Причины несовпадения молекулярности и порядка

1) Постоянство концентрации одного или нескольких участников реакции.

[H₂O] = const, следовательно, , т.е. реакция бимолекулярная, но первого порядка.

2) Ступенчатый характер реакции (например, хлорирование NО):

– суммарно

1) стадия: – быстро

2) стадия: – медленно

– второго порядка, но тримолекулярная.

 

Бимолекулярные и тримолекулярные реакции, в которых изменяется концентрация только одного реагирующего вещества при практически постоянной концентрации других, протекают по типу мономолекулярной и называются псевдомономолекулярными.

КАТАЛИЗ

 

Вещество, изменяющее скорость химической реакции и остающееся после реакции в неизменном состоянии и количестве, называется катализатором.

Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов.

Если от добавления катализатора к реагирующей смеси скорость химической реакции увеличивается, катализ называется положительным, если же реакция замедляется, то катализ называют отрицательным.

Если ускорение реакции вызывается катализатором, образующимся в ходе химического процесса, то реакция называется аутокаталитической, а само явление – аутокатализом.

Различные каталитические реакции подразделяются на реакции гомогенного и гетерогенного катализа.

Гомогенный катализ протекает в одной фазе, когда реагирующие вещества и сам катализатор образуют газообразную или жидкую гомогенную (однородную) систему.

Гетерогенный катализ протекает на границе раздела фаз, образуемых катализатором и реагирующими веществами, т.е. реакция идет на поверхности катализатора.

 

Ферментативный катализ

Ферментами называют биологические катализаторы, которые являются продуктами жизнедеятельности живых организмов.

По своей активности биологические катализаторы в миллионы раз превосходят активность химических катализаторов. Присутствие ферментов в ничтожно малых количествах способно расщеплять огромные количества реагирующих веществ. Так, 1 г кристаллического пепсина расщепляет 50 кг коагулированного яичного белка.

В отличие от химических катализаторов ферменты обладают значительно большей специфичностью: каждый из них действует лишь на строго определенную реакцию или группу реакций, протекающих в организме.

В отличие от неорганических катализаторов, фермент в процессе протекания каталитической реакции постепенно разрушается и утрачивает свою активность. Это явление получило название инактивации.

По сравнению с неорганическими катализаторами ферменты имеют значительно более сложное строение. Каждый фермент содержит белок, которым и обусловлена высокая специфичность биологических катализаторов. По своему строению ферменты подразделяются на два больших класса: однокомпонентные и двухкомпонентные. Однокомпонентные состоят только из белковых тел, которые обладают каталитическими свойствами. К двухкомпонентным относятся такие ферменты, такие ферменты, которые состоят из белковой и небелковой части, называемой простетической группой или коферметном.

Выполнение практической части

 

Лабораторная работа

Определение константы скорости реакции окисления
иодистоводородной кислоты перекисью водорода

 

Реакция протекает по уравнению:

.

Иодистоводородную кислоту получают действием серной кислоты на KI:

Скорость реакции между H₂O₂ и HI зависит только от концентрации перекиси водорода.

Ход работы:

 

В колбу емкостью 200 мл вливают 100 мл 0,4% раствора KI и 5 мл 2Н раствора H₂SO₄.

В колбу прибавляют из бюретки 1 мл 0,05 Н раствора Na₂S₂O₃, затем 5 капель 0,5% раствора крахмала и 10 мл 0,05 Н раствора Н₂О₂.

Тщательно перемешиваем раствор и по секундомеру (или часам) отмечаем в таблице момент первого появления голубого окрашивания (t₀). Быстро прибавляют из бюретки еще 1 мл 0,05 Н раствора Na₂S₂O₃ (перемешивают, вследствие чего голубое окрашивание исчезает) и вновь отмечают появление голубого окрашивания (t₁) и т.д., повторив эти операции 4-5 раз. Промежутки времени t₁, t₂ и т.д. отсчитывают от момента первого появления окрашивания (t₀), принимаемого за начало опыта.

Таким образом, в начальный момент опыта (t₀) содержится (А – 1) мл 0,05 Н раствора H₂O₂ и, следовательно, a = A – 1.

К моменту второго появления окрашивания (t₁) прореагирует еще 1 мл 0,05 Н раствора Н₂О₂, следовательно, x = 1, к моменту третьего появления окрашивания x = 2 и т.д.

Константу скорости вычисляем по уравнению:

или

где k – константа скорости;

a – исходное количество вещества;

х – количество вещества за промежуток времени t;

(а – х) – количество вещества, оставшееся к концу времени t.

Отношение количеств вещества под логарифмом можно заменить пропорциональным ему отношением объемов раствора.

