Как определить порядок реакции

Как определить порядок реакции

Общий метод определения порядка реакции основан на законе действующих масс:

. (3.1)

Представим, что вещество B находится в большом избытке, и его концентрация мало меняется в ходе реакции. Тогда порядок реакции по веществу A можно определить, измерив скорость реакции при двух концентрациях A. Записывая уравнение (3.1) для двух моментов времени в логарифмической форме и вычитая одно выражение из другого, найдем порядок x:

.

В случае, если имеется больше двух экспериментальных точек, можно записать кинетические данные в координатах lnw — ln[A] и представить их в линейном виде с помощью метода наименьших квадратов. Тогда порядок реакции x будет равен тангенсу угла наклона прямой.

Если реакция имеет целый порядок, то для определения порядка используют различные частные методы. Метод подстановки заключается в том, что кинетические данные представляют в виде

kt = f([A]),

где функция f соответствует решению кинетического уравнения для одного из целых порядков. Если величина k, определенная таким образом, будет постоянной, то мы угадали, т.е. выбрали верный порядок. Если k будет изменяться со временем, то надо выбрать функцию f, соответствующую другому порядку.

Другой способ определения целого порядка заключается в измерении зависимости времени протекания реакции от начальной концентрации. Из решения (2.1) кинетического уравнения для реакции n-го порядка следует, что время t x, за которое степень превращения достигнет x, обратно пропорционально (n-1)-й степени начальной концентрации (см. также (2.2)):

Измеряя время превращения t x при двух начальных концентрациях, можно определить порядок n по формуле:

.

Отметим, что разные начальные концентрации можно выбирать на одной и той же кинетической кривой.

Пример 3-1. В некоторой реакции целого порядка nA B концентрация исходного вещества 0.5 моль/л была достигнута за 4 мин при начальной концентрации 1 моль/л и за 5 мин при начальной концентрации 2 моль/л. Установите порядок реакции.

Решение. Из первого опыта следует, что период полураспада вещества при начальной концентрации 1 моль/л равен 4 мин. Во втором опыте при начальной концентрации 2 моль/л период полураспада равен 1 мин (от 2 моль/л до 0.5 моль/л — за 5 мин, из них от 1 моль/л до 0.5 моль/л — 4 мин, следовательно на превращение от 2 моль/л до 1 моль/л потребовалась 1 мин).

Таким образом, при увеличении начальной концентрации в 2 раза период полураспада уменьшился в 4 = 2 n-1 раза, следовательно порядок реакции n = 3.

Пример 3-2. Кинетика реакции первого порядка, в которой происходило образование кислоты, изучалась путем отбора проб реакционной смеси и их титрования одним и тем же раствором щелочи. Объемы щелочи, которые пошли на титрование:

Докажите, что реакция имеет первый порядок. Рассчитайте период полураспада.

Решение. Запишем решение кинетического уравнения для реакции первого порядка в виде:

,

где a = x = 29.7 мл.

В течение реакции величина k остается постоянной, что и доказывает первый порядок.

Период полураспада равен

мин.

Пример 3-3. Реакция омыления метилацетата при 298 К описывается уравнением:

Для этой реакции получены следующие кинетические данные:

Исходные концентрации щелочи и эфира одинаковы и равны 0.01 моль/л. Определите порядок реакции и константу скорости.

Решение. Запишем кинетические данные в координатах lnw-lnсNaOH, причем скорость реакции определим через конечные изменения концентраций и времени:

.

(Концентрацию вещества иногда обозначают не квадратными скобками, а буквой c). По этой приближенной формуле скорость лучше определять в середине временного интервала: t = (t1 + t2)/2. Концентрацию в этот момент времени определим как полусумму значений на границах интервала: c = (c1 + c2)/2. Сведем полученные данные в таблицу (учтем, что cNaOH = 10 ммоль/л при t = 0):

Физическая химия

Химическая кинетика

Законы химической термодинамики позволяют определить направление и предел протекания возможного при данных условиях химического процесса, а также его энергетический эффект. Однако термодинамика не может ответить на вопросы о том, как осуществляется данный процесс и с какой скоростью. Эти вопросы – механизм и скорость химической реакции – и являются предметом химической кинетики.

