一级反应过氧化氢分解反应速率测定

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。

4. 在反应过程中，每隔30秒记录一次氧气体积V和反应时间t，记录10分钟。

记录时，将等压瓶放在室温下，以保持反应温度稳定。

5. 测量完毕后，关闭水龙头，使用滴定管向等压瓶中滴加足量氢氧化钠溶液，并等待反应结束。

注意：反应结束后，等压瓶中还有一定量的过氧化氢未反应完全，因此等压瓶不能直接倒掉，要用蒸馏水清洗干净。

过氧化氢催化分解速率常数的测定一、实验原理过氧化氢（H2O2）在存在催化剂的情况下，能够催化分解成水和氧气。

该反应速率与催化剂种类、催化剂浓度、温度等因素有关。

过氧化氢的分解反应可以用如下反应式表示：2H2O2 → 2H2O + O2在一定的反应条件下，反应速率的快慢可以通过测定反应的速率常数来确定。

速率常数k的单位是mol/(L/s)，表示单位时间内单位体积溶液中反应物的消耗量。

二、实验目的1. 了解催化剂对过氧化氢分解反应速率的影响；2. 能够通过实验测定速率常数k。

三、实验仪器和试剂1. 50 mL锥形瓶、滴定管、分液漏斗、实验管夹等；2. 过氧化氢（H2O2）、氯化铁铵六水合物（NH4Fe(SO4)2·6H2O）。

四、实验步骤1. 实验前准备（1）空气中存在的灰尘和微生物等会影响实验结果，因此需先将仪器、试剂及其他必需的物品仔细清洗干净。

（2）将50 mL锥形瓶放入水浴中，加热至50℃。

2. 实验操作（1）将实验管夹夹住滴定管，用滴定管分别向50 mL锥形瓶中加入10 mL的H2O2溶液和2 mL的NH4Fe(SO4)2·6H2O溶液。

（2）迅速将实验管夹取下，并立即开始计时。

（3）记时，每隔30秒取出一个样品到冷水中浸泡降温。

（4）将样品移入滴定管中，加入一滴甲基橙指示剂，用已知浓度的Na2S2O3标准溶液滴定至淡黄色为止。

（5）按相同方法进行4次实验数据采集。

五、实验结果与分析序号时间t（min）[H2O2]（mol/L）实验室温度T（℃）Na2S2O3消耗量V （mL）1 0.5 0.020 21.8 22.02. 计算速率常数k值过氧化氢的分解反应速率遵循一级反应速率方程，即：-rate/k = d[H2O2]/dt = k[H2O2]根据速率方程，可用ln[H2O2]关于时间t的直线斜率来表示反应的速率常数k，其表达式是：其中，[H2O2]0为反应体系初始浓度，kt为反应时的ln[H2O2]的变化量。

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 +2O2→ (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→ (C2-2KIO KI +12O2(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2222O H 1O H c k dtdc =-(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:112/1693. 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∞∞+-=-V t k V V t ln ln(1 (C2-7本实验采用静态法测定 H 2 O2分解反应速率常数,实验装置见图 C2-1。

实验31 一级反应动力学—H 2O 2催化分解速率系数的测定 预习要求1． 本实验中使用什么物质作为催化剂；其使用时的注意事项。

2． 本实验反应过程中反应物浓度的变化的表示方法。

3． 反应速率系数的概念及影响因素。

实验目的1．了解催化剂在催化反应中的作用特征。

2．测量H 2O 2催化分解反应的速率系数及表观活化能。

实验原理对于反应： a A + b B = y Y + z Z其反应速率与反应物的量浓度的关系可通过实验测定得到。

多数反应的速率方程的形式为：υA = k A c Aα c B β 若实验确定某反应物A 的消耗速率与反应物A 的浓度的一次方成正比，则该反应对A 为一级反应。

其反应速率方程为：—d c A / d t = k A c A （3-19） 以过氧化氢分解反应为例，H 2O 2 → H 2O + ½O 2实验证明过氧化氢分解反应的反应速率与H 2O 2（A ）浓度的关系符合式（3-19）。

