Основные теоретические положения

При заданных внешних условиях (температура, давление, среда, в которой происходит процесс) скорость химического превращения является функцией только концентраций компонентов реакционной смеси. Уравнение, описывающее зависимость скорости химического процесса от концентрации компонентов реакционной смеси, называет­ся кинетическим уравнением химического процесса.

Очень часто в химической кинетике приходится иметь дело с про­цессами, скорость которых оказывается пропорциональной произве­дению концентраций реагирующих веществ в соответствующих сте­пенях.

Если зависимость скорости реакции от концентрации реагирую­щих веществ записывается в виде

u = k × [А1]^n^1× [А2]^n^2…[Аi]^ni

(1)

то величины n (i = 1, 2, …) принято называть порядком реакции по веществу A_i. Сумму порядков реакции по всем реагирующим веществам называют порядком реакции.

Множитель k в кинетическом уравнении (1), показывающий, с какой скоростью идет химический процесс при концентрациях реа­гирующих веществ, равных единице, называется константой скорости химического процесса.

Наряду со скоростью константа скорости химического процесса является основной величиной в химической кинетике.

Cтепенная зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих частиц (1) прак­тически всегда выполняется для скорости отдельных стадий химическо­го процесса. При этом как порядок по отдельному компоненту, так и суммарный порядок реакции являются целыми положительными числами. Для отдельной стадии порядок реакции никогда не превышает трех. Поэтому особо важное значение в химической кинетике имеют реакции первого, второго и третьего порядка.                    

Константы скорости реакций различного порядка имеют различную размерность. Поскольку размерность скорости реакции, независимо от кинетического уравнения этой реакции, есть [с]×[t]^-1, то из (1) следует, что размерность константы скорости для реакции первого порядка [t]^-1, второго порядка [с]^-1×[t]^-1, третьего порядка [с]^-2×[t]^-1.

Концентрации в химической кинетике принято измерять либо числом частиц в 1 cм³ (молекула/см³ или просто см^-1), либо в молях в литре (моль/л или М). Соответственно этому, если в качестве единиц для измерения времени принята секунда, для измерения констант скорости могут применяться следующие единицы:

константа скорости первого порядка: сек^-1;

константа скорости втopoгo порядка: см³ /молекула×сек или см³×сек^-1 и л/моль×сек. или М^-1×с^-1;

константа скорости третьего порядка: см⁶/молекула²×сек или см⁶×сек^-1 и л²/ моль²×сек или М^-2×сек^-1.

Иногда в качестве единиц измерения времени вместо секунд при­меняют минуты или часы.

Константа скорости химической реакции, как правило, резко рас­тет с ростом температуры. Зависимость константы скорости реакции от температуры в большом числе случаев может быть описана урав­нением Аррениуса:

k = k0 × e ^-^E^/^RT

(2)

где Т – абсолютная температура, °К; k₀ и Е — постоянные пара­метры. Поскольку концентрация реагирующих веществ практически не зависит от температуры, то такое же соотношение получается и для скорости процесса:

u = u0 × e ^-E/RT

(3)

 

где u₀ = k₀ × [А₁]ⁿ¹ × [А₂]ⁿ²…[А_i]ⁿⁱ                                   

 

Относительное увеличение скорости реакции с температурой харак­теризуется логарифмической производной u по Т, т. е. Величиной:

= =

(4)

       Таким образом, чем больше величина Е, тем быстрее растет ско­рость реакций с температурой. В случае простых реакций параметр Е показывает, какой минимальной энергией (в расчете на 1 моль) должны обладать реагирующие частицы, чтобы они могли вступить в химическую реакцию. Частицы, энергия которых больше или равна называются активными, а параметр Е в связи с этим называют энергией активации.

В случае сложных реакций, состоящих из нескольких стадий, па­раметр Е в уравнении (2), как правило, не имеет такого простого физического смысла и является некоторой функцией энергий активации отдельных стадий. Тем не менее и в этом случае параметр Е принято называть энергией активации, хотя правильнее называть его эффективной или эмпирической энергией активации.

Параметры Е и k₀ могут быть определены из зависимости константы скорости реакции от температуры с помощью уравнения (2), записанного в виде:

ln k = ln k0 –

Из линейной зависимости ln k от 1/Т методом наименьших квадратов легко находятся параметры ln k₀ и E/R, а из них – Е и k₀.

В принципе для определения Е и k₀ достаточно знать константы скорости k₁ и k₂ при двух значениях температуры Т₁ и Т₂. Согласно (2):

Е =

Такое определение Е, как правило, не обеспечивает достаточной точности и рекомендуется определение энергии активации проводить не менее чем по четырем значениям константы скорости при четырех раз­личных температурах.

В случае выполнения уравнения Аррениуса зависимость констан­ты скорости от температуры в координатах ln k — 1/Т должна графи­чески изображаться прямой. Энергия активации в этом случае может быть опреде­лена графически из тангенса угла наклона прямой по формуле:

Е = R | tg a | x

(5)

 

где a – угол наклона прямой к оси абсцисс, x – отношение масшта­бов по оси абсцисс и оси ординат.

 

 

На рис. 1 приведена зависимость константы скорости от температуры для реакции распада ССl₄. В вы­бранном масштабе | tg a | = 1,2. Отношение масштабов по оси абсцисс и по оси ординат равно (1:0,1×10³):(1:1)=10⁴. Отсюда:

Е = 8,314×1,2×10^4= 99800 Дж/моль

 При 941°К величина k = 0,48 сек^-1. Отсюда по уравнению (2) определяется k₀.

