Кинетика растворения бензойной кислоты doc

Кинетика растворения бензойной кислоты
Цель работы: Изучение кинетики растворения бензойной кислоты в воде
1.1. Определить константу скорости растворения бензойной кислоты в воде.
1.2. Определить порядок процесса растворения бензойной кислоты в воде.
1.3. Определить энергию активации при растворении бензойной кислоты.
1.4. Определить константу скорости процесса растворения бензойной кислоты при любой
температуре, используя температурный коэффициент.
2. Теоретические основы.
2.1. Понятие о кинетике химических процессов.
Химическая кинетика – учение о закономерностях протекания химических
процессов во времени.
В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ процессы могут
быть гомогенными и гетерогенными.
Гомогенные процессы протекают в объеме, гетерогенные – на поверхности раздела
фаз.
2.2. Кинетика гетерогенных процессов
К гетерогенным процессам относятся: химическое взаимодействие твердых
веществ, процессы растворения твердых тел и газов, испарение, кристаллизация.
Во всяком гетерогенном процессе взаимодействие происходит на поверхности
раздела между фазами или в непосредственной близости от нее.
Процесс растворения твердого тела сводится к переходу его из одной фазы в
другую без изменения химического состава фаз.
Растворение твердых тел (бензойной кислоты, поваренной соли и т.д.) распадается
на две стадии: собственно растворения, идущего со скоростью V1и отвод
растворенного вещества в объем путем диффузии (скорость V2).
Обе ступени имеют разные скорости, причем V1 > V2 (рис. 1), процесс растворения
определяется самой медленной, обычно диффузионной стадией (V2).
При растворении твердого тела образуется концентрированный раствор в
диффузном слое АВЕД (концентрация С, рис.1).
А
твердое тело
D
С0
V1
B ________δ_________
растворитель
С
V2
E
Рис. 1. Растворение твердого вещества в жидком растворителе (С0 – концентрация
вещества в диффузном слое; С – концентрация вещества в растворителе; δ – тощина
диффузного слоя; V1 – скорость растворения твердого тела в диффузном слое; V2 –
скорость диффузии растворенного вещества в растворителе).
Процесс выравнивания концентраций по всему объему идет очень медленно.
Перемешивание ускоряет этот процесс.
При перемешивании выравниваются концентрации в большей части объема, но у
самой поверхности раздела всегда остается небольшой неперемешивающийся слой (δ),
называемый диффузным.
Изменение концентрации в приповерхностном слое показано на рис.2.
Рис.2 Изменение концентрации в приповерхностном слое (АВЕD).
Рассматривая скорость процесса растворения твердого тела в жидкости, можно
принять, что в части, непосредственно прилегающей к твердому телу (АВ рис.1,2), слой в
большей степени приближается к состоянию равновесия с твердым телом, и концентрация
растворенного вещества в нем приближается к концентрации насыщенного раствора (Со).
В части слоя, прилегающей к внутреннему объему жидкости (ДЕ рис1,2), концентрация
растворенного вещества приближается к концентрации С в остальном объеме жидкости.
Скорость диффузии (V1, рис. 1) будет тем больше, чем больше различия в концентрации
(Со – С) диффундирующего вещества.
Количественно скорость растворения может быть выражена уравнением:
dn
D*S
――
= ――― (Со – С)
(1)
dτ
δ
n - числ молей диффундирующего вещества;
τ – время диффузии; D – коэффициент диффузии;
S – величина поверхности соприкосновения фаз;
δ – толщина диффузного слоя;
Со – концентрация растворенного вещества в насыщенном слое (АВ, рис 1,2):
С – концентрация растворенного вещества в объеме раствора.
Изменение числа молей dn можно заменить соотношением
dn = V* dc
(2)
где V - объем раствора; dC – изменение концентрации в объеме раствора.
Подставив уравнение (2) в (1), получим:
dc
――
dτ
D*S
= ――― (Со – С)
V *δ
(3)
Обозначим постоянные для данных условий величины через константу (К):
D*S
К = ――――
(4)
V* δ
тогда уравнение (3) примет вид:
dc
――― = К (Со – С)
dτ
(5)
Полученное уравнение идентично кинетическому уравнению реакции первого порядка:
dc
――― = К* С
dτ
(6)
dc
――― = К* d* τ
(Со – С)
(7)
Со
ln ―――
Со – С
(8)
=К*τ
Полученное уравнение представляет собой уравнение прямой линии типа у = εх,
выходящей из начала координат.
Если построить график в координатах ln Со/Со-С=f(τ) (рис.3), то получим
прямую линию ОВ, выходящую из начала координат. Тангенс угла φ наклона этой линии
(ОВ) к оси абсцисс равен константе К. Построив любой прямоугольный треугольник с
гипотенузой на линии ОВ, можно определить константу скорости процесса растворения
твердого тела.
К = tgφ = | ВС| / |АС|
(9)
Величины катетов (ВС и Ас) берут, учитывая масштаб графика.
Рис. 3 Зависимость ln Cо/Со-С
2.3. Определение порядка реакции.
Под порядком понимают сумму показателей степеней при концентрациях в уравнении
скорости реакции (6). Порядок реакции проще всего определяется методом подбора
уравнений.
Метод подбора уравнений основан на подстановке концентрации регулирующего
(растворяющегося) вещества для каждого момента времени о начала реакции в
кинетические уравнения первого, второго порядков. Порядок реакции соответствует
уравнению, для которого рассчитанная константа в различные моменты времени остается
постоянной.
Графический метод определения порядка реакции заключается в определении
такой функции, согласно которой зависимость от времени выражается прямой линией.
Для реакции первого порядка такой зависимостью является ln Cо/Со-С = f(C) или
ln Cо/С=f(C). Для реакции второго порядка Со-С/Со-С= f(C) или 1/С = f(C).
2.4. Влияние температуры на скорость реакции. Энергия активации.
Для всякого процесса существует промежуточная стадия перехода нормальных
молекул в активные, между которыми устанавливается равновесие.
Энергия активации (Е) – это то избыточное количество энергии (по сравнению со
средней величиной), которой должна обладать молекула, чтобы быть способной к
данному взаимодействию. С увеличением температуры количество активных молекул
увеличивается.
Влияние температуры на процесс растворения твердого тела можно выяснить,
определяя константы скорости при различных температурах. Скорость почти всех
процессов возрастает с повышением температуры. Отношение констатн скоростей при
двух температурах, отличающихся на 10, называется температурным коэффициентом γ:
γ = К(t+10) / Кt
(10)
Здесь n может быть как целым, так дробным числом, т.е. интервал между этими
температурами не обязательно должен быть кратным десяти.
Это соотношение (11) позволяет, зная константу скорости данного процесса при
двух температурах, приближенно определить их для других (лучше промежуточных)
температур. Более точную зависимость константы скорости К от температуры дает
дифференциальная форма.
Уравнение Аррениуса: dlnK / Е / КЕ2
(12)
где К – константа скорости процесса
Т – емпература в градусах Кельвина
Е – энергия активации (Дж/моль)
R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль. град.).
При проведении процесса при двух температурах (T1 и Т2) можно
дифференциальную форму уравнения Аррениуса представить в интегральном виде:
ln K2 / К1 = E (T2 – T1) / R * T2 * T1 (13)