次，取平均值。

六．数据处理

1．实验中V ∞可用化学分析法测定。先在酸性溶液中用KMnO 4标准溶液滴定求出过氧化氢的起始浓度，滴定反应为：

2MnO 4-6H +++5H 2O 2

2Mn 2++5O 2+8H 2O

再求所用过氧化氢按式(C2-1)完全分解时产生O 2的摩尔数，根据理想气体状态方程就可以

计算出V ∞，即

*

O

H O 22p

p RT n V -=

∞大气 (C2-8)

式中：p 大气为大气压，*

O

H 2p 为实验温度下水的饱和蒸汽压；T 为实验温度；R 为气体常数。

严格地讲，用含水量气管测量气体体积时，都包含着水蒸气的分体积。若在某温度时，水蒸气已达饱和，则V t 应按下式计算：

)1(*,2大气

测量p p V V O

H

t t -

=

2．福廷式气压计读数的校正（压力计在218房间）

气压计的校正公式为：

?-?-=t t p p 大气 (C2-9)

式中，p t 为气压计的读数，?t 为温度校正项，?为重力加速度及气压计本身的误差校正项。本实验使用的福廷式气压计? = 0。温度校正项?t 为：

t t p t

t

βαβ+-=

?1)( (C2-10)

已知在0~35℃时，汞的平均体膨胀系数β ＝0.0001815 o C -1，黄铜的平均线膨胀系数为

α ＝0.0000184 o C -1。

3．水的饱和蒸气压（*

O

H 2p /Pa ）与温度的关系

摘自：印永嘉主编. 物理化学简明手册. 北京：高等教育出版社，1988：132。

七．思考题

1．若实验在开始测量时，已经先放掉了一部分氧气，这样做对实验结果有没有影响？为什么？

2．读取O 2体积时，为什么要使水准瓶内液面和量气管内液面处于同一水平？。

3.反应中KI 起催化作用，它的浓度与实验测得的表观反应速率常数k 1的关系如何？

过氧化氢的催化分解

过氧化氢分解氧气 成员：罗玉洁、何瑾、徐丽、胡艳、骆磊、申林 一、 实验目的 1、掌握实验室用双氧水制备氧气的原理、装置和操作。 2、了解影响双氧水制备氧气反应速率的因素。 3、能认识催化剂在化学反应中的作用及化学反应前后质量的变化。 二、 实验原理 过氧化氢不稳定，在常温下就能缓慢分解放出氧气。但速度较慢，不易察觉。在过氧化氢溶液中加入适量二氧化锰后，能立即有氧气迅速放出。在此反应中，二氧化锰是催化剂，能加速该反应的发生。 过氧化氢 水+氧气→ 二氧化锰 ↑+??→?2222O O H O H 2MnO 三、 实验药品与仪器 实验药品：5%、30%的双氧水、二氧化锰、氧化铜。 仪 器：注射器（20ml ）、锥形瓶、导管、软木塞、恒温水浴锅、 集气瓶、橡皮管、钥匙。 四、 实验步骤 1、实验室制备氧气 ①连接仪器，检查装置的气密性； ②在锥形瓶中加入少量二氧化锰粉末，旋紧软木塞，用注射器在双氧水瓶里吸取10ml 5%双氧水，将注水器里的双氧水按需要的量缓慢注入加入装有少量二氧化锰粉末的锥形瓶中； ③等气泡连续均匀冒出时，开始收集； ④等集气瓶中液面下降至瓶口，瓶外有气泡产生时，实验结束。并用带火星的木条进行检验。实验装置如下：

改进装置原因： （1）因锥形瓶中的二氧化锰不易收集。所以将锥形瓶换成试管，便于收集二氧化锰，好做称量，证明二氧化锰作为一种催化 剂时，在反应前后质量不变。 （2）用分液漏斗来控制反应的速率,收集装置采用向下排水法。 （3）通过改变浓度、温度、催化剂来探究对双氧水催化分解氧气速率的影响。 2、探究影响双氧水分解速率的因素 （1）浓度对反应的影响 分别将10ml 5%双氧水溶液与10ml 30%双氧水溶液与等量的MnO2混合于试管中，分别观察实验现象。 （2）温度对反应的影响 分别观察：室温下10ml 30%双氧水溶液，发生装置浸入80℃的水浴加热的10ml 30%双氧水的现象。 （3）催化剂对反应的影响 10mL5%双氧水溶液加入少许氧化铜作为催化剂，10 ml 5%双氧水溶液加入少许二氧化锰作为催化剂。且氧化铜与二氧化锰等量，分别观察实验现象。 五、注意事项 1、在做实验之前，必须检查装置的气密性。气密性检查：用止水夹 关闭，打开分液漏斗活塞，向漏斗中加入水，水面不持续下降，就说明气密性良好。 2、双氧水的浓度不能过大，并且不适宜加多过氧化锰，容易造成反 应太剧烈。 3、刚开始出现气泡时，混有空气，此时不易收集氧气，待气泡增多 时，再进行收集。 六、思考题 1、实验中分液漏斗的作用？ 2、二氧化锰在实验中的作用？ 3、与高锰酸钾相比，双氧水分解制取氧气有哪些优点？ 答：1、分液漏斗可以控制反应物的量，从而控制反应的速率。 2、二氧化锰在该反应中做催化剂，能改变反应的速率，而本身 在反应前后质量和化学性质不变，对于生成物的量是没有影响 的。 3、双氧水分解不需要加热，操作简单方便，且可以通过分液漏 斗控制反应物的量，从而控制反应的速率。

蔗糖水解反应速率常数的测定实验报告记录

蔗糖水解反应速率常数的测定实验报告记录

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序号： 6 物理化学实验报告 姓名：××× 院系：化学化工学院 班级：××× 学号：××××××× 指导老师：××× 同组者：×××××××××××

