XI Международная студенческая научная конференция Студенческий научный форум - 2019

Химическая кинетика – это наука, изучающая механизм и закономерности протекания химических процессов во времени, а также влияние внешних факторов на скорость реакций и те промежуточные стадии, через которые система переходит из начального состояния в конечное.

Нередко скорость сложной химической реакции может зависеть только от скорости одной из ее стадий. Эту стадию называют лимитирующей (т. е. определяющей скорость всей реакции в целом).На примере ОВ реакции между персульфатом натрия и йодидом калия можно показать ,что общий порядок реакции ,который по уравнению реакции равен 3-м ,в действительности равен 2-ум и кинетическим уравнением реакции является уравнение второго порядка.

Целью работы является определение среднего значения константы скорости реакции йодистого калия персульфатом натрия и доказательство того факта. что уравнение второго порядка удовлетворяет данной реакции.

Реакция между персульфатом натрия и йодистым калием идет по общему уравнению со стехиометрическими коэффициентами 1 и 2, т.е. общий порядок П равен 3.Разберем реакцию по стадиям:

Na₂S₂O₈+2KI=K₂SO₄+I₂+NA₂SO₄
S₂O₈^2-+2I^-=2SO₄^2-+I₂
I^- + S₂O₈^2- = S₂O₈I^3- (a)
S₂O₈I^3-=S₂O₈^3-+I^-
S₂O₈^3- + I^- = 2SO₄^2- + I^-

Наиболее медленной стадией является образование промежуточного продукта– иона иодсульфата:I^- + S₂O₈^2- = S₂O₈I^3-  , который разлагается по реакции: 

S₂O₈ I^3- = S₂O₈^3- + I^-, S₂O₈^3- + I^- = 2SO₄^2- + I^- .

Поэтому порядок этой стадии и определяет скорость всего процесса.

Образование йода можно увидеть по посинению раствора крахмала. Крахмал является очень чувствительным реагентом на молекулярный йод. Поэтому даже при самой малой скорости реакции при сливании компонентов раствор окрасится в синий цвет.

Таким образом , кинетическое уравнение реакции представлено в виде :

V = -  = К × C1^- × C_S2O8^2-

Если реакция сложная и она второго порядка, то происходит ряд промежуточных превращений и порядок реакции равен порядку реакции лимитирующей стадии. Известно ,что суммарный порядок реакции равен сумме показателей степеней в кинетическом уравнении реакции .Из этого следует , что реакция окисления йодистого калия является реакцией второго порядка .

Для реакций второго порядка, характерна линейная зависимость обратной концентрации от времени (рис.) и константа скорости равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:

 

Поскольку в данной теории постулируется существование равновесия между исходными реагентами и активированным комплексом, концентрацию последнего можно получить, используя, хотя и формально, имеющийся аппарат расчета констант равновесия Кa.

Образующийся в процессе реакции йод взаимодействует с добавленным тиосульфатом, окисляя его. В момент, когда тиосульфат будет полностью окислен в растворе появляются свободный йод ,который в присутствии крахмала окрасит раствор в синий цвет. Поскольку число грамм-эквивалента прореагировавшего тиосульфата равно числу грамм-эквивалентов оперсульфат натрия ,то по этому количеству грамм-эквивалентов тиосульфата можно судить ,сколько грамм-эквивалентов персульфата натрия вступило в реакцию ко времени появления синей окраски. Так определяют количества исходных веществ в зависимости от времени протекания реакции.

Поскольку в данной работе берутся эквивалентные количества окислителя и восстановителя , константу скорости реакции второго порядка вычисляют по уравнению :

K= ×

Где а –исходное кол-во грамм-эквивалентов реагирующего вещества
х- кол-во грамм-эквивалентов персульфата натрия или йодистого калия , прореагирующего к данному моменту времени.

Для определения константы равновесия скорости используют также графический метод, представляющий вид:

a × K × τ =

Это уравнение прямой вида y=ax,в котором роль у играет х\(а-х),роль х это t,а угловым коэффициентов является множитель аК. Следовательно, если по оси абсцисс откладывать значение t ,а по оси ординат соответствующее им значение х\(а-х),то получим ряд точек ,через которые можно провести прямую.

Как известно, угловой коэффициент прямой равен тангенсу угла наклона ее к оси абсцисс. Тогда:
K =

tg α = a × K

Определив тангенс угла наклона экспериментальной прямой ,вычисляю К_ср–среднее значение константы скорости реакции.

