过氧化氢催化分解反应速率常数的测定
实验14--过氧化氢催化分解反应速率常数的测定
实验14--过氧化氢催化分解反应速率常数的测定实验目的：
1. 了解过氧化氢的催化分解反应。
2. 掌握反应速率常数的测定方法。
实验原理：
过氧化氢在水溶液中会自发分解，产生氧气和水。但是过氧化氢自身的分解速度非常慢，因此需要催化剂来加速反应速率。催化剂可以降低活化能，使反应更容易进行。
H2O2(aq) → O2(g) + 2H2O(l)
该反应为一级反应，其反应速率可以表示为：
r = k[H2O2]
其中，r为反应速率，k为反应速率常数，[H2O2]为过氧化氢浓度。
为了方便起见，我们可以使用实验时测得的氧气体积来代替反应速率，即：
在反应中，过氧化氢的浓度随时间而减少，因此反应速率常数k也随时间而变化。为了得到反应速率常数k的准确值，我们需要使[H2O2]在整个反应过程中变化量相对较小，通常可以在反应初期进行。
实验仪器和试剂：
1. 实验室盛装设备
2. 10 mL 滴定管
3. 过氧化氢溶液（30%）
4. 硫酸铜催化剂溶液
6. 蒸馏水
实验步骤：
1. 将实验室盛装设备清洗干净，取出等压瓶并将其放入水中，保持水平。使用10 mL 滴定管向等压瓶中滴加10 mL的过氧化氢溶液，尽量不在氧气冒出的条件下加入。等压瓶中应剩余20 mL空气。
2. 在反应开始前，将硫酸铜催化剂溶液加入等压瓶中。使用10 mL 滴定管向等压瓶中滴加0.5 mL的硫酸铜催化剂溶液，并轻轻摇荡等压瓶使催化剂充分混合。
3. 在反应开始后，使用滴定管向等压瓶中滴加氢氧化钠溶液。每滴加入1 mL，滴加后轻轻摇荡等压瓶，注意观察等压瓶中气体体积变化。反应开始前应先注意精密加水前的气体体积，以作为实验的参考。
过氧化氢分解速率常数的测定
过氧化氢分解速率常数的测定
过氧化氢分解速率常数的测定
Determ in ati On Of H2Q
DeComPoSit
ion Rate Con Sta nt
一.实验目的及要求
1. 熟悉一级反应的特点
2. 测定过氧化氢分解反应的速率常数和级数
3. 了解各种因素对反应速率的影响
4. 用图解法求过氧化氢分解反应的速率常数
二.实验原理
凡是反应速度只是与反应物浓度的一次方成正比的反应称为一级反应。实验证明.过氧化氢分解的反应为
H
2O
2一H^O+ 10?
如果该反应属于一级反应.则其反应速度方程应遵守下式:
^ =kC t ⑴
式中：k为反应速度常数；G为时间为t式的反应物浓度。
将式(1)积分得：
=-?+lnC" (2) InC
t
式中:为反应开始时H2O2的浓度。
如将⑵变换?可得：
In总7 ⑶该式子式是InCt?t的直线方程。反应进行过程中.测定不同时刻t 时
反应系统中H2Q的浓度G.取得若干组C .t数据后.以InCt对时间t作图.可得一直线.表明该反应为一级反应.其斜率为反应速度常数得负值
—k.截距为In-
O
三.实验方法
1. 实验条件的设计：
化学反应速度取决于许多因素.例如反应物的浓度、搅拌速度、反应压力、温度、催化剂等等。某些催化剂可以明显地加快反应速度。能加速H2O分解的催化剂Pt、Ag、碘化物等等。
本实验用KI作为催化剂.在静态装置里测定HQ分解反应的速度常数（实验装置见第三部分）。HQ在水溶液中分解释放出氧气的速率较慢.加入KI时.速率加快.其反应按下面的步骤进行.即
Kl+
HO====KIQ+HQ （慢）
[详细讲解]实验14过氧化氢催化分解反应速率常数的测定
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第 次课 4 学时
实验14 过氧化氢催化分解反应速率常数的测定
一、实验目的
1. 测定过氧化氢催化分解反应速率常数；
2. 掌握通过测量反应系统的体积跟踪反应系统浓度从而研究反应速率的方法。
二、实验原理
过氧化氢在没有催化剂存在时，分解反应进行的很慢。加入催化剂能够提高分解速率。过氧化氢分解反应的化学计量式如下：
H 2O 2(l) = H 2O(l) + 1/2O 2(g)
若以KI 为催化剂，在KI 作用下催化分解步骤为：
KI(l) + H 2O 2(l) = KIO + H 2O(l) （慢）
KIO = KI(l) + 1/2O 2(g)
由于第一步的速率比第二步慢得多，所以，第一步为反应的控制步骤。因而可以假定其
反应的速率方程式为：
-dc A /dt =k ’c KI c A
式中，c A 为反应系统中反应到t 时刻H 2O 2浓度，因KI 在反应过程中浓度不变，故上式可简化为