实验项目名称：蔗糖水解反应速率常数的测定 一、实验目的 (1)根据物质的旋光性质研究蔗糖水解反应，测定其反应的速率常数和半衰期； (2)了解旋光仪的基本原理，掌握其使用方法。 二、实验原理 蔗糖在水中转化成葡萄糖与果糖，其反应方程式为 C 12H 22O 11 + H 2O === C 6H 12O 6 + C 6H 12O 6 为使水解反应加速，反应常常以Ｈ+为催化剂，故在酸性介质中进行。由于在较稀的蔗糖溶液中，水是大量的，反应达到终点时，虽有部分水分子参加反应，但可认为其没有改变。因此，在一定的酸度下，反应速度只与蔗糖的浓度有关，所有本反应可视为一级反应。该反应的速度方程为： －dt dc =KC 积分后： ln C C O =Kt 或 ㏑C=－k t+㏑C 。 式中，C 。为反应开始时蔗糖的浓度；C 为时间t 时的蔗糖浓度，K 为水解反应的速率常数。 从上式中可以看出，在不同的时间测定反应物的浓度，并以㏑C t 对t 作图，可得一条直线，由直线斜率即可求出反应速率常数K 。然而反应是不断进行的，要快速分析出某一时刻反应物的浓度比较困

难。但根据反应物蔗糖及生成物都具有旋光性，且他们的旋光性不同，可利用体系在反应过程中旋光度的改变来量度反应的进程。 旋光度与浓度呈正比，且溶液的旋光度为各组分的旋光度之和（加和性）。若以α0，αt，α∞分别为时间0，t，∞时溶液的旋光度，则可导出： C0∝（α0－α∞），C t∝（αt－α∞） 所以可以得出： ㏑（α0－α∞）/（αt－α∞）＝k t 即：㏑（αt－α∞）＝－k t﹢㏑（α0－α∞） 上式中㏑（αt－α∞）对t作图，从所得直线的斜率即可求得反应速度常数K。 一级反应的半衰期则用下式求取： t=㏑2/k＝0.693/k 2/1 三、仪器和试剂 仪器：自动指示旋光仪一台；移液管（25 mL）2支；超级恒温槽1台；烧杯（150 mL）2个；恒温水浴锅1台；吸耳球1个；秒表1块；容量瓶（50mL）1个；锥形瓶（100 mL）2个； 试剂：蔗糖（AR）；2 mol/L的盐酸溶液。 四、实验操作 1、温度设定与准备

第八章 化学反应速率习题解析

第八章化学反应速率习题解析 1.选择题 （1）关于化学反应速率表达不正确的是: A.与体系的大小无关而与浓度大小有关 B.与各物浓度标度选择有关 C.可为正值也可为负值 D.与反应方程式写法有关 E.表示反应速率需标明采用何种物质浓度的变化 （2）对于反应Cl2(g) + 2NO(g) 2NOCl(g)，实验发现，如两反应物浓度都加倍，则反应速率增至8 倍。该反应的级数是: A. 0 B. 1 C. 2 D. 3 E. 1/2 （3）已知A + 2B C，则其速率方程式为: A. v= kc A c B2 B. v= kc A c B C. v= kc B2 D. v= kc3 E. 无法确定（4）进行反应A + 2D 3G在298K及2L容器中进行，若某时刻反应进度随时间变化率为0.3mo l·s-1,则G的生成速率为（单位：mol·L-1·s-1）: A. 0.15 B. 0.9 C. 0.45 D. 0.2 E. 0.35 （5）某反应速率常数k=2.31×10-2mol-1·L·s-1,反应起始浓度为1.0 mol·L-1，则反应的半衰期为: A. 43.29s B. 15s C. 30s D. 21.65s E. 25s 答：（1）C （2）D （3）E （4）C （5）C 2.解释下例名词 (1) 化学反应速率(2) 元反应(3) 速率控制步骤(4) 有效碰撞(5) 活化分子(6) 活化能(7) 速率常数(8) 反应级数(9) 半衰期(10) 催化剂(11 )酶（略） 3.什么是质量作用定律？应用时要注意些什么？ 答：在一定温度下，元反应的反应速率与反应物浓度以反应分子数为幂的乘积成正比，这就是质量作用定律 应用时要注意：①质量作用定律仅适用于元反应。②纯固态或纯液态反应物的浓度不写入速率方程式。 4.试比较碰撞理论与过渡态理论的异同。 相同点：活化能越大，反应速率越慢。

过氧化氢的催化分解

过氧化氢的催化分解 一、实验目的 1、了解不同催化剂对过氧化氢（H2O2）催化分解速率的影响。 2、认知能催化分解H2O2的不同催化剂。 二、实验原理 过氧化氢催化分解是一级反应：H2O2→H2O+1/2O2.。（凡是反应速度只与反应浓度的一次方成正比的反应称为一级反应。）实验证明，过氧化氢的反应机理为一级反应.化学反应速度取决于反应物的浓度、温度、反应压力、催化剂、搅拌速度等许多因素。许多催化剂如Pt、Ag、Cr、MnO2、FeCl3、CuO、血液、铁丝、炭粉、土豆丝等都能加速H2O2分解。用土豆丝来催化分解H2O2溶液，说明生物体内不断产生的过氧化氢酶，可促使H2O2迅速分解，这种酶广泛存在于动植物组织中。 三、实验仪器与药品 仪器：试管（2个）、具支试管（1个）、锈铁丝、气球、土豆丝、 药品：H2O2溶液， 四、实验步骤 1，过氧化氢溶液的制备 用移液管吸取30℅H2O2溶液5ml，置于50ml容量瓶中，稀释至刻度线，摇匀定容，即得实验用的H2O2溶液。 2，酶催化作用的验证实验 取两只试管，在一支试管中放入切成细条状的土豆丝。分别向两支试管中注入3%的H2O2 5ml,注意观察现象（放入土豆丝的试管中迅速产生大量的气泡，泡沫很快充满试管；用玻璃棒桶开泡沫，）插入带火星的木条，则木条立即复燃，而另一支试管中无明显现象。 3，用抽动法做“催化剂对H2O2分解速度的影响”的实验 ①取一支具支试管，在具支试管中加入10ml浓度30%H2O2溶液，在支管上装上小气球，通过橡皮塞插入一根已生锈的绕成螺旋状的粗铁丝。 ②将螺旋状的锈铁丝向下插入H2O2溶液中是，注意观察现象的变化。（H2O2迅速分解，锈铁丝表面上，有大量气泡产生。气球鼓起；把铁丝向上拉，离开H2O2溶液，则反应不明显。） ③取下塞子，用带火星木条放在试管口，注意观察现象变化。（则木条立即复燃，说明有O2生成。） 五、注意事项 1、实验过程中注意安全 2、玻璃仪器轻拿轻放 六、思考题 1，催化剂对反应速度有何影响？ 2，常用催化剂有哪些？