 

Результаты работы записываем в таблицу:

 

Появление окрашивания	Время астрономическое	Время от начала опыта t = tn – t0		a – x	lg(a – x)	lg a – lg(a – x)	k
мин.	сек.	в мин
1.	t0 =	-	-	-	-	9	0,9542	-	-
2.	t1 =						0,9031	0,0511
3.	t2 =						0,8451	0,1091
4.	t3 =						0,7782	0,1760
5.	t4 =						0,6990	0,2552
	kср =

 

Материальное оснащение занятия:

2. приборы и оборудование: колбы, цилиндры, пробирки, бюретки

3. реактивы: 0,4% KI, 2H H₂SO₄, 0,5% раствор крахмала, 0,05 Н Na₂S₂O₃, 0,05 H H₂O₂

 

 

Вопросы:

 

1. Предмет химической кинетики.

2. Что понимают под скоростью химической реакции?

3. В чем различие гомогенных и гетерогенных химических процессов?

4. Как выражается средняя и истинная скорость химических реакций?

5. Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

6. Закон действия масс.

7. Что такое константа скорости химической реакции? От каких факторов она зависит?

8. Как скорость химической реакции зависит от температуры? Сформулируйте правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса.

9. Порядок и молекулярность реакции.

10. Какое явление называется катализом? Что такое катализатор?

11. Чем отличается гетерогенный катализ от гомогенного?

В чем особенности ферментативного катализа?

 

ЛИТЕРАТУРА:

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учеб. для мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др. Под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 1993.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. Пособие для студентов мед. спец. вузов / Ю.А. Ершов, А.М. Кононов, С.А. Пузаков и др.; под ред. Ю.А. Ершова, В.А. Попкова. – М.: Высш. шк., 1993.

 

 

Лабораторная работа

«ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. КАТАЛИЗ»

Лабораторная работа 1. Исследование зависимости скорости реакции разложения тиосульфата натрия от концентрации.

Цель. Приобрести навыки исследования кинетики химичес­ких реакций.

Оборудование и реактивы. Бюретки вместимостью 25-30 мл (3 шт.) или мерные цилиндры (50 мл), пробирки одинакового размера (диаметра) в штативе (10 шт), термостат, секундомер, ра­створы натрия тиосульфата (0, 1 М) и серной кислоты с концент­рацией 1 моль/л, вода дистиллированная.

Сущность работы. Зависимость скорости реакции от концент­рации реагирующих веществ можно изучить на примере реакции взаимодействия раствора тиосульфата натрия и серной кис­лоты

при различных концентрациях тиосульфата натрия. Скорость реакции измеряется временем от начала сливания растворов до появления во всех опытах одинаковой плотности суспензии серы. Чем меньше концентрация раствора тиосульфата натрия, тем боль­ше будет этот промежуток времени (меньше скорость реакции).

Выполнение эксперимента

(Растворы Na₂S₂O₃ и Н₂SО₄ отмерять разными цилиндрами).

А. В колбу отмерить 1 0 мл 0, 1 М раствора Na₂S₂O₃ и 20 мл воды.

К раствору Na₂S₂O₃ добавить 10 мл 1 М раствора Н₂SО₄ и сразу же начать отсчет времени по секундомеру с момента перемешивания растворов до начала помутнения — τ ₁.

Б. В колбу отмерить 20 мл 0,1 М раствора Na₂S₂O₃ и 10 мл дис­тиллированной воды. Добавить 10 мл 1 М раствора Н₂SО₄ и отметить время начала помутнения — τ ₂.

В. В колбу отмерить 30 мл 0, 1 М раствора Na₂S₂O₃ и добавить 1 0 мл 1 М раствора Н₂SО₄ . Отметить время появления суспензии серы — τ ₃. По данным опытов рассчитать концентрацию и величины, пропорциональные скорости реакции. Результаты записать в таб­лицу по форме:

 

 

 

опыт	Объем, мл	Концентрация раствора Na2S2O3 = 0,1/(Х,+Х2+Х3), моль/л	Время до начала помутнения, τ, с	Величина, пропорциональная скорости. 100/ т, с^1
Na2S2O3 (Х1)	Н2О(Х2)	Н2SО4 (Х3)
А					τ 1
Б					τ 2
В		-			τ 3

 

Построить график зависимости скорости реакции от концен­трации Na₂S₂O₃,

откладывая на оси абсцисс концентрацию Na₂S₂O₃, а на оси ординат — величину, пропорциональную скорости.

На основании полученного графика сделать вывод о влиянии концентрации на скорость реакции. Написать уравнение реакции и математическое выражение закона действующих масс.

Лабораторная работа 2. Исследование зависимости скоро­сти реакции разложения тиосульфата натрия от температуры

Цель. Приобрести навыки изучения зависимости химичес­ких реакций от температуры.