- d I c A /dt = k I c A （14.1）
式中k=k ’c KI , 将上式分离变量积分：
当 t=0 时， C A =C 0 ；
t=t 时， C A =C t;
定积分式为：
⎰
⎰=-A
A C C t A A
k d t c dc 00
（14.2）
积分结果：
0ln ln c kt c t +-= （14.3）
式是t c t ~ln 的直线方程。反应进行过程中，测定不同时刻 t 时反应系统中氧气的浓度
c t ，取得若干组c t 、t 的数据后，以lnc t 对t 作图，得一直线，表明该反应为一级反应（准一级反应），直线斜率为-k 。
过氧化氢分解速率常数的测
过氧化氢分解速率常数的测1 过氧化氢分解速率常数的测定是化学反应速率研究的一个重要方面。该实验通过测量过氧化氢在不同浓度下的分解速率，来探究浓度对化学反应速率的影响，并为化学反应速率的理论模型提供实验依据。以下是过氧化氢分解速率常数的测定实验报告。
一、实验目的
1.探究过氧化氢在不同浓度下的分解速率；
2.了解浓度对化学反应速率的影响；
3.掌握化学反应速率的理论模型。
二、实验原理
过氧化氢在酸性条件下可分解为水和氧气，反应方程式为：
2H2O2(aq)→2H2O(l)+O2(g)。该反应速率常数与反应物浓度有关，可以通过测量不同浓度下的反应速率，得到反应速率常数。
三、实验步骤
1.准备实验用品：500mL烧杯、50mL量筒、100mL容量瓶、滴定管、磁力搅拌
器、电子天平、称量纸、移液管、0.1000mol/L的H2SO4溶液、
0.0100mol/L的H2O2溶液、去离子水。
2.将0.0100mol/L的H2O2溶液分别取10mL、20mL、30mL、40mL、50mL，用去
离子水稀释至100mL容量瓶中。
3.在每个容量瓶中加入1mL的0.1000mol/L的H2SO4溶液，使反应在酸性条件
下进行。
4.将每个容量瓶放置在磁力搅拌器上，记录下初始时间和溶液体积。
5.分别记录下每个容量瓶中产生气体时的时间，以及此时溶液的体积。记录下
实验数据。
6.根据实验数据计算反应速率常数。
四、实验结果与讨论
实验数据如下表所示：
从实验结果可以看出，随着H2O2浓度的增加，反应速率常数略有增加。这表明在一定范围内，增加反应物浓度可以加快化学反应速率。然而，当浓度增加到一定程度时，反应速率增加的幅度会逐渐减小。此外，实验中还存在误差和不确定性因素，如测量误差、温度变化等，这些因素也会对实验结果产生影响。
量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数(精)
实验量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
一、实验目的
1. 学习使用量气法研究过氧化氢的分解反应
2. 了解一级反应的特点,掌握用图解计算法求反应速率常数。二、实验原理
H 2O 2在室温下,没有催化剂存在时,分解反应进行得很慢, 但加入催化剂(如
Pt 、 Ag 、 MnO 2、碘化物时能促使其较快分解,分解反应按下式进行:
H 2O 2H 2O +
2O
2→ (C2-1
在催化剂 KI 作用下, H 2O 2分解反应的机理为:
H 2O 2H 2O ++KI KIO (慢→ (C2-2
KIO KI +1
2O
2(快→ (C2-3
整个分解反应的速度由慢反应 (C2-2决定:
222222O H KI O H O H c c k dt dc =- (C2-4
式中 c 表示各物质的浓度(mol·L-1 , t 为反应时间 (s , 22O H k 为反应速率常数, 它的大小仅决定于温度。
在反应中作为催化剂的 KI 的浓度保持不变,令 K I O H 122c k k ⋅=,则
222
2O H 1O H c k dt
dc =-
(C2-5
式中 k 1为表观反应速率常数。此式表明,反应速率与 H 2O 2浓度的一次方成正比,故称为一级反应。将上式积分得:
01ln ln c t k c t +-= (C2-5
式中 c 0、 c t 分别为反应物过氧化氢在起始时刻和 t 时刻的浓度。反应半衰期为:
1
12/1693
. 02ln k k t =
=
(C2-6 由反应方程式可知,在常温下, H 2O 2分解的反应速度与氧气析出的速度成正比。析出的氧气体积可由量气管测量。令V ∞ 表示 H 2O 2全部分解所放出的O 2体积, V t 表示 H 2O 2在 t 时刻放出的 O 2体积,则 (t t V V c -∝∞。将该关系式带入 (C2-5,得到