实验五化学反应速率和速率常数的测定

实验五化学反应速率和速率常数的测定 一、预习要点 ①化学反应速率基本概念以及浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。 ②本实验测定反应速率及速率常数的基本原理、实验方法。 二、目的要求 ①了解浓度、温度和催化剂对反应速率的影响。 ②测定过二硫酸俊与碘化钾反应的平均反应速率，并计算不同温度下的反应速率常数。 三、实验原理 在水溶液中，过二硫酸俊与碘化钾发生如下反应： (NH 4)2 S2O8+3KI ——(NH 4)2SO4 + K2SO4 + KI 3 它的离子反应方程式为： S2O8+3I-——2SO4+I3- 因为化学反应速率是以单位时间内反应物或生成物浓度的改变值来表示的，所以上述反 应的平均速率为： 2 2 2 、 C(S2O8 )1 C(S2O8 )2 C(S2O8 ) tT^1 t 式中，△ C(S2O82-)为S2O82-在At时间内浓度的改变值。为了测定出△ C(S2O82-)，在混合(NH 4)2 S2O8和KI溶液时，用淀粉溶液作指示剂，同时加入一定体积的已知浓度的N32S2O3,这样 溶液在反应(1)进行的同时，也进行着如下反应： S2O32-+I3-——S4O62-+3I- 反应(2)进行得非常快，几乎瞬间完成，而反应(1)却慢得多，于是由反应(1)生成的碘立 刻与S2O32-反应，生成了无色的S4O62-和I-,因此在开始一段时间内，看不到碘与淀粉作用 而显示出来的特有的蓝色，但是，一旦Na2S2O3耗尽，则继续游离出来的碘，即使是微量的，也能使淀粉指示剂变蓝。所以蓝色的出现就标志着反应(2)的完成。 从反应方程式⑴和⑵的关系可以看出，S2O82-浓度的减少量等于S2O32-减少量的一半， 2 c(S2O8 )c(S2O；) 2 因为S2O32-在溶液显蓝色时几乎完全耗掉，故^ C(S2O32-)实际上就等于反应开始时 Na2S2O3的浓度，由于本实验中的每份混合溶液只改变(NH4)2S2O8和KI的浓度，而使用的Na2S2O3的起始浓度都是相同的，因此到蓝色出现时已耗去的S2O82-即^ C(S2O82-)也都是相同的。这样只要记下从反应开始到溶液出现蓝色所需要的时间(△ t),就可以求算在各种不同浓 2 度下的平均反应速率C(S 2°8) t 实验证明：过二硫酸俊与碘化钾的反应速率和反应的浓度的关系如下： 2 值。8 ) t kc(S2。；)C(I ) k式中的为反应速率常数，C(S2O82-)和C(I-)分别为两种离子的初始浓度(mol ? L-1),利用 (3)即可求算出反应速率常数k值。 四、实验用品 量筒(10mL)，烧杯(50mL)，秒表，温度计(0?100C)。

1,某反应速率常数单位是mol·l1·s1,该反应级数为

第六章习题 一、选择题 1、某反应速率常数单位是ｍol·l－1·ｓ－1,该反应级数为（) A、3级 B、2级 C、１级Ｄ、0级 ２、某反应物反应了3/4所需时间是反应了１/2所需时间的２倍,则该反应级数为（） A、0级 B、1级 C、2级 D、3级 ３、某反应在指定温度下，速率常数是k=4.６2×10-2min-1,反应物的初始浓度为 0.1ｍｏl·l-1,则该反应的半衰期为() A、1５min B、30ｍin C、１５0ｍｉn D、不能求解 ４、已知某反应的级数是一级，则可确定该反应一定是（） A、简单反应 B、单分子反应 C、复杂反应 D、上述都不对 5、任何化学反应的半衰期与初始浓度c0、速率常数ｋ的关系是( ) A、与ｋ、c0均有关 B、与c０有关,与ｋ无关 C、与ｋ有关Ｄ、与ｃ0无关,与ｋ有关 6、某反应进行时，反应物浓度与时间成线性关系,则此反应的半衰期与反应物初始浓度的关系是( ) A、成正比 B、成反比 C、平方成反比 D、无关 7、某复杂反应表观速率常数k与各基元反应速率常数间关系为 k＝ｋ2（k1／2k4)1/2 则表观活化能Ｅa与各基元反应活化能E i之间关系是（) A、E a=E2+１/2(E1-2Ｅ4) B、Eａ=E2＋１／2(E1-Ｅ４) C、Eａ=E2+ (E1-２E４)1／2Ｄ、E a＝E2×１/2(E１／２E4) ８、半衰期为１０天的某放射性元素净重8克，40天后其净重为（) A、４克 B、2克 C、1克 D、０．5克 9、氢和氧的反应发展为爆炸是因为( ） A、大量的引发剂引发 B、直链传递的速率增加 C、自由基被消除 D、生成双自由基，形成支链 １0、一个反应的活化能为８3．68kＪ·mol-1,在室温2７℃时,温度每增加１Ｋ，反应速率常数增加的百分数( ) A、4％Ｂ、90% C、１１% D、50% 11、在T、V恒定的条件下,基元反应A(g)＋B(g）→D(g）,若初始浓度c A,0>＞cＢ, ０，即在反应过程中物质A大量过剩，其反应掉的物质的量浓度与c A ，0 相比较,完 全可以忽略不计。则此反应的级数ｎ=（) Ａ、１B、２C、3 Ｄ、0