Оборудование и реактивы. Бюретки вместимостью 25-30 мл (3 шт.) или мерные цилиндры (50 мл), пробирки одинакового раз­мера (диаметра) в штативе (10 шт), термостат, термометр, секун­домер, растворы натрия тиосульфата (0,1 М) и серной кислоты с концентрацией 1 моль/л, вода дистиллированная.

Сущность работы. Зависимость скорости реакции от темпера­туры можно изучить на примере реакции взаимодействия раствора тиосульфата натрия и серной кислоты.

при различных температурах. Скорость реакции измеряется временем от начала сливания растворов до появления во всех опытах одинаковой плотности суспензии серы. Чем меньше темпе­ратура взаимодействующих растворов тиосульфата натрия и серной кислоты, тем больше будет этот промежуток времени (меньше ско­рость реакции). Желательно начать опыты с невысоких температур и постепенно повышать температуру на 10°.

Выполнение эксперимента

А. Налить в одну пробирку 5 мл раствора Na₂S₂O₃, а в другую — 5 мл раствора Н₂SО₄. Поместить обе пробирки и термометр в ста­кан с водой комнатной температуры и через 5 мин записать в таблицу показания термометра - t ₁.Не вынимая пробирку с тиосульфатом натрия из стакана с водой, добавить в нее содержимое пробирки с Н₂SО₄ и начать отсчет времени по секундомеру с мо­мента перемешивания до появления опалесценции (легкого по­мутнения). Записать время протекания реакции при данной темпе­ратуре—τ_1.

Б. В две другие пробирки налить такие же объемы растворов Na₂S₂O₃ и Н₂SО₄. Поместить пробирки и термометр в стакан с водой. Стакан поставить на асбестовую сетку и нагреть воду до температу­ры на 10° выше комнатной. Затем проделать опыт так же, как и в первом случае, и отметить время по секундомеру — τ ₂.

В. Точно так же поступить с третьей парой пробирок, повысив температуру воды еще на 10°. Записать время по секундомеру — τ₃.Результаты опытов записать в таблицу по форме:

Опыт	Температура опыта, t, °С	Время до начала помутнения, т, с	Температурный коэффициент, γ
А	t1	τ1	γ 1
Б	t2	τ2	γ2
В	t3	τ3	γ3

 

 

Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции γ:

γ ₁= τ_1/ τ₂; γ₂ = τ_2/ τ₃; γ₃ = (γ ₁+ γ ₂)/ 2.

Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции.

Энергию активации рассчитать по уравнению Аррениуса:

Е_а= 2,3 lg γ(Т₂Т₁)/ (Т₂- Т₁) для температур Т₁и Т₂, Т₂ и Т₃, а также среднюю Е_а.

Лабораторная работа 3. Влияние поверхности реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе.

Цель. Изучить влияние скорости химической реакции от пло­щади поверхности реагентов.

Оборудование и реактивы. Технохимические весы, пробир­ки, секундомер, кусок мрамора, порошок мела или мрамора, раз­бавленный раствор соляной кислоты.

Выполнение эксперимента

Уравновесить на технохимических весах кусочек мрамора (или мела) и такую же массу порошка мрамора (или мела) — прибли­зительно 0,5 г. В две пробирки налить по 5 мл разбавленной соля­ной кислоты и внести в них одновременно навески мрамора или мела: кусочек — в одну пробирку, порошок — в другую. Отме­тить время, которое потребуется для полного растворения мрамо­ра (мела). В какой пробирке реакция протекает быстрее и почему?

Написать уравнение реакции и математическое выражение закона действующих масс. Сделать вывод о влиянии поверхности реагирующих веществ на скорость реакции, протекающей в гетеро­генной системе.

Лабораторная работа 4. Влияние активности катализатора на скорость химической реакции.

Цель. Определение каталитической активности различных ка­тализаторов.

Оборудование и реактивы. Пробирки, волюмометр, секундо­мер, колбы с отростком, ампулы (2-3 мл), диоксид марганца, диоксид свинца, растворы: перманганата калия (ОДМ), щавелевой кислоты (5%-ный), бромида калия (2М), пероксида водорода (30%-ный), суль­фата марганца (2М), дихромата калия (5%-ный), аммиака (10%-ный).

Выполнение эксперимента

Разложение пероксида водорода

В две пробирки внести по 10 капель 30% -ного раствора перок­сида водорода НД. В одну пробирку добавить немного диоксида марганца МпО₂, а в другую — столько же диоксида свинца РЬ0₂. О скорости разложения Н₂О₂ судят по интенсивности выделения пу­зырьков газа. Как доказать, что в обеих пробирках выделяется кислород? Написать уравнение реакции разложения пероксида водорода.

 

Занятие № 7