Экспериментальная часть

Мы засекли время проявления синей окраски в семи пробирках, где реагировали йодистый калий и персульфат натрия. Затем определили число грамм-эквивалентов персульфата натрия, вступившего в реакцию к данному моменту времени ( x ) по формуле:

x =

Зная исходное количество реагентов (a) и количество их (x) , прореагировавшее к моменту времени τ, вычисляем по формуле :
К= ×

Таблица вычислений:

№ пробирки	Время появления окраски	Число грамм-эквивалента ,вступившего в р-ию		К= ×
1	00:57:08	10-5	0,052	31
2	Не образовалось	2×10-5	0,11	-
3	00:29:37	3×10-5	0,176	30
4	00:41:16	4×10-5	0,25	30
5	00:54:24	5×10-5	0,33	31
6	01:04:00	6×10-5	0,43	33
7	01:21:03	7×10-5	0,54	32,4

Вывод: мы определили константу скорости реакции окисления иодида персульфатом натрия при заданных начальных концентрациях реагентов по уравнению второго порядка. Из полученных результатов константы скорости видно, что кинетическое уравнение второго порядка удовлетворяет этой реакции, следовательно, тот факт ,что лимитирующей стадией является промежуточная стадия второго порядка ( I^- + S₂O₈^2- = S₂O₈I^3- ) верен.

ВЛИЯНИЕ СРЕДЫ НА СКОРОСТЬ ИОННЫХ РЕАКЦИЙ
Эти реакции сопровождаются рядом специфических эффектов, обусловленных наличием электростатических взаимодействий ионов друг с другом и со средой, из свойств которой наиболее важными по их влиянию на состояние и взаимодействие заряженных частиц являются диэлектрическая проницаемость ε и ионная сила J. Последняя представляет собой обобщенную концентрацию ионов в растворе, записанную в следующей форме: J= 0,5ΣCi Zi 2 , где Ci и Zi — концентрации и заряды различных ионов соответственно. Теория влияния ε и J на скорости реакций заряженных или полярных частиц в растворах детально разработаны и широко используются для установления механизма реакций. Рассмотрим аспекты этой теории, необходимые для понимания явлений, экспериментально наблюдаемых в данной работе. В теории переходного состояния или активированного комплекса скорость химической реакции представляют выражением w = (kБT / h)⋅C , где Т — температура, kБ и h — константы Больцмана и Планка, а С — концентрация активированного комплекса. Множитель kБT/h представляет собой универсальную, т.е. независящую от природы реагентов частоту перехода комплексов через вершину активационного барьера.

Для данной реакции мы определили энергию активации при двух температурах : базовой температуре 25˚С(298 K) и 36,6˚С (310,6 K) (температура руки).
Пользуясь уравнением Аррениуса в форме

И решая его графически, мы находим энергию активации

E_a=×3,4=217508,2 (Дж/моль)

Так как температура входит в уравнение Аррениуса в виде показателя степени, то небольшое изменение температуры приведет к значительному изменению скорости реакции.

Список используемой литературы

Электронный учебно-методический комплекс дисциплины «Физическая и коллоидная химия: учебно-методический комплекс дисциплины» Учебное пособие. ФГУП НТЦ «ИНФОРМРЕГИСТР» Депозитарий электронных изданий. Москва 2010.

Электронный учебник Физическая химия. Химическая термодинамика Данилин В.Н., Шурай П.Е., Боровская Л.В. Краснодар, 2010.

Дифференциальная сканирующая калориметрия легкоплавких металлических систем.Боровская Л.В.Автореферат диссертации на соискание ученой степени кандидата химических наук / Кубанский государственный технологический университет. Краснодар, 1998

Окислительные изменения липидов кормов при хранении и кормопроизводстве. Боровская Л.В., Доценко С.П., Быкова С.Ф., Калашникова Л.И.Ветеринария Кубани. 2014. № 1. С. 12-14.

Теплоаккумулирующие материалы на основе двойных и тройных сплавов н-парафинов. Данилин В.Н., Доценко С.П., Боровская Л.В. Конструкции из композиционных материалов. 1995. № 3-4. С. 13-14.

Исследование термодинамических свойств карбоновых кислот методом ДСК. Боровская Л.В.Фундаментальные исследования. 2013. № 6-5. С. 1120-1123.

Код для цитирования: Скопировать