物理化学 量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
实验 量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
一、实验目的
1. 学习使用量气法研究过氧化氢的分解反应
2. 了解一级反应的特点，掌握用图解计算法求反应速率常数。 二、实验原理
H 2O 2在室温下，没有催化剂存在时，分解反应进行得很慢，但加入催化剂（如Pt 、Ag 、MnO 2、碘化物）时能促使其较快分解，分解反应按下式进行：
H 2O 2H 2O +
1
2O 2→
(C2-1)
在催化剂KI 作用下，H 2O 2分解反应的机理为：
H 2O 2H 2O ++KI KIO
（慢）→
(C2-2)
K IO K I +
1
2
O 2（快）→
(C2-3)
整个分解反应的速度由慢反应(C2-2)决定：
22222
2O H KI O H O H c c k dt
dc =- (C2-4)
式中c 表示各物质的浓度(mol ·L -1)，t 为反应时间(s )，2
2O H k 为反应速率常数，它的大小仅决定
于温度。
在反应中作为催化剂的KI 的浓度保持不变，令KI
O H
12
2c k k ⋅=，则
222
2O H 1O H c k dt
dc =- (C2-5)
式中k 1为表观反应速率常数。此式表明，反应速率与H 2O 2浓度的一次方成正比，故称为一级反应。将上式积分得：
1ln ln c t k c t +-= (C2-5)
式中c 0、c t 分别为反应物过氧化氢在起始时刻和t 时刻的浓度。反应半衰期为：
1
1
2/1693.02ln k k t ==
(C2-6)
由反应方程式可知，在常温下，H 2O 2分解的反应速度与氧气析出的速度成正比。析出的氧气体积可由量气管测量。令V ∞表示H 2O 2全部分解所放出的O 2体积，V t 表示H 2O 2在t 时刻放出的O 2体积，则)(t t V V c -∝∞。将该关系式带入(C2-5)，得到
物理化学 量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
实验 量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
一、实验目的
1. 学习使用量气法研究过氧化氢的分解反应
2. 了解一级反应的特点，掌握用图解计算法求反应速率常数。 二、实验原理
H 2O 2在室温下，没有催化剂存在时，分解反应进行得很慢，但加入催化剂（如Pt 、Ag 、MnO 2、碘化物）时能促使其较快分解，分解反应按下式进行：
H 2O 2H 2O +
1
2O 2→
(C2-1)
在催化剂KI 作用下，H 2O 2分解反应的机理为：
H 2O 2H 2O ++KI KIO
（慢）→
(C2-2)
K IO K I +
1
2
O 2（快）→
(C2-3)
整个分解反应的速度由慢反应(C2-2)决定：
22222
2O H KI O H O H c c k dt
dc =- (C2-4)
式中c 表示各物质的浓度(mol ·L -1)，t 为反应时间(s )，2
2O H k 为反应速率常数，它的大小仅决定
于温度。
在反应中作为催化剂的KI 的浓度保持不变，令KI
O H
12
2c k k ⋅=，则
222
2O H 1O H c k dt
dc =- (C2-5)
式中k 1为表观反应速率常数。此式表明，反应速率与H 2O 2浓度的一次方成正比，故称为一级反应。将上式积分得：
1ln ln c t k c t +-= (C2-5)
式中c 0、c t 分别为反应物过氧化氢在起始时刻和t 时刻的浓度。反应半衰期为：
1
1
2/1693.02ln k k t ==
(C2-6)
由反应方程式可知，在常温下，H 2O 2分解的反应速度与氧气析出的速度成正比。析出的氧气体积可由量气管测量。令V ∞表示H 2O 2全部分解所放出的O 2体积，V t 表示H 2O 2在t 时刻放出的O 2体积，则)(t t V V c -∝∞。将该关系式带入(C2-5)，得到
过氧化氢分解速率常数的测定
过氧化氢分解速率常数的测定
Determination of H2O2 Decomposition
Rate Constant