将式（3-19）积分得：ln （c A / c A ，0）= -k A t （3-20） 式中：k A ——反应速率系数；c A ——反应时刻为t 时H 2O 2的浓度；c A,0——反应开始前H 2O 2的浓度。

在反应不同时刻测得H 2O 2的浓度,代入式(3-20)即可求出反应速率系数k A 。

H 2O 2分解过程中有O 2放出。

若保持生成O 2的温度、压力不变，可通过测量放出O 2的体积，经过代换得到溶液中H 2O 2的浓度。

设浓度为c A ，0的H 2O 2全部分解放出的氧气体积为V ∞，反应时刻t 时H 2O 2分解放出的氧气体积为V t ，则c A ，0∝V ∞ ； c A ∝（V ∞ – V t ）将以上关系式代入式（3-20）得：t k V V V t A ∞∞-=-ln（3-21） 或 V t k )V V (t ∞A ∞lg +2.303-=-lg （3-22） 以lg （V ∞-V t ）对t 作图。

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)K IO K I +12O 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 dtdc =- (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KIO H122c k k ⋅=，则2222O H 1O H c k dtdc =- (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：112/1693.02ln 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∞∞+-=-V t k V V t ln )ln(1 (C2-7)本实验采用静态法测定H2O2分解反应速率常数，实验装置见图C2-1。

过氧化氢的催化分解一、实验目的：1．用静态法测定H 2O 2分解反应的速度常数和半衰期。

2．熟悉一级反应特点，了解反应物浓度、温度、催化剂等因素对一级反应速度的影响。

3．掌握量气技术和体积校正，学会用图解计算法求出一级反应的速度常数。

二、实验原理：1. 凡反应速度只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H 2O 2的分解反应如下：2 H 2O 2 → 2 H 2O + O 2 （1） 2. 若该反应属于一级反应，则其速度方程应是：式中：C H2O2—时间t 时的H 2O 2浓度； k —反应速度常数。

3. 化学反应速度取决于许多因素，如反应物浓度、搅拌速度、反应压力、温度、催化剂等等。

某些催化剂可以明显的加速H 2O 2 的分解，它们有Pt 、Ag 、MnO 2、FeCl 3、碘化物。

本实验用I -（具体用KI ）作为催化剂。

由于反应在均匀相（溶液）中进行，故称为均相催化反应。

设该反应为一级反应，且按下列式进行：H 2O 2 + I - → H 2O + IO - （A ）H 2O 2 + IO - → H 2O + O 2 （B ） 则因及其总反应速度为上两式之和，即：则 k A C I - = k B C IO-[][]dtC d dtC d BO H AO H 2222-=-2222O H O H kC dtdC =-)2(()2222O H IO B I A O H C C k C k dtdC --+=-2222·H O A A H O I d C k C C dt -⎡⎤⎣⎦-=2222·H O B B H O IO d C k C C dt -⎡⎤⎣⎦-=亦即反应速度应为：由于催化剂在反应前后的浓度是不变的，C I-或C IO-就可视为常数，令k =2k A C I - = 2k B C IO –最后得：若反应（A ）的速度慢于反应（B ），则整个反应速度决定于反应（A ），因而可假定其速度方程式，即为：从而亦可简化为： 2222H O A H O I dC k C C dt--=⋅式（3）表示，H 2O 2的分解反应为一级反应。

一级反应—过氧化氢分解一、实验目的1、熟悉一级反应的特点。

2、掌握静态量气法测定分解反应动力学参数的实验原理和方法。

3、测定过氧化氢水溶液在碘化钾催化剂的作用下分解反应的速率常数。

二、实验原理实验证明22O H 的分解反应为一级反应。

许多催化剂如光的作用、Pt Ag FeCl MnO KI 、、、、32等都能大大加快此反应的反应速率。

22O H 分解反应的化学方程式为：222221O O H O H +→本实验用KI 作为催化剂，按下列步骤进行反应：（快）（慢）22222121O KI KIO OH KIO KI O H k k +−→−+−→−+其中第一步基元反应为控速步骤。

因此，反应的速率方程可以表达为：]][[][221221KI O H k dtO H d r r =-== 由于反应过程中KI 不断再生，其浓度][KI 保持不变，上式可以简化为：][][22.22O H k dtO H d obs =-式中.obs k 称为表观速率常数。