过氧化氢的催化分解

过氧化氢的催化分解 一、实验原理 过氧化氢水溶液在室温下，没有催化剂存在时，分解反应进行得很慢，但在含有催化剂I –的中性溶液中，其分解速率大大加快，反应式为：2H 2O 2 == 2H 2O + O 2(g) 反应机理为： H 2O 2 + I – → H 2O + IO – k 1 (慢) (1) H 2O 2 + IO – → H 2O + O 2(g) + I – k 2 (快) (2) 整个分解反应的速率由慢反应(1)决定，速率方程为： 22 -22H O 1H O I dc k c c dt -= 因反应(2)进行得很快且很完全，I –的浓度始终保持不变，故上式可写成： 22 22H O H O dc kc dt -= 式中，-1I k k c =，k 为表观反应速率常数。将上式积分得 0ln c kt c = 此式表明，反应速率与H 2O 2浓度的一次方成正比，故称为一级反应。将上式积分得： 01ln ln c t k c t +-= 式中c 0、c t 分别为反应物过氧化氢在起始时刻和t 时刻的浓度。 反应半衰期为： 1 12/1693.02ln k k t == 设H 2O 2完全分解时放出O 2的体积为V ∞，反应t 时放出O 2的体积为V ， 则c 0∝V ∞，c ∝(V ∞ – V )，故 ln V kt V V ∞∞=- ln -V V kt V ∞∞-= ln -+ln V V kt V ∞∞-=（） 以ln(V ∞ – V )对t 作图应得一直线，从直线斜率(– k )即可求得H 2O 2分解反应的速率常数。故实验需测定反应不同时刻O 2的体积V 及H 2O 2完全分解时O 2的体积V ∞。V ∞可用下法之一求出。 (a) 加热法 在测定若干个V 数据后，将H 2O 2溶液加热至50~60 ℃ 约15 min ，可以认为H 2O 2已分解完全，待冷却至室温后，记下量气管的读数，即为V ∞。

过氧化氢催化分解反应速率常数的测定

过氧化氢催化分解反应速率常数的测定 分类：药学资料 标签： 化学 实验报告 过氧化氢 反应速率常数 教育 一、实验目的 （1）了解过氧化氢催化分解反应速率常数的测定方法。 （2）熟悉一级反应的特点，了解催化剂对反映速率的影响。 （3）掌握用图解计算法求反应速率常数。 二、实验用品 1、仪器 玻璃反应容器1个、水准瓶1个、50mL量气管1个、超级恒温槽1套、三通活塞1个、秒表1块、10mL量筒1个、5mL吸量管2支、胶管3m。 2、药品 质量分数为2%的H2O2溶液（新鲜配制）、0.1mol·L-1KI溶液。 三、实验原理与技术

过氧化氢很不稳定，在常温下的分解反应式为： H2O2→H2O+1/2O2（Ⅰ） 在KI作用下的分解反应机理为： H2O2+KI→KIO+ H2O （慢）（Ⅱ） KIO→KI+1/2O2 （快）（Ⅲ） （Ⅱ）式是H2O2分解的速控步骤，H2O2分解反应的反应速率方程为： －dc H2O2/d t=k′c H2O2·c KI （Ⅳ） 因为c KI近似不变，（Ⅳ）式可简化为： －dc H2O2/d t=k c H2O2 （Ⅴ） （其中k=k′c KI）。 H2O2的催化分解反应为一级反应，对（Ⅴ）式积分可得：ln（c/ c0）=－kt （Ⅵ） （其中c0为H2O2的初始浓度；c为反应至t时刻H2O2的浓度；k为H2O2的催化分解反应的速率常数）。 反应的半衰期为： t1/2= ln2/k=0.693/k （Ⅶ） 在等温等压条件下，在H2O2的分解反应中，氧气体积增长速率反映了H2O2的分解速率，本实验就是通过测定不同时刻放出的氧气的体积，间接地求出H2O2在相应时刻的浓度，这种方法称为物理法。 令ⅴ∞表示H2O2全部分解放出的O2的体积；ⅴt表示反应至t时刻放出的O2的体积；则由（Ⅰ）式可看出：

一级反应速率常数测量

一级反应速率常数测量 一、 实验原理 1. 蔗糖水解反应是典型的一级，是一个准一级反应而已。 C 12H 22O 11＋H 2O （酸催化）＝ C 6H 12O 6（葡萄糖）＋C 6H 12O 6（果糖） 本是二级反应，由于水是大量的， 成为准一级反应。 －dc/dt ＝k 1c 积分： lnc ＝ k 1t ＋ B 或 lnc 0/c ＝ k 1t 2. 旋光度α与浓度的关系。 20℃时，蔗糖的比旋光度〔α〕＝66.6°；葡萄糖比旋光度〔α〕＝52.5°； 果糖的比旋光度〔α〕＝－91.9° 蔗糖水解反应，开始体系是右旋的角度大，随反应进行，旋光角度减少，变成左旋。旋光角度α与浓度关系式：α＝〔α〕Lc L 是旋光管长度，〔α〕仅与温度有关，当温度，旋光管长度一定，α与浓度c 成正比。可写成 α＝Kc 3 .用α表示的一级反应动力学方程： A ――→ B ＋ D t=0 C 0 α0＝K A C 0 （1） t=t CA C B ＝C 0－C A ； C D ＝C 0－C A αt ＝αA ＋αB ＋αD ＝K A C A ＋（K B ＋K D ） （C B ＋C D ） （2） t=∞ 0 C 0 ； C 0 α∞＝（K B ＋K D ）C 0 （3） (1)－(3)： α0－α∞＝（K A －K B －K D ）C 0 C0＝（α0－α∞）/（K A －K B －K D ） (2)－(3)：α0－αt ＝（K A －K B －K D ）C A C A ＝（α0－αt ）/（K A －K B －K D ） 代入一级反应动力学方程： ∝-∝-==ααααt A c c t k 001ln ln 或 B t k c +-=1ln 得到 ')ln(1B t k t +-=-∝αα 二、仪器药品（略）