一．实验目的及要求
1.熟悉一级反应的特点
2.测定过氧化氢分解反应的速率常数和级数
3.了解各种因素对反应速率的影响
4.用图解法求过氧化氢分解反应的速率常数
二．实验原理
凡是反应速度只是与反应物浓度的一次方成正比的反应称为一级反应。实验证明，过氧化氢分解的反应为
如果该反应属于一级反应，则其反应速度方程应遵守下式：
式中：k为反应速度常数；C t为时间为t式的反应物浓度。
将式（1）积分得：
式中：为反应开始时H2O2的浓度。
如将(2)变换，可得：
该式子式是lnC t～t的直线方程。反应进行过程中，测定不同时刻t 时反应系统中H2O2的浓度C t，取得若干组C t ，t数据后，以lnC t对时间t作图，可得一直线，表明该反应为一级反应，其斜率为反应速度常数得负值－k，截距为㏑。
三．实验方法
1.实验条件的设计：
化学反应速度取决于许多因素，例如反应物的浓度﹑搅拌速度﹑反应压力﹑温度﹑催化剂等等。某些催化剂可以明显地加快反应速度。能加速H2O2分解的催化剂Pt﹑Ag﹑碘化物等等。
本实验用KI作为催化剂，在静态装臵里测定H2O2分解反应的速度常数（实验装臵见第三部分）。H2O2在水溶液中分解释放出氧气的速率较慢，加入KI时，速率加快，其反应按下面的步骤进行，即
KI+
H2O2====KIO+H2O (慢) (1)
KIO====KI+1/2O2 (快)
(2)
由于第一步的速率比第二步慢得多，所以第一步为反应得控制步骤。因而可以假定其反应的速率方程式为
过氧化氢分解反应速率常数的测定
过氧化氢分解反应速率常数的测定
通过氧化氢分解反应速率常数的测定是用来研究动力学过程的常用方法。氧化氢分解
反应是有钴材料表面通过还原氧的电解反应而形成的。考虑到氧化氢反应的特殊性，研究
人员致力于确定这种反应的速率常数，以获取对该反应机理的更清晰的认识。
氧化氢分解反应速率常数的测定主要分为两个步骤：实验和数据分析。实验过程主要
包括以下几个步骤：（1）组装实验设备：相关实验设备包括pH双电极，电流放大器，三
路电磁阀，反应槽等；（2）设定实验参数：根据不同的研究目的，定义的实验参数可能
会有所不同；（3）观察和测量：实验过程需要通过观察和测量，实时记录实验结果，关
注不同温度和pH值环境下的反应速率。
数据分析一般使用合数理（Arrhenius）方法，其表达式为ln[k/T] = ln[A]-E／RT。
k是反应速率常数，T是温度，A是波尔兹曼常数，R是气体常数，E是反应能量激发高度。通过对获得的实验数据进行对数处理和回归分析，可以求出ln[k/T]和1/T的回归方程，
从而确定氧化氢分解反应的速率常数。
氧化氢分解反应速率常数的测定不仅有助于提高动力学研究，而且还可以更好地提高
氧化钴材料的性能。实验方面，需要选择合适的反应器，精准测量相关参数和反应时间，
对数据进行清洁处理，以便获得反应过程真实反应情况。研究方面，可根据测定结果，分
析反应过程中各物种之间相互作用及反应机理，从而优化反应条件和反应器设计，提高反
应效率。
[试题]物理化学量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
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实验 量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
一、实验目的
1. 学习使用量气法研究过氧化氢的分解反应
2. 了解一级反应的特点，掌握用图解计算法求反应速率常数。
二、实验原理
H 2O 2在室温下，没有催化剂存在时，分解反应进行得很慢，但加入催化剂（如Pt 、Ag 、MnO 2、碘化物）时能促使其较快分解，分解反应按下式进行：
H 2O 2H 2O +
12O
2→ (C2-1)
在催化剂KI 作用下，H 2O 2分解反应的机理为：
H 2O 2H 2O ++KI KIO （慢）→ (C2-2)
KIO KI +1
2O
2（快）→ (C2-3)
整个分解反应的速度由慢反应(C2-2)决定：
222222O H KI O H O H c c k dt
dc =- (C2-4)
式中c 表示各物质的浓度(mol ·L -1)，t 为反应时间(s )，22O H k 为反应速率常数，它的大小仅决定于温度。
在反应中作为催化剂的KI 的浓度保持不变，令K I O H 122c k k ⋅=，则
222
2O H 1O H c k dt