将上式积分得：t k O H O H obs .02222][][ln-= （1）式中022][O H 为22O H 的初始浓度，][22O H 为反应时刻t 时的22O H 浓度。

在22O H 催化分解过程中，t 时刻22O H 的浓度][22O H 可以通过测定在相应时间内释放出的氧气体积得出。

因分解过程中，放出氧气的体积与分解了的22O H 浓度成正比，其比例常数为定值。

令∞V 表示22O H 全部分解释放出的氧气体积，t V 表示22O H 在t 时刻分解释放出的氧气体积，则∞∝V O H 022][，()t V V O H -∝∞][22，将该关系代入（1）式中得到：t k V V V O H O H obs t .02222ln ][][ln-=-=∞∞ （14-1）或∞∞+-=-V t k V V obs t ln )ln(. （14-2）如果以t V V t ~)ln(-∞作图得一直线，即可验证是一级反应，由直线的斜率可以求出.obs k 。

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：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）。

一级反应过氧化氢分解速率常数测定实验失败心得体会
在进行实验时,我们需要时刻注意各种可能出现的误差和外界干扰,确保实验条件的稳定性和可重复性。

在测量一级反应过氧化氢分解速率常数时,我曾因操作不慎或实验条件不足,导致实验数据出现较大偏差,最终实验失败。

通过这次实验的失败,我深刻认识到了实验操作过程中的重要性和细节,特别是在测量和记录数据时,需要认真仔细和准确,不要掉以轻心或粗心马虎。

在实验过程中,要选用正确的实验仪器和试剂,并严格按照实验流程进行操作,保证实验数据的准确性和可靠性。

同时,我也认识到了科研实验常常面临各种不确定因素和挑战,尽管实验失败并不可怕,但实验失败的原因需要慎重分析和总结,从中汲取教训,并不断改进和提高实验操作的水平,以实现科研工作的顺利进行。

实验 过氧化氢的分解一、 实验目的1．测定H 2O 2分解反应的速率系数和半衰期。

2．熟悉一级反应的特点，了解温度和催化剂等因素对一级反应的影响。

3．学会用图解法求一级反应的速率系数。

二、 实验原理过氧化氢是很不稳定的化合物，在没有催化剂作用时也能分解，但分解速度很慢。

但加入催化剂时能促使H 2O 2较快分解，分解反应按下式进行：H 2O 2→H 2O+21O 2 (1) 在催化剂KI 作用下，H 2O 2分解反应的机理为：H 2O 2+KI →KIO+ H 2O （慢） (2)KIO →KI+21O 2 （快） (3) KI 与H 2O 2生成了中间产物KIO ，改变了反应的机理，使反应的活化能降低，反应加快。

反应（2）较（3）慢得多，成为H 2O 2分解的控制步骤。

H 2O 2分解反应速率表示为： r =dtdc )O H (22 反应速率方程为：dtdc )O H (22=k ’c(H 2O 2)c(KI) (4) KI 在反应中不断再生，其浓度近似不变，这样（4）式可简化为： dtdc )O H (22=kc(H 2O 2) (5) 其中，k=k ’c (KI)，k 与催化剂浓度成正比。

由（5）式看出H 2O 2催化分解为一级反应，积分（5）式得：ln0c c = - kt （6） 式中：c 0——H 2O 2的初始浓度；c ——t 时刻H 2O 2的浓度。

一级反应半衰期t 21为： t 21=k 2ln =k693.0 (7)可见一级反应的半衰期与起始浓度无关，与反应速率系数成反比。

本实验通过测定H 2O 2分解时放出O 2的体积来求反应速率系数k 。

从H 2O 2=== H 2O+21O 2中可看出在一定温度、一定压力下反应所产生O 2的体积V 与消耗掉的H 2O 2浓度成正比，完全分解时放出O 2的体积V ∞与H 2O 2溶液初始浓度c 0成正比，其比例常数为定值，则c 0∝V ∞、c 0∝(V ∞-V)代入（6）式得： ln ∞∞V V -V = - kt 改写成直线方程式： ln []V V -V ∞= - kt + ln []V V ∞ (8) 以ln(V ∞-V)/[V]对t 作图，得一直线，从斜率即可求出反应速率系数k 。