1. Скорость химической реакции

Дадим определение основному понятию химической кинетики – скорости химической реакции:

Скорость химической реакции есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций).

Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Первое определение является наиболее строгим; из него следует, что скорость химической реакции можно также выражать как изменение во времени любого параметра состояния системы, зависящего от числа частиц какого-либо реагирующего вещества, отнесенное к единице объема или поверхности – электропроводности, оптической плотности, диэлектрической проницаемости и т.д. и т.п. Однако наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации реагентов от времени. В случае односторонних (необратимых) химических реакций (здесь и далее рассматриваются только односторонние реакции) очевидно, что концентрации исходных веществ во времени постоянно уменьшаются (ΔСисх 0). Скорость реакции считается положительной, поэтому математически определение средней скорости реакции в интервале времени Δt записывается следующим образом:

В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения; истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени:

Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени есть кинетическая кривая (рисунок 2.1).

Рис. 2.1 Кинетические кривые для исходных веществ (А) и продуктов реакции (В).

Истинную скорость реакции можно определить графически, проведя касательную к кинетической кривой (рис. 2.2); истинная скорость реакции в данный момент времени равна по абсолютной величине тангенсу угла наклона касательной:

Рис. 2.2 Графическое определение Vист.

Необходимо отметить, что в том случае, если стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции неодинаковы, величина скорости реакции будет зависеть от того, изменение концентрации какого реагента определялось. Очевидно, что в реакции

концентрации водорода, кислорода и воды изменяются в различной степени:

Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, природы растворителя и т.д.

Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

Т. е. для реакции

аА + bВ + dD + . → еЕ + .

Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.

Читайте также  Как порезать мясо для гуляша

В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.

Методы определения порядка реакции

Как уже указывалось выше, порядок реакции является эмпирической величиной и не может быть рассчитан теоретически, если неизвестен механизм реакции. Существует несколько методов экспериментального определения [1] порядков реакции по веществам и общего порядка реакции.

1. Метод подстановки. Порядок реакции можно установить, проверив, какое из кинетических уравнений лучше описывает зависимость С = /(С). Для этого измеряют концентрации реагента С в различные моменты времени реакции t, подставляют их в кинетические уравнения нулевого:

первого

и т. д. порядка. Для каждой пары С и t вычисляют константу скорости. Реакция принимается того порядка, константа скорости которого практически постоянна при всех С и t (колеблется около какой-то средней величины и отклонения от среднего лежат в пределах погрешности ее определения).

  • 2. Графический метод. Полученные опытные данные зависимости концентрации реагента С от времени реакции t представляют в линейных координатах реакций нулевого (С от t), первого (In С от О, второго (1/С от t) и т. д. Порядок реакции тот, в координатах которого точки группируются вдоль прямой. По тангенсу угла наклона прямой определяют константу скорости реакции.
  • 3. Определение порядка реакции из зависимости времени полупревращения от исходного количества реагента. Этот метод предложен А. В. Раковским. Время полупревращения (период полураспада) т1/2 для реакций различного порядка по-разному зависит от начальной концентрации реагента С. Так, для реакции первого порядка оно не зависит от С (6.19), для реакции второго порядка обратно пропорционально С (6.22), а для нулевого порядка прямо пропорционально С (6.15). В общем случае для определения порядка реакции получают зависимость т1/2 от С, опытные данные представляют в координатах In т1/2 против In С (6.25). Через отложенные точки проводят прямую, тангенс угла ее наклона равен (п — 1).

При этом отношение двух времен т1/2, соответствующих двум начальным концентрациям, равно:

Таким образом, порядок реакции можно установить, проведя всего два опыта (метод ОствальдаНоесса). Понятно, что точность определения п в этом случае существенно ниже.

