过氧化氢催化分解速率常数的测定

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 +12O2→ (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 +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KI 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HO2分解反应速率常数，实验装置见图C2-1。

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 +12O2→ (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 +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KI 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HO2分解反应速率常数，实验装置见图C2-1。

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。

五、结论通过本次实验，我们成功地测得了过氧化氢在不同浓度下的分解速率常数。

实验结果表明，随着浓度的增加，反应速率常数略有增加。

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。

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14过氧化氢催化分解反应速率常数的测定第次课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：H2O2(l) = H2O(l) + 1/2O2(g) 若以KI为催化剂，在KI作用下催化分解步骤为：KI(l) + H2O2(l) = KIO + H2O(l) （慢）KIO = KI(l) + 1/2O2(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：-dcA/dt =k’cKIcA式中，cA为反应系统中反应到t时刻H2O2浓度，因KI在反应过程中浓度不变，故上式可简化为- dIcA/dt = kIcA （14.1）式中k=k’cKI, 将上式分离变量积分：当t=0 时，CA=C0 ；t=t 时，CA=C t; 定积分式为：积分结果：lnct kt lnc0 （14.3）式是lnct~t的直线方程。

反应进行过程中，测定不同时刻t 时反应系统中氧气的浓度ct，取得若干组ct、t 的数据后，以lnct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。

物理化学的研究方法是采用物理的方法测定反应系统某组分的浓度，所谓物理的方法是利用反应系统某组分或各组分的某些物理性质（如体积、压力、电动势、折光率、旋光度等）与其有确定的单值函数关系的特征，通过测量系统中该物理性质的变化，间tdcAkd t （14.2）CA0c0ACA接测量浓度变化。

此种物理化学的实验方法最大的优点是可以跟踪系统某组分或各组分的物理性质的变化，从而，不需要终止反应，便可以随时测定某一时刻反应系统某组分或各组分的浓度。

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。

实验14--过氧化氢催化分解反应速率常数的测定第次课 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 AAkdt 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 。

物理化学的研究方法是采用物理的方法测定反应系统某组分的浓度，所谓物理的方法是利用反应系统某组分或各组分的某些物理性质（如体积、压力、电动势、折光率、旋光度等）与其有确定的单值函数关系的特征，通过测量系统中该物理性质的变化，间接测量浓度变化。

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 +12O2→ (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 +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KI 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HO2分解反应速率常数，实验装置见图C2-1。

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。

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 +12O2→ (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 +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 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KI 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HO2分解反应速率常数，实验装置见图C2-1。

五、数据记录与处理1、H2O2催化分解数据表当催化剂KI的浓度为0.1mol/L时所得的数据如下：液面读数氧气体积V t(ml)反应时间t(s)1/t V∞-V t lg(V∞-V t) （ml)2.51 0 0 - - -2.70 0.19 60 0.016667 49.074 1.6908513.80 1.29 120 0.008333 47.974 1.6810065.51 3.00 180 0.005556 46.264 1.6652437.23 4.72 240 0.004167 44.544 1.6487898.92 6.41 300 0.003333 42.854 1.63199110.54 8.03 360 0.002778 41.234 1.61525512.08 9.57 420 0.002381 39.694 1.59872513.55 11.04 480 0.002083 38.224 1.58233615.84 13.33 540 0.001852 35.934 1.55550616.64 14.13 600 0.001667 35.134 1.54572818.11 15.60 660 0.001515 33.664 1.52716619.54 17.03 720 0.001389 32.234 1.50831420.98 18.47 780 0.001282 30.794 1.48846622.38 19.87 840 0.001190 29.394 1.46825923.88 21.37 900 0.001111 27.894 1.44551125.35 22.84 960 0.001042 26.424 1.42199926.72 24.21 1020 0.000980 25.054 1.39887727.80 25.29 1080 0.000926 23.974 1.37974128.93 26.42 1140 0.000877 22.844 1.35877230.12 27.61 1200 0.000833 21.654 1.33553831.41 28.90 1260 0.000794 20.364 1.30886332.28 29.77 1320 0.000758 19.494 1.28990133.27 30.76 1380 0.000725 18.504 1.26726634.27 31.76 1440 0.000694 17.504 1.24313735.30 32.79 1500 0.000667 16.474 1.21679936.21 33.70 1560 0.000641 15.564 1.19212137.21 34.70 1620 0.000617 14.564 1.16328138.11 35.60 1680 0.000595 13.664 1.13557839.08 36.57 1740 0.000575 12.694 1.10359840.12 37.61 1800 0.000556 11.654 1.06647541.12 38.61 1860 0.000538 10.654 1.02751341.78 39.27 1920 0.000521 9.994 0.99973942.51 40.00 1980 0.000505 9.264 0.96679943.21 40.70 2040 0.000490 8.564 0.932677V。