过氧化氢分解一、 目的1．用测压法测定H 2O 2分解反应的速率常数和半衰期；2．熟悉一级反应的特点，了解反应浓度、温度和催化剂等因素对一级反应速率的影响。

二、 原理1．凡是反应速率与反应物浓度的一次方成正比的反应为一级反应。

H 2O 2的分解反应即属一级反应：H 2O 2=1/2 O 2+H 2O 其反应速率方程可写为：t A t A kc dtdc ,,-=-式中k 为反应速率常数，c A,t 为时间t 时的反应物浓度，积分得kt c c A tA -=0,,ln式中c A,0为反应开始时的初浓度。

以ln c A,t 对时间t 作图，可得一直线，其斜率为反应速率常数的负值-k ，截距为ln c A,0。

当c A,t =0.5 c A,0 时，则t 可用t 1/2表示，即反应的半衰期。

t 1/2 = ln2/k可见，在温度一定时，一级反应的半衰期与反应速率常数成正比，而与反应物的起始浓度无关。

2. 化学反应速率取决于许多因素，例如反应物浓度和压力、温度、催化剂、溶剂、酸碱度、光化反应的光强度、多相反应的分散度以及搅拌强度、微波、超声波、磁场等都可能对反应产生影响。

某些催化剂可以明显地加快反应速率，能加速分解H 2O 2的催化剂有Pt 、Ag 、MnO 2、CuO(多相催化剂)、Cu 2+、Fe 3+、Mn 2+、I - (均相催化剂)等。

3．动力学研究常通过间接测定与反应物或产物浓度呈一定数学关系的物理量随反应时间的变化来考察反应的速率和机理。

本实验采用测压法进行研究[1]，装置如图1。

（本次实验测定室温下的速率，未配套外循环恒温水浴装置）。

使H 2O 2分解反应在一个体积固定的体系内进行，反应过程放出的O 2将使系统内压强增加，通过与反应瓶相连的微压差测定仪跟踪压强增值随时间的变化研究反应的进程。

若p ∞表示H 2O 2全部分解时体系的最终压强增加值；p t 表示表示经反应时间t 后体系的压强增加值，由于恒温条件下有t O n ,2∝（c A,0- c A,t ）∝p t ，∞,2O n ∝c A,0 ∝p ∞，则速率方程的积分式亦可表示为：kt p p p t-=-∞∞ln以ln[(p ∞-p t )/Pa]对t 作图，由直线的斜率也可求得速率常数k 。

《物理化学基础实验》过氧化氢分解反应速率常数的测定实验一、实验目的测定H 2O 2催化分解的反应速率常数；了解催化剂对反应速率的影响。

二、实验原理所谓催化剂是指能改变反应速率而自身在反应前后的数量和化学性质都不发生变化的物质。

催化剂改变反应速率的作用叫催化作用。

有催化剂参与的化学反应称为催化反应。

常温常压下，在没有催化剂存在时，H 2O 2分解反应进行得很慢，但是使用催化剂后可以显著提高过氧化氢分解的反应速率。

H 2O 2的分解反应如下：H 2O 2→H 2O+1/2O 2某些催化剂可以明显地加速H 2O 2的分解，如Pt 、Ag 、MnO 2 、FeCl 3、碘化物，本实验用KI 作催化剂，由于反应是在均匀相（溶液）中进行，故称为均相催化反应。

该反应的反应机理是： H 2O 2+KI →H 2O+ KIO （慢） KIO →KI + 1/2O 2 （快）由于第一步的反应速率要比第二步慢得多，所以整个分解反应的速率取决于第一步，如果反应速率用单位时间内H 2O 2浓度的减少表示，则它与KI 和H 2O 2的浓度成正比：)()(1)(2222O H I O H c c k dtdc ⋅=-- （1）式中，c 表示各物质的浓度（mol ·L -1），t 为反应时间，k 1为反应速率常数（单位为：浓度-1·时间-1），其大小与温度、介质及操作条件如搅拌速度等有关，表示的是反应物浓度为单位浓度时体系的反应速率，故其值与反应组分的浓度无关。