4. Метод графического дифференцирования кинетической кривой. Суть метода, предложенного Вант-Гоффом, заключается в следующем. Логарифмирование кинетического уравнения n-го порядка

Таким образом, определив скорость реакции г при различных концентрациях реагента С и отложив полученные данные в координатах In г от In С, из тангенса угла наклона проведенной через точки прямой (рис. 6.6) можно вычислить порядок реакции п. При этом отрезок, отсекаемый на оси ординат, равен In к.

Рис. 6.6. Определение порядка реакции методом графического дифференцирования кинетической кривой

Определение зависимости г от С обычно осуществляют двумя способами.

1. Получают кинетические кривые при различных начальных концентрациях реагента С (рис. 6.7). Проведя касательные к кривым в начале координат (графически дифференцируют при С —» 0) и измерив тангенс угла их наклона, получают зависимость начальной скоро-

сти реакции г = —— от начальной концентрации С. Далее строят

график в координатах In r = /(In С) и определяют из него пик, как это описано выше.

Рис. 6.7. Определение начальной скорости реакции методом графического дифференцирования при различных начальных концентрациях реагента Cg, Cg, Cg»

2. Получают только одну кинетическую кривую (при одном значении С) и проводят к ней касательные в различных точках — при различных

С (рис. 6.8). Измеряют тангенсы утла наклона касательных: они равны скорости реакции г = —— при указанных значениях С. Откладывают

полученные данные в координатах In г = /(In С) и вычисляют п и In к.

Порядок реакции, определенный первым способом, называют концентрационным. Он получен в условиях, когда в системе присутствуют только исходные вещества: образующиеся в ходе реакции промежуточные вещества и продукты реакции могут затормозить или ускорять реакцию, изменяя тем самым ее порядок по веществу. Следовательно, порядок реакции, найденный вторым способом (его называют временным), в общем случае может отличаться от концентрационного.

Рис. 6.8. Определение скорости реакции методом графического дифференцирования одной кинетической кривой при различных концентрациях С,, С2, С3

Действительно, если образующиеся вещества тормозят реакцию, то временной порядок выше концентрационного: скорость по ходу реакции снижается в большей степени (степень и есть порядок реакции), чем если бы она уменьшалась только за счет уменьшения концентрации реагента. И наоборот, если образующиеся вещества ускоряют реакцию (проявление автокатализа), то временной порядок меньше концентрационного.

Методы определения порядка реакции

На практике исследование скорости химических реакций начинают с определения порядков этой реакции по каждому из реагирующих веществ и (или) порядка реакции в целом. Для реакции с участием нескольких веществ определить можно только поэтапно, определяя порядки по отдельным веществам. Для этого используется метод избытка (метод изоляции, метод Оствальда), а затем определяют ni любым из описанных ниже методов.

Метод изоляции или метод избытка.

Если в исследуемой реакции участвуют несколько реагирующих веществ, то общий порядок реакции , где ni — порядок по каждому из участников. Частный порядок ni можно определить, взяв все вещества, кроме данного, взять в большом избытке. Так, в случае реакции

.

Если вещества В и С взяты в большом избытке, то при протекании реакции их концентрации практически не изменяются, т.е.

.

.

Тогда, определив порядки реакции по каждому из реагирующих веществ, можно найти общий порядок реакции:

Метод подстановки.

Этот метод заключается в том, что опытные результаты — текущие концентрации веществ в моменты времени t — последовательно подставляются в интегральные кинетические уравнения реакций нулевого (7), первого (9), второго (12 или 14) порядков и определяется, какое из уравнений дает практически постоянную величину константы скорости. Именно это уравнение и определяет порядок исследуемой реакции.

Графический вариант метода подстановки.

Рис. 9. Линейные зависимости различных функций концентрации реагирующих веществ от времени. Рис. 10. Определение порядка реакции по зависимости времени полупревращения от начальной концентрации

Графический метод состоит в построении зависимостей различных функций концентрации от времени и определения, для какой из них наблюдается прямолинейная зависимость.

Линейные зависимости для реакций различных порядков получаются в следующих координатах (рис. 9): нулевого порядка С = f(t), первого порядка lnС = f(t), второго порядка 1/С = f(t).