dc =-
(C2-5)
式中k 1为表观反应速率常数。此式表明，反应速率与H 2O 2浓度的一次方成正比，故称为一级反应。将上式积分得：
01ln ln c t k c t +-= (C2-5)
式中c 0、c t 分别为反应物过氧化氢在起始时刻和t 时刻的浓度。反应半衰期为：
1
12/1693
.02ln k k t ==
(C2-6)
由反应方程式可知，在常温下，H 2O 2分解的反应速度与氧气析出的速度成正比。析出的氧气体积可由量气管测量。令V ∞表示H 2O 2全部分解所放出的O 2体积，V t 表示H 2O 2在t 时刻
一级反应过氧化氢分解反应速率测定
过氧化氢催化分解反应速率常数的测定
一、实验目的
（1）了解过氧化氢催化分解反应速率常数的测定方法。
（2）熟悉一级反应的特点，了解催化剂对反映速率的影响。
（3）掌握用图解计算法求反应速率常数。
二、实验用品
1、仪器
玻璃反应容器1个、水准瓶1个、50mL量气管1个、超级恒温槽1套、三通活塞1个、秒表1块、10mL量筒1个、5mL吸量管2支、胶管3m。
2、药品
质量分数为2%的H2O2溶液（新鲜配制）、0.1mol·L-1KI溶液。
三、实验原理与技术
过氧化氢很不稳定，在常温下的分解反应式为：
H2O2→H2O+1/2O2（Ⅰ）
在KI作用下的分解反应机理为：
H2O2+KI→KIO+ H2O （慢）（Ⅱ）
KIO→KI+1/2O2（快）（Ⅲ）
（Ⅱ）式是H2O2分解的速控步骤，H2O2分解反应的反应速率方程为：
－dcH2O2/d t=k´cH2O2·cKI（Ⅳ）
因为cKI近似不变，（Ⅳ）式可简化为：
－
dcH2O2/d t=k cH2O2
（Ⅴ）
（其中k=k´cKI）。
H2O2的催化分解反应为一级反应，对（Ⅴ）式积分可得：ln（c/ c0）=－kt （Ⅵ）
（其中c0为H2O2的初始浓度；c为反应至t时刻H2O2的浓度；k为H2O2的催化分解反应的速率常数）。
反应的半衰期为：
t1/2= ln2/k=0.693/k （Ⅶ）
在等温等压条件下，在H2O2的分解反应中，氧气体积增长速率反映了H2O2的分解速率，本实验就是通过测定不同时刻放出的氧气的体积，间接地求出H2O2在相应时刻的浓度，这种方法称为物理法。
令ⅴ∞表示H2O2全部分解放出的O2的体积；ⅴt表示反应至t时刻放出的O2的体积；则由（Ⅰ）式可看出：
过氧化氢分解速率常数的测定
过氧化氢分解速率常数的测定
Determination of H2O2Decomposit ion Rate Constant
一．实验目的及要求
1. 熟悉一级反应的特点
2. 测定过氧化氢分解反应的速率常数和级数
3. 了解各种因素对反应速率的影响
4. 用图解法求过氧化氢分解反应的速率常数
二．实验原理
凡是反应速度只是与反应物浓度的一次方成正比的反应称为一
级反应。实验证明.过氧化氢分解的反应为
如果该反应属于一级反应.则其反应速度方程应遵守下式：
式中：k为反应速度常数；C t为时间为t式的反应物浓度。
将式（1）积分得：
式中：为反应开始时H2O2的浓度。
如将(2)变换.可得：
该式子式是lnC t～t的直线方程。反应进行过程中.测定不同时刻t 时反应系统中H2O2的浓度C t.取得若干组C t .t数据后.以lnC t对时间t作图.可得一直线. 表明该反应为一级反应.其斜率为反应速度常数得负值－k.截距为㏑。
三．实验方法
1.实验条件的设计：
化学反应速度取决于许多因素.例如反应物的浓度﹑搅拌速度﹑反应压力﹑温度﹑催化剂等等。某些催化剂可以明显地加快反应速度。能加速H2O2分解的催化剂Pt﹑Ag﹑碘化物等等。
本实验用KI作为催化剂.在静态装置里测定H2O2分解反应的速度常数（实验装置见第三部分）。H2O2在水溶液中分解释放出氧气的速率较慢.加入KI时.速率加快.其反应按下面的步骤进行.即
KI+ H2O2====KIO+H2O (慢) (1)
KIO====KI+1/2O2(快) (2)
由于第一步的速率比第二步慢得多.所以第一步为反应得控制步骤。因而可以假定其反应的速率方程式为
大学物里化学实验思考题答案（2）
大学物理化学实验思考题答案
实验一、过氧化氢催化分解反应速率常数的测定
1、读取氧气体积时，量气管及水准瓶中水面处于同一水平面的作用何在？
答：反应开始前量气管里水面所受的压力与水准瓶水面所受的压力是一样的，都是P。反应开始后，由于氧气的产生，水面所受的压力增大而降低。读取氧气体积时，使量气管及水准瓶中水面处于同一水平面，就是继续保持内外的压力相等，有利于准确读取在t时刻产生氧气的体积。