Для сложных реакций уравнение Аррениуса может оказаться не­применимым. Более того, оно оказывается не вполне строгим и для простых реакций, хотя отклонения от него в этом случае удается за­метить лишь при очень прецизионных измерениях. Тем не менее и в случае отчетливых отклонений от уравнения Аррениуса нередко пользуются соотношениями (2) и (3) для выражения зависимо­сти константы скорости или скорости реакции от температуры, пола­гая величины k₀ или u₀ и Е переменными, т.е. функциями температу­ры. Функцию Е при этом также называют энергией активации. Эта функция находится с помощью диффе­ренциальной формы уравнения Аррениуса (4):

Е = RT^2 = RT^2

                                

дифференцированием найденной из эксперимента зависимости ln k или ln u от температуры.                            

 

Иногда зависимость скорости реакции от температуры характе­ризуют величиной температурного коэффициента, который опреде­ляют как возрастание скорости при увеличении температуры на 10°:

a (Т) =	(6)
a (Т) =

Температурный коэффициент реакции связан с величиной энергии ак­тивации соотношением которое легко получается при подстановке (3) в (6).

Порядок выполнения работы

1. Устанавливается заданная температура (Т₁) в муфельной печи. В печь помещаются 5 алундовых тиглей с предварительно взвешенными на технических весах навесками MgCO₃ по 1 г, и выдерживаются при заданной температуре 5, 10, 15, 20, 30 мин соответственно. Фиксируется убыль веса навески ∆m при диссоциации MgCO₃ по реакции:

MgCO₃ = MgO + CO₂

       2. при температуре Т₂ устанавливается зависимость аналогичная п.1.

 

Таблица 1

t, мин	Т1, К		Т2, К
	∆m, г	a, %	∆m, г	a, %
5
10
15
20
30

 

Обработка полученных данных сводится к следующей последовательности:

1. Построить графические зависимости степени диссоциации a от времени при температурах Т₁ и Т₂.

2. Определить константы скорости химической реакции (k₁ и k₂).

3. Рассчитать энергию активации Е.

 

Содержание отчета

1. Наименование и цель работы.

2. Краткая характеристика методики исследований.

3. Схема установки

4. Результаты эксперимента – таблица, графики

5. Выводы по полученным экспериментальным данным.

 

Контрольные вопросы

1. Что такое энергия активации?

2. Как зависит степень диссоциации от температуры?

3. Как можно определить константы скорости химической реакции?

4. С помощью какой формулы можно рассчитать скорость химической реакции?

5. От чего зависит энергия активации?

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

1.	Теляков Н.М., Салтыкова С.Н. Основы биотехнологии, учебное пособие, РИЦ Горного университета, 2012, с.
2.	Егорова Т.А., Клунова С.М., Живухина Е.А. Основы биотехнологии. М.: Академия. 2005, 208с.
3.	Кнорре Д.Г., Мызина С.Д. Биологическая химия. М.: Высшая школа. 2000,
4.	Елинов Н.П. Основы биотехнологии. СПб.: Наука. 1995, 600с.
5.	Бекер М.Е. Введение в биотехнологию. М.: Пищевая промышленность. 1978,
6.	Стайер Л. Биохимия. Т.1,2. М.: Мир. 1985.
7.	Бирюков В.С. Основы промышленной биотехнологии, М.:КолосС, 2004,296с.
8.	Леонов С.Б., Елшин В.В. Углеродные сорбенты на основе ископаемых углей. Иркутск: ИРГТУ, 2000.
9.	Мановян А.К. Технология первичной переработки нефти и природного газа. М.: Химия, 2001.
10.	Баннов П.Г. Процессы переработка нефти. М.: Химия. 2003.

 

СОДЕРЖАНИЕ

Введение……………………………………………………………….	3
Общие требования к выполнению лабораторных работ…………...	4
Работа 1 Определение гранулометрического состава ……………..	5
Работа 2 Определение кажущейся плотности материала………….	7
Работа 3 Определение действительной плотности материала……	10
Работа 4 Изготовление аншлифа……….…………………………...	15
Работа 5 Определение микротвердости материала………………..	17
Работа 6 Изучения состава сырья с помощью оптического микроскопа …………………………………………………………..	28
Работа 7 Изучение кинетики процесса сушки………………………	29
Работа 8 Определение микротвердости фазовой составляющей….	31
Работа 9 Исследование кинетики химических реакций……………	36
Библиографический список литературы…………………………….	43
ПРИЛОЖЕНИЕ 1…………………………………………………….	45

 

  ПРИЛОЖЕНИЕ I

Состав минералов

FeNi2	Аварцит
Fe2O3	Гематит
(Fe^IICu6^IGe2)S8 {Ga}	Германит
Ca3(PO4)3(Cl, OH, F) {Sr}	Апатит
(Mg, Fe^II)2SiO4	Оливин
Fe(S2) (куб.) {Se, Tl}	Пирит
MnO2 {Tl}	Пиролюзит
Fe0,877S {Ni}	Пирротин
(Fe, Ni)9S8	Пентландит
(Fe, Co)As2	Саффлорит
[(Fe^IIFe2^III), Ti2^IV]O4 {V}	Титаномагнетит
FeCO3	Сидерит
(Fe^IIFe2^III)O4	Магнетит
(Mg, Fe^II)Cr2^IIIO4	Магнохромит
(Fe, Zn)S (преобладает Zn)	Марматит
Fe^II(Cr^III, Al)2O4	Алюмохромит
FeAsS {Co, Ni}	Арсенопирит
(Fe^IIICu5^I)S4 {In}	Борнит
(Fe^II, Ni^II)S2	Бравоит
(Mn, Fe)WO4 {Nb, Sc, Ta}	Вольфрамит
(Mn^III, Fe^III)2O	Биксбиит
Fe^IIFe2^III(SO4)4 ^. 22H2O	Биллинит
Zn2SiO4	Виллемит