Для реакций более высоких порядков выбираются координаты t.

Метод определения порядка реакции по времени полупревращения.

Порядок реакции определяется на основе опытной зависимости времен полупревращения (t1/2) от начальных концентраций веществ (C).

Как уже отмечалось, для n = 0 время полупревращения прямо пропорционально величине С, для n = 1 — не зависит от С, а n = 2 — обратно пропорционально С. Для реакции любого другого порядка справедливо соотношение (20)

, (20)

где t1/2 (1) и t1/2 (2) — время полупревращения при начальных концентрациях С01 и С02, соответственно.

Читайте также  Как вынести множитель из-под знака корня

Возможен графический вариант метода: по оси ординат откладываются значения ln(t1/2), а по оси абсцисс — значения lnC (рис. 10), тогда n = —tga + 1.

Дифференциальный метод Вант-Гоффа.

Этот метод применяют, когда в реакции участвует одно вещество, или при участии нескольких веществ, когда все вещества, кроме данного (А), взяты в большом избытке. Тогда скорость реакции равна

. (21)

Прологарифмируем уравнение (21):

lnw = lnk + n lnС

Очевидно, что в координатах lnw- lnC мы получим линейную зависимость, причем n = tga.

Построив зависимость lnw от lnC (рис. 11), можно определить порядок реакции, равный в данном случае тангенсу угла наклона прямой (n = tga).

Рис. 11. Определение порядка реакции дифференциальным методом Вант-Гоффа.

Методы определения порядка реакций

Методы определения порядка реакций. Влияние температуры на скорость реакции: правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса, энергия активации и ее экспериментальное определение

Так как стадии, через которые протекают реакции, в большинстве случаев неизвестны, предвидеть порядки реакции по каждому веществу невозможно; их следует определять специальными методами, которые будут рассмотрены ниже.

Для определения порядка реакции в целом необходимо сначала установить порядок реакции по каждому веществу, вступающему в реакцию. Сумма порядков реакции по каждому веществу дает порядок реакции в целом. Чтобы определить порядок реакции по данному веществу, необходимо создать такие условия, при которых в процессе реакции изменялась бы концентрация только этого вещества. Для этого концентрации всех остальных участников реакции должны быть настолько большими, чтобы изменением их во времени можно было пренебречь и значения этих концентраций можно было бы ввести в константу скорости (метод изолирования Оствальда). Тогда для реакции

протекающей при V = const, можно записать

= k1 , где k1 = k . (1)

Все известные методы определения частных порядков реакций можно разделить на две группы: интегральные и дифференциальные.

Интегральные методы.Здесь используются кинетические уравнения для скорости реакции в интегральной форме (полученные после интегрирования дифференциального уравнения скорости реакции).

1. По времени полураспада (см. «Необратимые реакции»).

Для реакции 1-го порядка t не зависит от начальной концентрации: t = 0,693/ k ;

для реакции 2-го порядка t обратно пропорционально начальной концентрации исходного вещества: t = 1/ ka ;

для реакции 3-го порядка: t = 3/(2ka 2 ).

В общем случае время полураспада t обратно пропорционально a n –1 . Проводят несколько опытов с разной исходной концентрацией данного вещества. Этот метод называют иногда методом Оствальда – Нойеса; он особенно удобен для определения порядка реакций, протекающих между газообразными веществами.

2. Метод подбора уравнений, основанный на подстановке экспериментальных данных по концентрации вещества для каждого момента времени в кинетические уравнения реакций различных порядков. Определяемый порядок реакции соответствует тому уравнению, для которого при различных начальных концентрациях вещества и в различные моменты времени при заданной Т константа скорости будет оставаться постоянной.

3. Графический метод, основанный на определении такой функции концентрации, которая на графике зависимости ее от времени дает прямую линию. Для реакций 1-го порядка такой функцией является ln (ax), для реакций 2-го порядка – (если a = b), для реакций 3-го порядка – , что вытекает из полученных ранее кинетических уравнений. По наклону полученной прямой на таком графике вычисляют константу скорости, как это видно из рис. 4.