由于催化剂在反应前后的浓度是不变的，即-I c 可视为常数，则：)()(2222O H O H c k dtdc ⋅=-（2）此时，反应的速率与反应物浓度的1 次方成正比，为一级反应。

式中k 为表观反应速率常数，其单位为时间-1，其值除与温度等有关以外，还与催化剂的浓度有关。

上式表明H 2O 2的分解反应为一级反应。

将上式积分可得： kt c c O H O H -=02222)()(ln（3）式中，022)(O H c 为反应开始时H 2O 2的浓度，)(22O H c 是反应到某一时刻H 2O 2的浓度。

过氧化氢的催化分解一、实验目的：1．用静态法测定H 2O 2分解反应的速度常数和半衰期。

2．熟悉一级反应特点，了解反应物浓度、温度、催化剂等因素对一级反应速度的影响。

3．掌握量气技术和体积校正，学会用图解计算法求出一级反应的速度常数。

二、实验原理：1. 凡反应速度只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H 2O 2的分解反应如下：2 H 2O 2 → 2 H 2O + O 2 （1） 2. 若该反应属于一级反应，则其速度方程应是：式中：C H2O2—时间t 时的H 2O 2浓度； k —反应速度常数。

3. 化学反应速度取决于许多因素，如反应物浓度、搅拌速度、反应压力、温度、催化剂等等。

某些催化剂可以明显的加速H 2O 2 的分解，它们有Pt 、Ag 、MnO 2、FeCl 3、碘化物。

本实验用I -（具体用KI ）作为催化剂。

由于反应在均匀相（溶液）中进行，故称为均相催化反应。

设该反应为一级反应，且按下列式进行：H 2O 2 + I - → H 2O + IO - （A ）H 2O 2 + IO - → H 2O + O 2 （B ） 则因及其总反应速度为上两式之和，即：则 k A C I - = k B C IO-[][]dtC d dtC d BO H AO H 2222-=-2222O H O H kC dtdC =-)2(()2222O H IO B I A O H C C k C k dtdC --+=-2222·H O A A H O I d C k C C dt -⎡⎤⎣⎦-=2222·H O B B H O IO d C k C C dt -⎡⎤⎣⎦-=亦即反应速度应为：由于催化剂在反应前后的浓度是不变的，C I-或C IO-就可视为常数，令k =2k A C I - = 2k B C IO –最后得：若反应（A ）的速度慢于反应（B ），则整个反应速度决定于反应（A ），因而可假定其速度方程式，即为：从而亦可简化为： 2222H O A H O I dC k C C dt--=⋅式（3）表示，H 2O 2的分解反应为一级反应。

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：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）。

实验D-10 过氧化氢催化分解（一级反应）实验目的测定过氧化氢催化分解的反应速率常数及活化能。

实验原理过氧化氢在没有催化剂存在时，分解反应进行得很慢，加入催化剂则能加快其分解。

过氧化氢分解化学计量式如下： 222212H O H O O →+(1) H 2O 2在KI 作用下催化分解按下列步骤进行： 222KI H O KIO H O +→+ (慢) (2) 212KIO KI O →+(快) (3) 由于反应(2)的速度较(3)慢得多，故整个分解反应的速度决定于反应(2)，因而可以假定反应速度的方程式为： 2222H O KI H O dC kC C dt-=KI 在反应中是催化剂，故其浓度不变，上式可简化为2222'H O H O dC k C dt-= (')KI k kC =将上式积分得 0ln'tC k t C =- (4)式中C 0为H 202的初始浓度,C t 为t 时刻H 202的浓度。

在H 202催化分解过程中，时间t H 202的浓度可通过测量在相应时间内释放出的氧气体积得出。

因分解过程中，放出的氧气体积与分解了的H 202的摩尔数成正比，其比例常数为定值．令V ∞表示H 202全部分解放出的氧气体积，V t 表示H 202在t 时刻分解放出的氧气体积，则： 0,V C ∞∝ t t V V C ∞-∝t t V V C ∞-∝ 代入(4)式，得 0lnln 't t C V Vk t C V ∞∞-==- 即： ln()'ln t V V k t V ∞∞-=-+ (5)以ln (V ∞一V t )对t 作图为一直线，即可验证是一级反应，由直线的斜率(它应等于-k')就可求出反应速率常数k ’。