乙酸乙酯皂化反应速率常数的测定

乙酸乙酯皂化反应速率常数的测定 一、实验目的 1.学习电导法测定乙酸乙酯皂化反应速率常数的原理和方法以及活化能的测定方法； 2.了解二级反应的特点，学会用图解计算法求二级反应的速率常数； 3.熟悉电导仪的使用。 二、实验原理 （1）速率常数的测定 乙酸乙酯皂化反应时典型的二级反应，其反应式为： CH 3COOC 2H 5＋NaOH = CH 3OONa ＋C 2H 5OH t=0 C 0 C 0 0 0 t=t Ct Ct C 0 - Ct C 0 -Ct t=∞ 0 0 C 0 C 0 速率方程式 2kc dt dc =- ，积分并整理得速率常数k 的表达式为： t 0t 0c c c c t 1k -?= 假定此反应在稀溶液中进行，且CH 3COONa 全部电离。则参加导电离子有Na ＋ 、OH －、CH 3COO －,而Na ＋反应前后不变，OH －的迁移率远远大于CH 3COO －，随着反 应的进行， OH － 不断减小，CH 3COO －不断增加，所以体系的电导率不断下降，且体系电导率（κ） 的下降和产物CH 3COO －的浓度成正比。 令0κ、t κ和∞κ分别为0、t 和∞时刻的电导率，则： t=t 时，C 0 –Ct=K （0κ-t κ） K 为比例常数 t→∞时，C 0= K （0κ-∞κ） 联立以上式子，整理得：

∞+-?= κκκκt kc 1t 00t 可见，即已知起始浓度C 0，在恒温条件下，测得0κ和t κ，并以t κ对t t 0κκ-作图，可得一直线，则直线斜率0 kc 1 m = ，从而求得此温度下的反应速率常数k 。 （2）活化能的测定原理： )11(k k ln 2 1a 12T T R E -= 因此只要测出两个不同温度对应的速率常数，就可以算出反应的表观活化能。 三、仪器与试剂 电导率仪 1台 铂黑电极 1支 大试管 5支 恒温槽 1台 移液管 3支 氢氧化钠溶液（0.02mol/L ） 乙酸乙酯溶液（0.02mol/L ） 四、实验步骤 1.标定NaOH 溶液及乙酸乙酯溶液的配制 计算标定0.023/dm mol NaOH 溶液所需的草酸二份，放入锥形瓶中，用少量去离子水溶解之，标定溶液。计算出配制与NaOH 等浓度的乙酸乙酯溶液100mL 所需化学纯乙酸乙酯的质量，根据不同温度下乙酸乙酯的密度计算其体积(乙酸乙酯的取样是通过量取一定量的体积)，于ml 100容量瓶中加入约3/2容积的去离子水，然后用1mL 移液管吸取所需的乙酸乙酯加入容量瓶中，加水至刻度，摇匀。 2.调节恒温水浴调节恒温水浴温度为30℃1.0±℃。 3.电导率0K 的测定 用mL 20移液管量取去离子水及标定过的NaOH 溶液各mL 20，在干燥的100mL 烧杯中混匀，用少量稀释后的NaOH 溶液淋洗电导电极及电极管3次，装入适量的此NaOH 溶液于电极管中，浸入电导电极并置于恒温水浴中恒温。将

过氧化氢的分解

实验 过氧化氢的分解 一、 实验目的 1．测定H 2O 2分解反应的速率系数和半衰期。 2．熟悉一级反应的特点，了解温度和催化剂等因素对一级反应的影响。 3．学会用图解法求一级反应的速率系数。 二、 实验原理 过氧化氢是很不稳定的化合物，在没有催化剂作用时也能分解，但分解速度很慢。但加入催化剂时能促使H 2O 2较快分解，分解反应按下式进行： H 2O 2→H 2O+ 2 1O 2 (1) 在催化剂KI 作用下，H 2O 2分解反应的机理为： H 2O 2+KI →KIO+ H 2O （慢） (2) KIO →KI+ 2 1O 2 （快） (3) KI 与H 2O 2生成了中间产物KIO ，改变了反应的机理，使反应的活化能降低，反应加快。反应（2）较（3）慢得多，成为H 2O 2分解的控制步骤。 H 2O 2分解反应速率表示为： r = dt dc ) O H (22 反应速率方程为： dt dc ) O H (22=k ’c(H 2O 2)c(KI) (4) KI 在反应中不断再生，其浓度近似不变，这样（4）式可简化为： dt dc ) O H (22=kc(H 2O 2) (5) 其中，k=k ’c (KI)，k 与催化剂浓度成正比。 由（5）式看出H 2O 2催化分解为一级反应，积分（5）式得：ln 0 c c = - kt （6） 式中：c 0——H 2O 2的初始浓度；c ——t 时刻H 2O 2的浓度。 一级反应半衰期t 2 1为： t 2 1= k 2ln = k 693.0 (7) 可见一级反应的半衰期与起始浓度无关，与反应速率系数成反比。本实验通过测定H 2O 2 分解时放出O 2的体积来求反应速率系数k 。从H 2O 2=== H 2O+ 2 1O 2中可看出在一定温度、一定 压力下反应所产生O 2的体积V 与消耗掉的H 2O 2浓度成正比，完全分解时放出O 2的体积V ∞与H 2O 2溶液初始浓度c 0成正比，其比例常数为定值，则c 0∝V ∞、c 0∝(V ∞-V)

丙酮碘化反应速率常数的测定讲义

丙酮碘化反应速率常数的测定 一、实验目的 1、掌握利用分光光度法测定酸催化时丙酮碘化反应速度常数及活化能的实验方法。 2、加深对复杂反应特征的理解。 二、实验原理 酸溶液中丙酮碘化反应是一个复杂反应，反应方程为： CH 3H 3C O +I 2 H + CH 2I H 3C O +I -+H + H +是反应的催化剂，由于丙酮碘化反应本身生成H +，所以这是一个自动催化反应。 实验测定表明，反应速率在酸性溶液中随氢离子浓度的增大而增大。反应式中包含产物，其动力学方程式为： r q p A A H c I c kc dt I dc dt dc )()()(22+=-=- =υ （1） 式中υ为反应速率，A c 、)(2I c 、)(+ H c 分别为丙酮、碘、盐酸的浓度（mol/L ），κ为反应速率常数，p 、q 、r 分别为丙酮、碘和氢离子的反应级数。速率、速率常数和反应级数均可由实验测定。 实验证明丙酮碘化反应是一个复杂反应，一般认为可分成两步进行，即： H + 2 C CH 2 H 3C OH C CH 2 H 3C O （ i ） C H 3C O C CH 2 H 3C OH I 2 CH 2I I - k 3 (ii) 反应(i)是丙酮的烯醇化反应，反应可逆且进行的很慢。反应(ii)是烯醇的碘化反应，反应快速且能进行到底。因此，丙酮碘化反应的总速度可认为是由反应(i)所决定。丙酮碘化反应对碘的反应级数是零级，故碘的浓度对反应速率没有影响，即动力学方程中q 为零，原来的速率方程可写成： r p A I H c kc dt dc )(2+=- =υ (2)