Дифференциальные методы основаны на использовании уравнения для скорости реакции в его дифференциальной форме.

1. Метод Вант-Гоффа. Проводят реакцию так, что берут все вещества, кроме одного (скажем, А) в избытке. Реакцию проводят дважды, задаваясь разными начальными значениями концентрации. Тогда можно записать два уравнения скорости

= k1 ; – = k1 .

Разделим уравнения друг на друга и прологарифмируем:

1-й порядок 2-й порядок (a = b)
ln (ax) = ln akt = + kt
3-й порядок 2-й порядок (a ¹ b)
= + kt kt (ab) = + , = k (ab) t.
Рис. 4. Графический метод определения порядка химической реакции

= ;

n1 = .

Дифференциалы заменяем конечными разностями

n1 = .

Это уравнение и позволяет определить порядок реакции по веществу А. Для этого надо определить изменение концентраций DC¢A и DC¢¢A за время Dt , задавая разные исходные концентрации вещества А, а концентрации всех остальных веществ выбирая очень большими. Значения C¢A и C¢¢A , входящие в знаменатель, нужно брать средними для данного промежутка времени. Аналогично определяют порядки реакций по другим веществам.

2. Графические варианты метода Вант-Гоффа основаны на использовании уравнения

v = kC n ,

которое можно преобразовать

lg v = lg k + n lgC .

На графике в координатах lg vlgC зависимость изображается прямой линией, угловой коэффициент которой равен n. Скорость определяется тангенсом угла наклона касательной к кривой С = f (t). В зависимости от того, какая определяется скорость – в начальный момент реакции или в различные промежутки времени от начала ее – ­­различаются два графических варианта этого метода.

Вариант А. Определяют начальные скорости реакции при различных исходных концентрациях вещества. Для этого проводят касательную к точке кривой, соответствующей началу реакции. Логарифмы начальных скоростей наносят на график lg v = f (lgC). Наклон прямой соответствует порядку реакции nc , который называют концентрационным, или истинным (см. рис. 5). При таком определении порядка реакции образующиеся промежуточные продукты не могут влиять на ее скорость.

Вариант Б. Определяют скорость реакции в различные моменты времени от начала реакции, используя данные одного опыта. Для этого измеряют тангенс угла наклона касательных к кривой С = f (t) при различных значениях t. Затем строят зависимость lg v = f (lgC) , из которой находят порядок реакции, называемый временным (nt ) (рис. 6).

Рис. 5. Экспериментальное определение концентрационного (истинного) порядка реакции
Рис. 6. Определение временного порядка реакции

Данным способом можно обнаружить влияние промежуточных продуктов реакции на ее скорость: если промежуточные продукты искажают ход реакции, то временной и концентрационный порядки реакции могут быть разными. Кроме того, указанием на то, что реакция протекает через различные промежуточные стадии, является дробный порядок реакции.

Таким образом, необходимыми экспериментальными данными для определения порядка реакции являются данные об изменении концентрации реагирующих веществ во времени; такие данные надо получить для разных исходных концентраций веществ.

| следующая лекция ==>
Последовательные реакции | Влияние температуры на скорость реакции

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Методы определения порядка реакции и констант скорости

1.3. Методы определения порядка реакции и констант скорости

Для определения порядка реакции и константы скорости необходимы экспериментальные данные об изменении концентрации вещества во времени. Для некоторых методов определения порядка необходима серия кинетических экспериментов.

Методы определения порядка делят на дифференциальные (основаны на исходной, дифференциальной форме кинетического уравнения) и интегральные (используют кинетическое уравнение после его интегрирования).

Прием избытка (метод понижения порядка)

Если концентрация одного из исходных веществ многократно превышает концентрации остальных участников реакции, то в ходе процесса она почти не меняется, и не оказывает влияния на скорость реакции. Задавая заведомо избыточные концентрации всех реагирующих веществ, кроме одного, определяют порядок по данному веществу. Определив частный порядок по каждому из участников реакции, их суммируют, получая общий порядок реакции.