V ∞可用两种方法测量。

一种是由H 202的初浓度及体积计算出。

但由于H 202会不断分解，真实浓度常常和溶液瓶标签上的值不符合，故应在实验前用高猛酸钾标定。

五．实验结果及数据处理（1）H2O2分解反应速率常数的测定与计算本次实验采用差减法处理实验数据可分别得t及+∆t时刻方程为由k1=ln V∞V∞−V ttV∞−V t=V∞exp−k1tV∞−V t+∆t=V∞exp−k1t+∆t取∆t为恒等时间，则上两式相减得V t+∆t−V t=Aexp−k1t式中A=V∞1−exp−k1t为常数。

令B=ln A，上式又可写为ln V t+∆t−V t=−k1+B将数据测定分为前段与后段，以后段各数据分别对相等时间间距∆t的前段数据相减可得V t+∆t的一组数据，利用ln V t+∆t−V t对t作图而得到k1。

（2）半衰期的计算半衰期t=ln2k1①25mL0.05mol∙dm−3KI+10mL约1mol∙dm−3H2O2溶液。

取∆t为1.5min，得到如下数据。

表1利用ln V t+∆t−V t对t作图，得到如下图表。

故k 1=0.0136t =ln 20.0136=50.97②25mL0.1mol ∙dm −3KI +10mL 约1mol ∙dm −3H 2O 2溶液。

取∆t 为1.0min ，得到如下数据。

表2利用ln V t +∆t −V t 对t 作图，得到如下图表。

故k 1=0.0262t =ln 20.0262=26.46③25mL0.1mol∙dm−3KI+5mL约1mol∙dm−3H2O2溶液+10mL约1mol∙dm−3H2O。

取∆t为1.5min，得到如下数据。

表3利用ln V t+∆t−V t对t作图，得到如下图表。

=25.96故k1=0.0267t=ln20.0267。

实验目的从实验结果获得反应物浓度、温度、催化剂对一级反应速率的影响；学会用图解法求出过氧化氢分解反应的速率常数k和活化能E a。

实验原理1.H2O2的分解反应，反应的催化剂，分解反应的级数；设某基元反应为：a A +b B + … → g G + h H反应速率方程可写为：= k [A]a[B]b式中，浓度项的指数a、b，…称为反应的各组分A，B，…的级数。

反应总的反应级数n 则是A和B的级数之和，即n = a + b +…当n=0时称零级反应，n=1时称一级反应，余类推。

n不一定都是正整数，它可以是分数，也可以是负数。

n的数值只能通过实验测得，不能从通常所写的计量方程中得。

思考题1纯过氧化氢是淡蓝色的粘稠液体，熔点272.5K，沸点423K。

凝固点时固体密度为1.71g·cm-3，密度随温度升高而减小。

H2O2的缔合程度比H2O大，所以它的介电常数和沸点比水高。

过氧化氢分子中有一个过氧键—O—O—，每个氧原子上连接一个氢原子，两个氢原子像在半展开书本的两页纸上，氧原子在书的夹缝上那样，其中O—O—H角和O—O—H平面的角度都约为100°。

H2O2分子结构如下图所示，分子中的氧原子采取不等性sp3杂化。

纯H2O2比较稳定，若加热到426K便猛烈地发生分解:2H2O2(1) = H2O（l）+ O2(g)重金属离子Fe2+、Mn2+、Cu2+等对过氧化氢的分解有催化作用;H2O2在酸性和中性介质中较稳定，在碱性介质中易分解;用波长为320～380nm的光照射会使H2O2的分解速度加快，故H2O2应盛于棕色瓶中并放在阴凉处。

2.一级反应的速率方程表达式。

质量作用定律；凡是反应速率只与反应物浓度的一次方成正比的反应称为一级反应。

一般而论，设反应物B变为生成物P的反应是一级反应，即：B（反应物）→ P（生成物）可写出速率方程式中，速率常数k是单位浓度时的反应速率。

在一级反应中，k的量纲为时间-1。