2、用ⅴ∞数据可以计算H2O2的初始浓度c0，如用KMnO4溶液滴定H2O2溶液，求得H2O2的初始浓度c0，再由c0计算ⅴ∞是否可以？
答：可以；
因为KMnO4溶液滴定H2O2溶液时，有以下关系式：2 MnO4－→5 H2O2→5 O2；当知道滴定KM nO4溶液的浓度和用掉的体积以及被滴定的H2O2溶液的体积，而先求得c0；接着就可根据关系式求得氧气的物质的量；又因为此时可以把氧气当作理想气体，最后就可以根据理想气体方程：PV=nRT，求得V（即ⅴ∞）。
3、H2O2和KI溶液的初始浓度对实验结果是否有影响？应根据什么条件选择它们？
答：有影响；
因为ⅴ∞与H2O2的初始浓度c0成正比，而k又与催化剂K I溶液的浓度成正比，所以说它们对实验结果是有影响的。
应根据量气管的量程大小和反应的快慢程度来选择它们。
实验二三组分体系等温相图的绘制
1．本实验所用的滴定管（盛苯的）、锥形瓶、移液管等为什么必须干燥？
皂泡量气管法测定过氧化氢催化分解反应的速率常数
皂泡量气管法测定过氧化氢催化分解反应的速率常
数
1引言目前，测定过氧化氢催化分解速率及半衰期的方法有很多，如量气管测量氧气体积的方法光度法测量过氧化氢含量的方法［5〜6］、高猛酸钾滴定过氧化氢的方法［7］、排水法测量氧气体积的方法［8］等。国内众多高等院校主要采用量气法测定过氧化氢催化分解的反应速率及半衰期［9〜15］。实验中为了测出反应进行一定时间时产生气体的体积，要求水准瓶的液面与量气管液面保持同一水平。由于需要人手控制量气管液面和水准瓶液面保持一致，易出现两者不等压的情况，导致观察得到的体积变化读数误差较大。为此，本文对实验装置进行了改进，在使用等压法的原理下，把水准瓶换成了皂泡量气管，并采用医用注射器注射催化剂，通过测量上升皂泡的位置随时间的变化来表示反应所产生的气体体积随时间变化的关系。
2实验部分
2. 1实验原理
常温下过氧化氢的分解反应进行得很慢，反应的化学计量式为：
由于反应（1）的速率较反应（2）慢得多，故总的反应速率
由反应（1）控制，贝U H202分解反应的速率方程为:
2.2实验装置
按图1 (b)组装好装置，用注射器制造并调整出一个低位置的皂
泡，打开三通活塞，通过观察皂泡位置有无变化以检查装置气密性是否良好。加入一定量的过氧化氢溶液于反应器中，加入搅拌子, 重新吹出皂泡并记录所在位置。低速开启搅拌器，用注射器快速注射
KI溶液，记下温度。随着反应的进行，可观察到皂泡的位置在上升，表明有氧气产生，当皂泡上升2mL距离，
记下第一个数据VI,之后每上升2mL依次记下皂泡量气管的示数V2、
实验七 过氧化氢分解速率常数和活化能的测定
实验七 过氧化氢分解速率常数和活化能的测定
一、实验目的
1.用化学方法测定过氧化氢的分解速率；
2.求出过氧化氢的分解反应速率常数和活化能。
3.练习滴定操作
二、实验原理
H 2O 2分解反应：H 2O 2=H 2O+1/2O 2 (一级反应) 速度方程：kdt c
dc kc dt dc =-=-
或 积分得:lnc t = -kt+lnc 0 ……………………………………………………①
氧化还原滴定：2MnO 4-+5H 2O 2+6H +=2Mn 2++8H 2O+5O 2(确定浓度c) 等物质的量关系：n(2KMnO 4)=n(5H 2O 2),
即
21(cV)4KMnO =21n(KMnO 4)=51n(H 2O 2)=5
1
(cV)22O H
∴ c(H 2O 2)=25
c(KMnO 4))()(2
24O H V KMnO V
根据实验方法，式中c(KMnO 4)、V(H 2O 2)为定值
∴ c(H 2O 2)与V(KMnO 4)呈正比，根据①式ln V(KMnO 4)与t 呈正比 阿仑尼乌斯公式：lnk=-
B RT
E a
+…………………………………………… ② lnk~1/T 呈线性关系：直线斜率为-Ea/R
三、实验内容
25mL0.2mol/LH 2O 2(250mL 锥形瓶)记录时间、温度
滴 定室温水浴蒸馏水稀释
恒温10min 5mL0.5MNH 4Fe(SO 4)
2滴定：15mL3MH 2SO 4、1mL0.05MMnSO 4 (250m L 锥形瓶)滴定
粉红色
四、数据记录与处理
1.建立lnV(KMnO 4)~t 回归方程，求k
量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