由于反应并不停留在一元碘化丙酮上，还会继续反应下去，故采取初始速率法，因此丙酮和酸应大大过量，而用少量的碘来限制反应程度。这样在碘完全消耗之前，丙酮和酸的浓度基本保持不变。由于反应速率与碘浓度无关（除非在酸度很高的情况下），因而直到碘全部消耗前，反应速率是常数。即： 常数==- =+r p A I H c kc dt dc )(2υ （3） 因此，将)(2I c 对时间t 作图为一直线，直线斜率即为反应速率。 为了测定指数p ，需要进行两次实验。先固定氢离子的浓度不变，改变丙酮的浓度，若分别用I 、II 表示这两次实验，使)(II A c =u )(I A c ，)(+ II H c = )(+ I H c ，由式子（3）可得： p I p I p p I r I p II r II p I II u A C A C u H C A kC H C A kC ===++ ) ()()()()()(υυ （4） u p I II lg lg =υυ （5） u p I II lg /lg υυ= （6） 同样方法可以求指数r 。使)(II A c =)(I A c I ，)(+ II H c =w )(+ I H c ，可得出： w r I III lg /lg υυ= (7) 根据式子(2)，由指数、反应速率和浓度数据就可以计算出速率常数κ。由两个温度下的速率常数，由阿累尼乌斯公式: 1 21221lg 303.2k k T T T T R E -= (8) 求得化学反应的活化能E 。 因碘溶液在可见区有宽的吸收带，而在此吸收带中，盐酸、丙酮、碘化丙酮和碘化钾溶液则没有明显的吸收，所以可采用分光光度法直接测量碘浓度的变化,以跟踪反应进程。在本实验中，通过测定溶液510nm 光的吸收来确定碘浓度。溶液的吸光度A 与浓度c 的关系为： A=Kcd (9) 其中A 为吸光度，K 为吸光系数，d 为溶液厚度，c 为溶液浓度（mol/L ）。在一定的溶质、

皂化反应速率常数的测定实验数据处理

五、实验记录和处理 1、将实验数据记录于下表一中。 室温：24℃ 大气压：100.42KPa k0(25℃)=2.510 k∞(25℃)=0.896 k0 2、以k t对(k0-k t)/t作图，根据直线斜率求速率常数值。拟合直线见图一、图二。

k t (k 0-k t )/t 图一25℃下k t ~(k 0-k t )/t 拟合直线 注：拟合度R 2=0.99089，说明直线拟合的很好，可以用于计算。 k t (k 0-k t )/t 图二35℃下k t ~(k 0-k t )/t 拟合直线

注：拟合度R 2=0.9694，说明直线拟合地较好，可以用于计算。 （1）由图一知，直线斜率为15.70158 NaOH （分析纯）：0.0832g 定容体积：100mL NaOH 浓度：0.0208mol/L 稀释后NaOH 浓度：0.0104mol/L ，即a=0.0104mol/L 。 根据推导公式： k t = ∞+-?k t k k t 0ak 1 所以，25℃时反应速率常数k=6.1238L/(mol ·min) 查阅书籍：25℃时的反应速率常数标准值为：6.4254L/(mol ·min) 因此实验测量的相对误差为：4.69% （2）由图二知，直线斜率为8.23511， a=0.0104mol/L 。 根据推导， k t = ∞+-?k t k k t 0ak 1 所以，35℃时反应速率常数k=11.6761L/(mol ·min) 查阅书籍，35℃时的反应速率常数标准值为：11.9411L/(mol ·min) 因此实验测量的相对误差为：2.2% 3、计算反应活化能。 根据Arrhenius 公式： lnk 2/k 1=E(T 2-T 1)/(RT 1T 2) 所需物理量的相关数值见表二： 表二求活化能所需物理量的相关数值 将数值代入公式，求得：E=49.29kJ/mol 将反应速率常数标准值代入公式，求得反应活化能的标准值：E=47.34kJ/mol 因此实验测量的相对误差为：4.12%

一级反应

蔗糖水解反应速度常数的测定 一、实验目的 1、掌握旋光法测定蔗糖水解反应速度常数的测定方法。 2、掌握WZZ —3型自动旋光仪的使用方法。 二、实验原理 蔗糖在水中水解成葡萄糖和果糖的反应为: 612661262112212O H C O H C O H O H C H +?→?++ 为使水解反应加速，反应在酸性介质中进行，以O H 3作催化剂。反应中水是大量的，与蔗糖浓度相比，可以认为它的浓度没变，故反应可视为一级(准一级反应)，其动力学方程为： t t c c t k t k c c c k dt dc 00lg 303.2ln ===-或 积分得 k t c c t 2ln 21210==：　时，　反应的半衰期为 由此可知：起始浓度0c 是已知的，只要知道了反应进行到t 时刻时所对应的浓度t c 即可。t c 的测量是利用其蔗糖、葡萄糖、果糖这三种物质的光学性质。蔗糖及其水解产物葡萄糖、果糖均为旋光物质，因此，可以利用体系在反应过程中旋光度的改变来量度反应的进程，旋光度用α来表示，它与下列因有关 当物质种类、液层厚度、光源波长与反应温度确定之后，旋光度仅与浓度有关且与浓度成正比。旋光度具有加和性。蔗糖是右旋性[] 37.6620=D α，葡萄糖是右旋性[] 7.5220=D α，果糖是左旋性[] 9220 -=D α。随着反应的进行体系的旋光度是最大右旋角向最大左旋角变化。 设： t ＝ 0 时 α0 t ＝ t 时 t α t = ∞ 时∞α 当t ＝ 0 00c k 反=α ----------① 蔗糖未转化 当 t = ∞ 0c k 产=∞α ---------② 全部转化 当 t ＝ t ）（产反t t t c c k c k -+=0α --------③ )(光源波长、温度、浓度物质种类、液层厚度、f =α

