CWICZENIE NUMER 6 Grzesiu.doc

Grzegorz Piechota

ĆWICZENIE NUMER 6

              Wyznaczanie stałej szybkości reakcji rozkładu nadtlenku wodoru na katalizatorze węglowym.

1. Wstęp teoretyczny.

Adsorpcja - gromadzenie się cząstek jednej substancji, zwanej adsorbatem, na powierzchni drugiej substancji, zwanej adsorbentem, na skutek występowania sił międzycząsteczkowych albo tworzenia się wiązań chemicznych; wykorzystywana do wydzielania określonych składników z mieszaniny gazowej lub ciekłej.

Katalizator niejednorodny tworzy najczęściej odrębną fazę stałą nazywaną kontaktem. Proces katalityczny zachodzi na powierzchnie tej fazy. Z tego względu powierzchnia katalizatora powinna być jak największa. Osiąga się to przez stosowanie katalizatorów silnie rozdrobnionych (sproszkowanych) albo porowatych. Katalizator może być również nanoszony na inną substancję o rozwiniętej powierzchni nazywaną nośnikiem.

              Mechanizm działania katalizatora jest złożony i nawet w tej samej reakcji jest dla różnych katalizatorów odmienny.

              Na aktywność katalizatora wpływają czynniki decydujące o stanie jego powierzchni, takie jak: wielkość powierzchni, skład chemiczny warstwy powierzchniowej, obecność domieszek substancji obcej itp.

              Warunkiem koniecznym działania katalizatora jest chemisorpcja co najmniej jednego substratu na centrach aktywnych katalizatora. Chemisorpcja jest z reguły związana z wymianą elektronów pomiędzy adsorbentem i adsorbatem z wytworzeniem wiązań typu kowalencyjnego lub jonowego. Cząsteczka zaadsorbowana różni się więc istotnie od cząsteczki swobodnej i wchodzi w reakcję ze znacznie niższą energią aktywacji.

              Cały proces katalityczny na katalizatorze stałym składa się z kilku etapów:

- „dopływ” substratów do katalizatora i „odpływ” produktów,

- adsorpcja substratów i desorpcja produktów,

- właściwa reakcja z udziałem chemisorbowanych reagentów.

              O szybkości całego procesu może decydować każdy z wymienionych etapów.

Zależność od stężenia opisuje równanie izotermy adsorpcji Langmuira o następującej postaci:

          (1.1), gdzie:

- oznacza ułamek miejsc zajętych,

c – stężenie,

b – stałą wartość liczbową.

Zgodnie z powyższym równaniem, reprezentuje stężenie substratu reakcji i równanie kinetyczne procesu katalitycznego ma postać:

    (1.2).

Można przewidywać dwa przypadki skrajne:

a) Gdy adsorpcja jest niewielka, tzn. przy bardzo małym c, wtedy bc << 1 i = bc. Podstawienie takiej wartości do równania (1.2)  prowadzi do równania kinetycznego I rzędu (względem substratu):

          (1.3), gdzie:

K = kb jest wielkością stałą.

b) Gdy obsadzenie centrów aktywnych jest całkowite, tzn. = 1 i bc>>1. W tym przypadku równanie (1.2) przyjmuje postać równania reakcji zerowego rzędu:

        (1.4).

              Reakcja rozkładu H2O2 jest podana równaniem:

H2O2 H2O + O2.

              Reakcja rozkładu prowadzona w warunkach zapewniających niewielki stopień pokrycia katalizatora przebiega według równania kinetycznego I-go rzędu, więc możemy zapisać, że:

                (1.5)

albo

          (1.6), gdzie:

c -  oznacza stężenie substratu (w danej chwili),

x – stężenie produktu (w danej chwili),

a – początkowe stężenie substratu.

              Z równań tych otrzymamy wyrażenia pozwalające na obliczenie stałej szybkości reakcji. W tym celu rozdzielamy zmienne z równania z (1.5) i całkujemy je w granicach stężeń od c = a przy t = 0 do c przy t = t:

                  (1.7)

otrzymując:

       (1.8).

              Objętość mieszaniny reakcyjnej w czasie reakcji jest praktycznie stała, stąd stężenie początkowe H2O2 (a) oraz stężenie H2O2 w czasie reakcji (c) możemy zastąpić odpowiednimi liczbami moli: oraz (gdyż 1 mol H2O2 tworzy w reakcji 0,5 mola tlenu).

              Po podstawieniu tych liczb do wyrażenia na stałą szybkości otrzymamy:

        (1.9), gdzie:

.