实验 量气法测定过氧化氢催化分解反应速率常数
一、实验目的
1. 学习使用量气法研究过氧化氢的分解反应
2. 了解一级反应的特点，掌握用图解计算法求反应速率常数。 二、实验原理
H 2O 2在室温下，没有催化剂存在时，分解反应进行得很慢，但加入催化剂（如Pt 、Ag 、MnO 2、碘化物）时能促使其较快分解，分解反应按下式进行：
H 2O 2H 2O +
12O
2→ (C2-1)
在催化剂KI 作用下，H 2O 2分解反应的机理为：
H 2O 2H 2O ++KI KIO （慢）→ (C2-2)
KIO KI +
1
2O
2（快）
→
(C2-3)
整个分解反应的速度由慢反应(C2-2)决定：
222222O H KI O H O H c c k dt dc =- (C2-4)
式中c 表示各物质的浓度(mol·L -1)，t 为反应时间(s )，22O H k 为反应速率常数，它的大小仅决定于温度。
在反应中作为催化剂的KI 的浓度保持不变，令KI O H 122c k k ⋅=，则
222
2O H 1O H c k dt
dc =-
(C2-5)
式中k 1为表观反应速率常数。此式表明，反应速率与H 2O 2浓度的一次方成正比，故称为一级反应。将上式积分得：
01ln ln c t k c t +-= (C2-5)
式中c 0、c t 分别为反应物过氧化氢在起始时刻和t 时刻的浓度。反应半衰期为：
1
12/1693
.02ln k k t ==
(C2-6) 由反应方程式可知，在常温下，H 2O 2分解的反应速度与氧气析出的速度成正比。析出的氧气体积可由量气管测量。令V ∞表示H 2O 2全部分解所放出的O 2体积，V t 表示H 2O 2在t 时刻放出的O 2体积，则)(t t V V c -∝∞。将该关系式带入(C2-5)，得到
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答：可以；
因为KMnO4溶液滴定H2O2溶液时，有以下关系式：2 MnO4－→5 H2O2→5 O2；当知道滴定KMnO4溶液的浓度和用掉的体积以及被滴定的H2O2溶液的体积，而先求得c0；接着就可根据关系式求得氧气的物质的量；又因为此时可以把氧气当作理想气体，最后就可以根据理想气体方程：PV=nRT，求得V（即ⅴ∞）。
（3）倾斜反应器，使KI溶液流入H2O2溶液中，立即开启秒表，混合溶液两室中反复转移3－4次，最后全部停留在一室，平稳且力度适中地摇匀。（注：反应器必须与量气管相通）
（4）每隔一定时间（大约产生3.00mLO2），分别读取量气管的读数和记下对应的时间，8－12组即可。（注：每次水准瓶的液面与量气管的液面保持在同一水平方可读数）
t/s
1/t /s-1
ⅴt/ mL
（ⅴ∞-ⅴt）/ mL
ln（ⅴ∞-ⅴt）
234
4.27×10－3
3.22
31.58
3.45
378
2.65×10－3
6.84
27.96
3.33
501
2.00×10－3
10.82
23.98
3.18
661
1.51×10－3
14.00
20.80
3.03
856
1.17×10－3
反应的半衰期为：
t1/2= ln2/k=0.693/k（Ⅶ）
在等温等压条件下，在H2O2的分解反应中，氧气体积增长速率反映了H2O2的分解速率，本实验就是通过测定不同时刻放出的氧气的体积，间接地求出H2O2在相应时刻的浓度，这种方法称为物理法。
令ⅴ∞表示H2O2全部分解放出的O2的体积；ⅴt表示反应至t时刻放出的O2的体积；则由（Ⅰ）式可看出：
讨论：
外推可得ⅴ∞=38.20 mL
而实验值为34.80mL；
由此可见外推得到的值大了一点，原因应该是后面记录的三个数值相对偏大了，而导致那段线段较陡，最终导致外推时也相对向上移动了较大的一段。
3、以ln（ⅴ∞-ⅴt）对t作图，由直线的斜率计算反应速率常数k（作图求斜率时，取氧气析出15%～85%之间的点）。
定温定压下反应产生的O2的体积ⅴt与被消耗的H2O2的浓度成正比，而ⅴ∞则与H2O2的初始浓度成正比，且两者比例系数为定值，则：c。∝ⅴ∞；c∝（ⅴ∞-ⅴt）。
代入（Ⅵ）式可得：ln[（ⅴ∞-ⅴt）/ⅴ∞]=－kt（Ⅷ）
→ln（ⅴ∞-ⅴt）=－kt＋lnⅴ∞（Ⅸ）
（其中ⅴ∞可以通过外推法或加热法求得）。
四、实验步骤
（1）组装仪器（实验室工作人员已经装好）。