一级反应 过氧化氢分解反应速率测定

过氧化氢催化分解反应速率常数的测定 一、实验目的 （1）了解过氧化氢催化分解反应速率常数的测定方法。 （2）熟悉一级反应的特点，了解催化剂对反映速率的影响。 （3）掌握用图解计算法求反应速率常数。 二、实验用品 1、仪器 玻璃反应容器1个、水准瓶1个、50mL量气管1个、超级恒温槽1套、三通活塞1个、秒表1块、10mL量筒1个、5mL吸量管2支、胶管3m。 2、药品 质量分数为2%的H2O2溶液（新鲜配制）、0.1mol·L-1KI溶液。 三、实验原理与技术 过氧化氢很不稳定，在常温下的分解反应式为： H2O2→H2O+1/2O2（Ⅰ） 在KI作用下的分解反应机理为： H2O2+KI→KIO+ H2O （慢）（Ⅱ） KIO→KI+1/2O2（快）（Ⅲ） （Ⅱ）式是H2O2分解的速控步骤，H2O2分解反应的反应速率方程为： －dcH2O2/d t=k′cH2O2·cKI（Ⅳ） 因为cKI近似不变，（Ⅳ）式可简化为： －dcH2O2/d t=k cH2O2 （Ⅴ） （其中k=k′cKI）。

H2O2的催化分解反应为一级反应，对（Ⅴ）式积分可得：ln（c/ c0）=－kt （Ⅵ） （其中c0为H2O2的初始浓度；c为反应至t时刻H2O2的浓度；k为H2O2的催化分解反应的速率常数）。 反应的半衰期为： t1/2= ln2/k=0.693/k （Ⅶ） 在等温等压条件下，在H2O2的分解反应中，氧气体积增长速率反映了H2O2的分解速率，本实验就是通过测定不同时刻放出的氧气的体积，间接地求出H2O2在相应时刻的浓度，这种方法称为物理法。 令ⅴ∞表示H2O2全部分解放出的O2的体积；ⅴt表示反应至t时刻放出的O2的体积；则由（Ⅰ）式可看出： 定温定压下反应产生的O2的体积ⅴt与被消耗的H2O2的浓度成正比，而 ⅴ∞则与H2O2的初始浓度成正比，且两者比例系数为定值，则：c。∝ⅴ∞；c∝（ⅴ∞-ⅴt）。 代入（Ⅵ）式可得：ln[（ⅴ∞-ⅴt）/ⅴ∞]=－kt （Ⅷ） →ln（ⅴ∞-ⅴt）=－kt＋lnⅴ∞（Ⅸ） （其中ⅴ∞可以通过外推法或加热法求得）。 四、实验步骤 （1）组装仪器（实验室工作人员已经装好）。 （2）先用量筒量10mL蒸馏水和用吸量管吸取5mL 0.1mol·L-1KI溶液注入反应器的一室；再用另一支吸量管吸取5mL质量分数为2%的H2O2溶液于另一室。（注：此过程中各室的溶液都不能滴漏于另一边）。接着，盖好瓶塞，查漏。方法如下： 水准瓶装入一定量蒸馏水，旋转三同活塞，使体系与外界相通；高举水准瓶，使量气管的水平面达到0.00mL（即ⅴ０）刻度处，然后再旋转三通活塞，使体系与外界隔绝，水准瓶放回实验台面。2min内保持不变，则表示不漏气；否则，要找出原因，排除它。 （3）倾斜反应器，使KI溶液流入H2O2溶液中，立即开启秒表，混合溶液两室中反复转移3－4次，最后全部停留在一室，平稳且力度适中地摇匀。（注：反应器必须与量气管相通）

乙酸乙酯皂化反应速率常数的测定实验报告

学号：201114120222 基础物理化学实验报告 实验名称：乙酸乙酯皂化反应速率常数的测定应用化学二班班级 03 组号 实验人姓名： xx 同组人姓名：xxxx 指导老师：李旭老师 实验日期： 2013-10-29 湘南学院化学与生命科学系

一、实验目的： 1、了解测定化学反应速率常数的一种物理方法——电导法。 2、了解二级反应的特点，学会用图解法求二级反应的速率常数。 3、掌握DDS-11A 型数字电导率仪和控温仪使用方法。 二、实验原理： 1、对于二级反应：A+B →产物，如果A ，B 两物质起始浓度相同，均为a ，则反应速率的表示式为 2)(x a K dt dx -= (1) 式中x 为时间t 反应物消耗掉的摩尔数，上式定积分得： x a x ta K -= ·1 (2) 以 t x a x ~-作图若所得为直线，证明是二级反应。并可以从直线的斜率求出k 。 所以在反应进行过程中，只要能够测出反应物或产物的浓度，即可求得该反应的速率常数。 如果知道不同温度下的速率常数k (T 1)和k (T 2)，按Arrhenius 公式计算出该反应的活化能E ??? ? ??-?=122112)() (ln T T T T R T K T K E a （3） 2、乙酸乙酯皂化反应是二级反应，其反应式为： OH -电导率大，CH 3COO -电导率小。因此，在反应进行过程中，电

导率大的OH -逐渐为电导率小的CH 3COO -所取代，溶液电导率有显著降低。对稀溶液而言，强电解质的电导率L 与其浓度成正比，而且溶液的总电导率就等于组成该溶液的电解质电导率之和。如果乙酸乙酯皂化在稀溶液下反应就存在如下关系式： a A L 10= （4） a A L 2=∞ （5） x A x a A L t 21)(+-= （6） A 1，A 2是与温度、电解质性质，溶剂等因素有关的比例常数，0L ， ∞L 分别为反应开始和终了时溶液的总电导率。t L 为时间t 时溶液的总 电导率。由(4)，(5)，(6)三式可得： a L L L L x t ·0 0??? ? ??--=∞ 代入(2)式得： ??? ? ??--=∞ L L L L a t K t t 0·1 （7） 重新排列即得： ∞+-= L t L L k a L t t 0·1 三、实验仪器及试剂 DDS-11A 型数字电导率仪1台（附铂黑电极1支），恒温槽1台， 秒表1只，电导池3支，移液管3支；0.0200mol ／L 乙酸乙酯(新配的)，O.0200mol ／L 氢氧化钠(新配的)

反应速率常数和活化能的测定[8]