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）。

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：⎰⎰=-AA C C t A Akdt 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 。

物理化学的研究方法是采用物理的方法测定反应系统某组分的浓度，所谓物理的方法是利用反应系统某组分或各组分的某些物理性质（如体积、压力、电动势、折光率、旋光度等）与其有确定的单值函数关系的特征，通过测量系统中该物理性质的变化，间接测量浓度变化。

此种物理化学的实验方法最大的优点是可以跟踪系统某组分或各组分的物理性质的变化，从而，不需要终止反应，便可以随时测定某一时刻反应系统某组分或各组分的浓度。

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式中.C t为反应系统中反应到t时刻H2O2浓度.因KI在反应过程中浓度不变.故上式可以简化为当t＝0时. C t＝C0t＝t时. C t＝C t 定积分式为积分结果lnC t＝－kt＋㏑C0（5）式（5）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的数据后.以㏑C 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 。

实验三 过氧化氢催化分解速率常数的测定一、实验目的1、测定一级反应速率常数k ，验证反应速率常数k 与反应物浓度无关。

2、通过改变催化剂浓度试验，得出反应速率常数k 与催化剂浓度有关。

二、实验原理H 2O 2在常温的条件下缓慢分解，在有催化剂的条件下，分解速率明显加快，其反应的方程式为：H 2O 2= H 2O+1/2O 2在有催化剂（如KI ）的条件下，其反应机理为：H 2O 2 + KI → KIO + H 2O（1） KIO → KI + O 2（2）其中（1）的反应速度比（2）的反应速度慢，所以H 2O 2催化分解反应的速度主要由（1）决定，如果假设该反应为一级反应，其反应速度式如下：2222'/O H KI O H c c k dt dc =-（3）在反应的过程中，由于KI 不断再生，故其浓度不变，与'k 合并仍为常数，令其等于k 上式可简化为：2222/O H O H kc dt dc =-（4）积分后为：kt c c t -=)/ln(0（5）式中：0c ——H 2O 2的初始浓度；t c ——反应到t 时刻的H 2O 2浓度；k ——KI 作用下, H 2O 2催化分解反应速率常数。

反应速率的大小可用k 来表示，也可用半衰期2/1t 来表示。

半衰期表示反应物浓度减少一半时所需的时间，即2/0c c =，代入（5）式得：2/1t =(ln2)/k关于t 时刻的H 2O 2浓度的求法有许多种，本实验采用的是通过测量反应所生成的氧的体积量来表示，因为在分解的过程中，在一定时间内，所产生的氧的体积与已分解的H 2O 2浓度成正比，其比例常数是一定值即222221O O H O H +→0=t 0c 0 0t t = x c c t -=0 xx 21 )(t t V V K c -=∞∞=KV c 0式中：∞V ——H 2O 2全部分解所产生的氧气的体积；t V ——反应到t 时刻时所产生的氧气的体积；x ——反应到t 时刻时，H 2O 2已分解的浓度。

《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。