Schemat układu pomiarowego do oznaczania stałej szybkości katalitycznego rozkładu H2O2.

     Części układu:

     1 – naczynie reakcyjne,

     2 – biureta gazowa,

     3 – mieszadło magnetyczne,

     4 – łopatka,

     5 – kran.

     Całość w termostacie powietrznym.

2. Literatura.

§         Ceynowa J., Litowska M., Nowakowski R., Ostrowska-Czubenko J., Podręcznik do ćwiczeń laboratoryjnych z chemii fizycznej, UMK, Toruń, 1999, str.81-86.

§         Sobczyk L., Kisza A., Gatner K., Koll A, Eksperymentalna chemia fizyczna, PWN Warszawa, 1982, str. 489-491.

§         Atkins P.W „Chemia fizyczna” PWN Warszawa 2001 str. 738-763

3. Oświadczenie.

Oświadczam, że zapoznałem się z kartami charakterystyk w/w substancjami i znane mi są właściwości tych substancji, sposoby bezpiecznego postępowania z nimi oraz zasady udzielania pierwszej pomocy w nagłych wypadkach.

…………………..

4. Cel wykonana ćwiczenia:

Celem ćwiczenia jest wyznaczenie wartości stabelaryzowanej - stałej szybkości reakcji rozkładu nadtlenku wodoru na katalizatorze węglowym.  Zapoznanie się z aparatura, oraz typem reakcji rozkładu.

5. Opis wykonania ćwiczenia.

Włączyłem regulator temperatury do sieci, ustawiłem termometr  kontaktowy na temperaturę 22,7 ˚C, otworzyłem obieg wody do chłodnicy, uruchomiłem wentylator. W kolbie miarowej o objętości 100 cm3 odmierzyłem 5 cm3 roztworu nadtlenku wodoru o stężeniu 6%, następnie uzupełniłem kolbę wodą destylowaną do kreski. Na wadze analitycznej odważyłem 0,0845 g węgla aktywowanego bezpośrednio na łopatce naczynia reakcyjnego. Do naczynia reakcyjnego wprowadziłem za pomocą pipety 50 cm3 mego roztworu nadtlenku wodoru, otworzyłem kranik, umieściłem mieszadełko, umieściłem łopatkę z węglem aktywnym, wyrównałem poziom wody w biurecie gazowej z podziałką, a następnie termostatowałem układ przez 15 minut. W międzyczasie oznaczałem stężenie molowe przygotowanego roztworu H2O2, przez miareczkowanie roztworem KMnO4 w obecności H2SO4. W tym celu pobrałem 2 cm 3 sporządzonego przeze mnie roztworu H2O2, dodałem 1 cm3 4 M H2SO4, następnie miareczkowałem roztworem KMnO4. Miareczkowanie wykonałem 3- krotnie. Po wytermostatowaniu układu, zamknąłem kranik (odczytałem poziom wody w biurecie gazowej), włączyłem mieszanie roztworu, przez obrót łopatki wprowadziłem węgiel do roztworu, włączyłem stoper. Odczytywałem poziom wody w biurecie gazowej w następujących odstępach czasu od włączenia stopera: 2, 4, 6, 8, 10, 12, 14, 16, 20, a dalej co 5 minut aż do osiągnięcia całkowitego czasu 60 minut. Przy każdej zmianie poziomu cieczy w obu ramionach biurety wyrównywałem go poprzez obniżanie poziomu naczynia wyrównawczego. Zanotowałem ciśnienie atmosferyczne panujące na pracowni: 759,3 mmHg.

6. Obliczenia.

W tabeli 1 zestawiam wyniki ważeń oraz informacje o temperaturze i ciśnieniu.

Tabela 1.

W tabeli 2 przedstawiam wyniki miareczkowań manganometrycznych.

Tabela 2.

Wykorzystując wyniki miareczkowania  manganometrycznego oraz reakcję nadtlenku wodoru z nadmanganianem w środowisku kwaśnym:

2KMnO4- + 5H2O2 + 6H+→               2Mn2+ + 5O2 + 8H2O

obliczam stężenie H2O2 ze wzoru:

c = 5*((stężenie KMnO4*objętość miareczkowania)/4)

5*0,00176*0,0037/4=0,00814

Tabela 3.

Obliczam początkową liczbę moli H2O2 w naczyniu reakcyjnym () uwzględniając objętość roztworu H2O2 jaką użyto do reakcji ze wzoru c=n/V

Tabela 4.