Читайте также  Как нарисовать тигра на лице

Интегральные методы

Метод подстановки

В ходе кинетического эксперимента получают данные о концентрации участников реакции в различные моменты времени (заполняют таблицу 4.1).

Кинет и ческие дани ые

Используют интегральные уравнения различных порядков:

— для нулевого порядка к — _1#;

  • 1 С
  • — для первого порядка к = ;

— для второго порядка к — — -____ ;

  • 1 ( 1 1 >
  • — для третьего порядка к = ——•
  • 2rfc 2 С)

Подставляя экспериментальные значения в уравнения для констант различных порядков, рассчитывают к. Порядок данной реакции — тот, для которого расчетные значения к постоянны. Графический метод

Рис. 4.7. Графические зависимости реакций различных порядков: а- первого порядка; б — второго порядка; в — третьего порядка

В ходе кинетического эксперимента получают данные о концентрации участников реакции в различные моменты времени (заполняют таблицу 4.1).

Строят зависимости в координатах:

  • — для нулевого порядка С = f(x);
  • — для первого порядка InC = f(x), (другие варианты координат приведены на рис. 4.7 а);
  • — для второго порядка 1/С = f(x) (другие варианты координат

приведены на рис. 4.7 б; зависимость п^—^ = f (г) строится при

различных исходных концентрациях реагентов);

— для третьего порядка 1/С 2 =f (х) (рис. 4.7 в).

Порядок данной реакции — тот, для которого график будет выражен прямой линией. Тангенс угла наклона этой прямой равен:

  • — для нулевого порядка минус к;
  • — для первого порядка минус к;
  • — для второго порядка к;
  • — для третьего порядка 2к.

Определение порядка реакции по времени полупревращения

Методы основаны на уравнении (4.24). Экспериментально определяют г у2 при различных начальных концентрациях. Если есть данные при двух начальных концентрациях С 7 и С /; то можно воспользоваться расчетным методом (метод Оствальда-Нойеса) и определить порядок по уравнению:

Рис. 4.8. Определение порядка реакции по времени полупревращения. Графи- ческий вариант метода

Более точно можно определить порядок, если есть данные о времени полупревращения для ряда начальных концентраций. Прологарифмировав уравнение (4.24), получим

Это уравнение прямой в координатах In ту2 = f(lnC). Построив график, получим прямую, тангенс угла наклона которой на единицу меньше порядка реакции (рис. 4.8). Этот метод особенно удобен в случае дробных порядков.

Дифференциальный метод

Метод Вант-Гоффа

Метод основан на использовании основного уравнения кинетики w = kC n . Если есть данные о двух концентрациях Ci и С2 соответствующих им скоростях реакции wt и w2 (скорость находят как тангенс угла наклона касательной к кинетической кривой), то можно воспользоваться уравнением:

Приближенно можно считать, что скорость на начальном участке кинетической кривой равна отношению изменения концентрации ДС к небольшому промежутку времени Дт, за который произошло это изменение. Если провести два эксперимента при двух различных начальных концентрациях Ci и Со2 и через небольшой промежуток времени Дт определить изменение концентраций (рис. 4.9), то уравнение (4.26) можно заменить на приближенное (4.27):

Рис. 4.9. Определение порядка реакции методом Вант-Гоффа (приближенный вариант)

Более точный результат можно получить, воспользовавшись графическим вариантом метода Вант-Гоффа. Прологарифмируем основное кинетическое уравнение w = kC n :

Построив график зависимости логарифма скорости от логарифма концентрации lnw = f(lnC), получим прямую, тангенс угла наклона которой равен порядку реакции, а отрезок, отсекаемый на оси координат, равен логарифму константы скорости (рис. 4.10).

Рис. 4.10. Метод Вант-Гоффа. Графический вариант

Для того, чтобы построить график (рис. 4.10) необходим набор данных о скоростях реакции при различных концентрациях (таблица 4.2).

Таблица 4.2

Кинетические данные для метода Вант-Гоффа_

Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: