Форма отчета

1. Указать цель работы.

2. Составить блок-схему исследования.

3. Начертить кривую зависимости показателя преломления от состава (калибровочная кривая).

4. Таблица I.

Таблица I

Номер пробы	Температура кипения, °С			Показатель пре­ломления		Состав жидкости, %	Состав пара, %
	до отбора пробы	после отбора пробы	средняя	жид­кость	конденсат

5. Построить график зависимости температуры кипения от состава смеси.

6. Построить график в координатах состав пара – состав жидкости.

7. Построить диаграммы состояния в координатах температура кипе­ния — состав, состав пара — состав жидкости для двойной системы. В приведенном ниже ряду вещества расположены по температурам кипения от более высокой к более низкой С₆Н₅Сl 132°; С₄Н₉ОН 117,7°; С₆Н₅СН₃ 110°; Н₂О 100°; СзН₇ОН 97,2°; С₂Н₄Сl 84°; С₆Н­₆ 80,2°; ССl₄ 76.6°; СН₃ОН 64,7°; СНСl₃., 61,2°; (СН₃)₂СО 56°.

8. Вывод.

Химическая кинетика контрольные вопросы

1. Каковы различия между молекулярностью и порядком реакции? В каких случаях они не совпадают, выражаются дробными числами?

2. Описать методы определения порядка реакции.

3. Показать, что время полураспада веществ в реакции является функцией начальной концентрации, зависящей от порядка реакции.

4. Что такое средняя и истинная скорость химических реакции? Приведите их математическое выражение.

5. Сформулируйте закон действия масс. Кем он был открыт? Когда?

6. Каков физический смысл константы скорости? Какие факторы влияют на ее величину?

7. Что лежит в основе классификации реакций в химической кинетике?

8. Можно ли по сумме стехиометрических коэффициентов судить о молекулярности и порядке процесса?

9. Какие существуют методы определения порядка реакции?

10. Приведите кинетические уравнения реакций первого и второго порядка, а также математическое выражение констант этих процессов.

11. Почему инверсия сахарозы является реакцией первого порядка?

12. Каков физический смысл энергии активации? Какова зависимость между скоростью реакции и величиной энергии активации?

13. Запишите уравнение Аррениуса, дайте его анализ.

14. Что такое катализатор? Какое влияние он оказывает на энергию акти­вации реакции?

15. Можно ли сместить положение равновесия введением катализатора?

Лабораторная работа № 10. Определение порядка реакции окисления йодид-ионов ионами трехвалентного железа.

Цель работы:

Установление частных порядков и общего порядка реакции Fe³⁺ + I^- → Fe²⁺ + 1/2I₂

Приборы и посуда:

1. Конические колбы;

2. Бюретка;

3. Секундомер.

Реактивы и материалы:

1. Раствор нитрата железа (III) (С = 1/60 моль/л);

2. Раствор азотной кислоты (С = 0,1 моль/л);

3. Раствор нитрата калия (С = 0,1 моль/л);

4. Раствор йодида калия (С = 0,025 моль/л);

5. Раствор тиосульфата натрия (С(fэкв.) = 0,01 моль/л);

6. Раствор крахмала (ω = 1 %).

Для определения частных порядков по отношению к Fe³⁺ и I^- используют дифференциальный метод Вант-Гоффа. Допускают, что начальная скорость реакции определяется уравнением

, (1)

где и— начальные концентрацииFe³⁺ и I^- ; n₁ и n₂ — частные порядки.

После логарифмирования (1)

lg. (2)

Если в серии опытов изменяют начальную концентрацию ионов трехвалентного железа, а начальную концентрацию ионов йода сохраняют постоянной, то уравнение (2) можно запи­сать в виде

lg. (3)

где — постоянная величина.

Если же в серии опытов изменяют начальную концентрацию йода, а концентрацию трехвалентного железа сохраняют посто­янной, то уравнение (2) можно преобразовать к виду

lg. (4)

где — постоянная величина.

Уравнения (3) и (4) используются для определения порядков по отношению к ионам трехвалентного железа и ионам йода.