实验一氯化一氯五氨合钴水合反应速率常数和活化能的测定[8] 1.实验仪器与药品 分析天平、722型分光光度计、秒表、恒温水浴、烧杯、25ML容量瓶、量筒、微型过滤装置、烘箱 CoCl2·6H2O（固体）、30％H2O2、0.3mol /L HNO3、6.0 mol/L HNO3 、NH4Cl （固体）、浓氨水、6mol/L HCl、浓HCl 、五水乙醇、丙酮、水。 2. 实验过程与方法 （1）[CoCl(NH3)5]Cl2的制备 在小烧杯中加入3ML浓氨水，再加入0.5g氯化铵搅拌使其溶解。在不断搅拌下分数次加入1g 研细的CoCl2·6H2O，得到黄红色[Co(NH3)6]Cl2沉淀。在不断搅拌下慢慢滴入1ML 30％H2O2溶液，生成深红色[Co(NH3)5H2O]Cl3溶液。慢慢注入3ML浓盐酸，生成紫红色[CoCl(NH3)5]Cl2晶体。将次混合物在水浴上加热15min 后，冷却至室温，用微型过滤装置抽滤。用2ML冰冷水洗涤沉淀，然后用2ML冰冷的6mol/L 盐酸洗涤，再用少量乙醇洗涤一次，最后用丙酮洗涤一次，在烘箱中于100---110℃干燥1---2h 。 （2）[CoCl(NH3)5]Cl2水合速度率常数和活化能的测定 称取0.0750g放入小烧杯中，加入少量水，置于水浴中加热使其溶解，再转移至25ML容量瓶中。然后加入1.25ML 6mol/LHNO3,用水稀释至刻度。溶液中配合物浓度为1.2×10-2mol/L,HNO3浓度为0.3mol/L。 将溶液分成二份，分别放入60℃和80℃的恒温水浴中，每隔5min测一次吸光度，当吸光度变化缓慢时，每隔10min测定一次，直至吸光度无明显变化为止。测定时以0.3mol/LHNO3溶液为参比液，用1cm 比色皿在550nm波长下进行测定。 以－ln（A－A∞）对t作图，由直线斜率计算出水合反应速率常数k。由60℃的k60和80℃的k80计算出水合反应的活化能。 ⒊实验结果与讨论 （1）实验结果 A∞=εcl=21.0×1×(0.75÷250.5÷0.025)=0.25

实验2 过氧化氢分解反应动力学-不标定浓度

实验二 过氧化氢分解反应动力学 一、实验目的： 1．熟悉一级反应特点，了解反应物浓度、温度、催化剂等因素对一级反应速度的影响。 2．用静态法测定H 2O 2分解反应的速度常数和半衰期。 3．掌握量气技术，学会用图解计算法求出一级反应的速度常数。 二、实验原理： 凡是反应速度只与反应浓度的一次方成正比的反应称为一级反应。实验证明，过氧化氢的反应机理为一级反应。 化学反应速度取决于反应物的浓度、温度、反应压力、催化剂、搅拌速度等许多因素。 过氧化氢在没有催化剂存在时，分解反应进行的很慢。许多催化剂如Pt 、Ag 、MnO 2、FeCl 3、碘化物等都能加速H 2O 2分解。 过氧化氢分解反应的化学计量式如下： H 2O 2(l) = H 2O(l) + 1/2O 2(g) 若以KI 为催化剂，在KI 作用下催化分解步骤为： KI(l) + H 2O 2(l) = KIO + H 2O(l) （慢） KIO = KI(l) + 1/2O 2(g) 由于第一步的速率比第二步慢得多，所以，第一步为反应的控制步骤。因而可以假定其反应的速率方程式为： -dc A /dt =k ’c KI c A 式中，c A 为反应系统中反应到t 时刻H 2O 2浓度，因KI 在反应过程中浓度不变，故上式可简化为 - dc A /dt = kc A （2.1） 式中k=k ’c KI , 将上式分离变量积分： 当 t=0 时， C A =C 0 ； t=t 时， C A =C t ； 定积分式为： ? ?=-t C C t A A k d t c dc 00 （2.2）

积分结果： 0ln ln c kt c t +-= （2.3） 式是t c t ~ln 的直线方程。反应进行过程中，测定不同时刻 t 时反应系统中H 2O 2的浓度c t ，取得若干组c t 、t 的数据后，以lnc t 对t 作图，得一直线，表明该反应为一级反应（准一级反应），直线斜率为-k 。 在H 2O 2催化分解过程中t 时刻H 2O 2的浓度可通过测量相应的时间内分解放出的氧气的体积得出。放出的氧气的体积与分解了的H 2O 2的量成正比，其比例系数为定值。令V f 表示H 2O 2全部分解放出的氧气的体积，V t 表示H 2O 2在t 时刻分解放出的氧气体积，则： f O H O O H V RTV P V n c ?= = 2 2 002222 ; ()t f O H O O H t t t V V RTV P V n n c c c -?=-= -=2 2' 0'02222 c o ∝V f ， c t ∝ （V f －V t ） 将上述关系代入（14.3）式，得： ln （V f －V t ）= - kt + ln V f (2.4) 如果以ln （V f －V t ）对t 作图得一直线，即验证是一级反应；由直线斜率m 可求出速率常数k ，m = - k 。 (2.4)为ln （V f －V t ）～ t 的直线方程，式中V f 为H 2O 2全部分解放出的氧气体积，反应温度及KI 浓度一定时，它不随时间改变。实验过程中只需要测定反应进行的不同时刻t 时H 2O 2分解放出的氧气体积V t (若干个数据)和反应终了时H 2O 2全部分解放出的氧气体积V f （一个数据），以ln （V f －V t ）对t 作图得一直线，直线斜率为－k ，用作图法可求出反应速率常数k 。 V f 可采用下面两种方法来求得： （a ）外推法：以1/t 为横坐标，对V t 作图，将直线外推至1/t =0，其截距即V f 。 （b ）加热法：在测定若干个V t 数据后，将H 2O 2加热至50—60℃约15分钟，可认为H 2O 2已基本分解完毕，待溶液冷却到实验温度时，读出量气管读数即为V f ，同学们可自择二者之一，与滴定结果作对照。 当02 1 c c t =时，t 可用t 1/2表示，即为反应的半衰期. 由（2.3）式变换得：