（2）先用量筒量10mL蒸馏水和用吸量管吸取5mL 0.1mol·L-1KI溶液注入反应器的一室；再用另一支吸量管吸取5mL质量分数为2%的H2O2溶液于另一室。（注：此过程中各室的溶液都不能滴漏于另一边）。接着，盖好瓶塞，查漏。方法如下：
水准瓶装入一定量蒸馏水，旋转三同活塞，使体系与外界相通；高举水准瓶，使量气管的水平面达到0.00mL（即ⅴ０）刻度处，然后再旋转三通活塞，使体系与外界隔绝，水准瓶放回实验台面。2min内保持不变，则表示不漏气；否则，要找出原因，排除它。
17.24
17.56
2.87
1210
0.83×10－3
20.92
13.88
2.63
1442
0.69×10－3
24.65
10.15
2.32
1743
0.57×10－3
28.28
6.52
1.87
2342
0.43×10－3
31.60
3.20
1.16
2、以ⅴt对1/t作图，外推至1/t=0，得截距即为ⅴ∞。将其与实验值ⅴ∞比较，并简单讨论之。
－dcH2O2/dt=k´cH2O2·cKI（Ⅳ）
因为cKI近似不变，（Ⅳ）式可简化为：
－dcH2O2/dt=kcH2O2（Ⅴ）
（其中k=k´cKI）。
H2O2的催化分解反应为一级反应，对（Ⅴ）式积分可得：ln（c/ c0）=－kt（Ⅵ）
（其中c0为H2O2的初始浓度；c为反应至t时刻H2O2的浓度；k为H2O2的催化分解反应的速率常数）。
3、H2O2和KI溶液的初始浓度对实验结果是否有影响？应根据什么条件选择它们？
答：有影响；
因为ⅴ∞与H2O2的初始浓度c0成正比，而k又与催化剂KI溶液的浓度成正比，所以说它们对实验结果是有影响的。
应根据量气管的量程大小和反应的快慢程度来选择它们。
2、药品
质量分数为2%的H2O2溶液（新鲜配制）、0.1mol·L-1KI溶液。
三、实验原理与技术
过氧化氢很不稳定，在常温下的分解反应式为：
H2O2→H2O+1/2O2（Ⅰ）
在KI作用下的分解反应机理为：
H2O2+KI→KIO+ H2O（慢）（Ⅱ）
KIO→KI+1/2O2（快）（Ⅲ）
（Ⅱ）式是H2O2分解的速控步骤，H2O2分解反应的反应速率方程为：
过氧化氢催化分解反应速率常数的测定
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化学
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一、实验目的
（1）了解过氧化氢催化分解反应速率常数的测定方法。
（2）熟悉一级反应的特点，了解催化剂对反映速率的影响。
（3）掌握用图解计算法求反应速率常数。
二、实验用品
1、仪器
玻璃反应容器1个、水准瓶1个、50mL量气管1个、超级恒温槽1套、三通活塞1个、秒表1块、10mL量筒1个、5mL吸量管2支、胶管3m。
2、由t—ln（ⅴ∞-ⅴt）图可以看出，反应前段时间产生约为等体积的氧气时所需的时间也大约一样；但是随着反应的进行，时间的间隔也慢慢地增大。从中可知道，反应速率不仅与温度有关系，而且与反应物的浓度有关，呈正比。
六、思考题
1、读取氧气体积时，量气管及水准瓶中水面处于同一水平面的作用何在？
答：反应开始前量气管里水面所受的压力与水准瓶水面所受的压力是一样的，都是P。反应开始后，由于氧气的产生，水面所受的压力增大而降低。读取氧气体积时，使量气管及水准瓶中水面处于同一水平面，就是继续保持内外的压力相等，有利于准确读取在t时刻产生氧气的体积。
解：
斜率m=（3.00－2.71）÷（1000－738）
=－0.29÷262
≈1.10×10－3
故k=－m
=1.10×10－3
4、计算H2O2的分解反应的半衰期。
解：
t1/2=ln2/k
=0.693/k
=0.693÷（1.10×10－3）≈630s
七、实验分析与讨论
1、开始反应的前段时间，由于反应物混合尚为均匀，反应速率较慢，而导致时间间隔较大；随着反应的进行，反应逐渐趋于稳定，而产生的氧气的量也相对均匀了很多。但是我认为，前段反应时间间隔大的原因还可能是产生的部分氧气要用来填充胶管，而当我们以大约3mL为间隔记录数据时，实际上已反应产生比这个3mL偏大很多的氧气了，当然它相对就要花掉较多一点时间。
（5）反应器于55℃水浴中加热，至没小气泡产生（约为20min），取出反应器，冷却至原温，然后读数，至相邻读数的差值不超过0.02mL为止，记为ⅴ水浴。它与ⅴ０的差值即为ⅴ∞。
五、实验数据记录与处理
1、室温26.0℃；气压100.90Kpa；ⅴ∞34.80mL
关于t、1/t、ⅴt、（ⅴ∞-ⅴt）和ln（ⅴ∞-ⅴt）的数据表：