Название: лабораторные работы по химии (Л.А. Стениловская,В.Н. ПаутовГ.К. Лупенко,)

Жанр: Химия

Просмотров: 1493


5. кинетика химических реакций

 

Цель работы

 

Изучение влияния различных факторов на скорость химической реакции и химическое равновесие.

 

Теоретическое введение

 

Скоростью химической реакции называют изменение концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит

от условий протекания процесса (концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализатора и др.).

Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам. Например, для реакции

2NO + O2 ® 2NO2

закон действующих масс может быть записан:

v = к С2NО С(О2),

где v – скорость химической реакции; к – константа скорости; СNО, С(О2) – концентрация реагирующих веществ.

Реакция в гетерогенной системе осуществляется на поверхности раздела между фазами. Поэтому скорость гетерогенных реакций при постоянной температуре зависит не только от концентрации веществ, но и от площади поверхности раздела. Так, для реакции

С(к) + О2(г) ® СО2(г)

закон действующих масс имеет вид

v = к С(О2) s,

где к – константа скорости; С(О2) – концентрация кислорода; s – площадь поверхности раздела между фазами.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа

где vT2 и vT1 – скорости реакций при T2 и T1; g – температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10 оC.

Одним из методов ускорения реакции является катализ, который осуществляется при помощи веществ (катализаторов), увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся в результате ее протекания.

Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т. е. к уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активированного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ.

Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции  равна скорости обратной реакции . Равенство  =   является кинетическим условием химического равновесия.

Химическое равновесие характеризуется постоянством величины энергии Гиббса системы GТ. Равенство DrGТ = 0 – это термодинамическое условие химического равновесия.

Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих во взаимодействии.

Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия. Для обратимой реакции

Н2(г) + I2(г) « 2НI (г)

константа равновесия имеет вид

Кс = С2НI/(С(Н2).С(I2)) .

Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе.

В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

 

Экспериментальная часть

 

Опыт 1. Зависимость скорости реакции

от концентрации реагирующих веществ

 

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучают на примере взаимодействия динатрия тиосульфата с серной кислотой

 

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S ¯

Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы.

В трех пробирках приготовьте равные объемы растворов динатрия тиосульфата различной концентрации, добавив в две пробирки воду, как указано в таблице.

 

Номер

пробирки

Количество

капель р-ра

Колич. капель

2 н

H2SO4

Относит.

концент-

рация

Na2S2O3

Темпе-

ратура

опыта,

оС

Время проявления

мути, c

 

Относит.

скорость

реакции,

v = 1/t, c-1

1 н

Na2S2О3

Н2О

1

2

3

4

8

12

8

4

-

1

1

1

1

2

3

 

 

 

 

В пробирку № 1, заметив время, внесите 1 каплю 2 н раствора серной кислоты. Отметьте время помутнения раствора. Опыт повторите с пробирками № 2 и 3.

Рассчитайте v = 1/t. Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3.

 

Опыт 2.  Зависимость скорости реакции

от температуры

 

Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере реакции

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S ¯ .

По правилу Вант-Гоффа (при g = 1,8)

В термостат с температурой на 10 оС выше комнатной поместите две пробирки: одну с 4 каплями 1 н раствора динатрия тиосульфата и 8 каплями воды, другую с одной каплей 2 н раствора серной кислоты. Через 3…5 мин слейте содержимое обеих пробирок и отметьте время проявления мути.

Повторите опыт для температуры на 20 оС выше комнатной. Результаты опыта при Т2 и  Т3 (пробирки 2 и 3) запишите в таблицу, а также возьмите данные из опыта 1 при Т1 (пробирка № 1).

 

 

Номер

пробирки

Температура, С

Время проявления

мути, с

Скорость реакции, v = 1/t

1

2

3

 

 

 

 

Постройте кривую зависимости скорости от температуры. Рассчитайте значение температурного коэффициента.

 

Опыт 3.   Влияние поверхности раздела

реагирующих веществ на скорость реакции

в гетерогенной системе

 

В две пробирки налейте по 10 капель концентрированной соляной кислоты. Одновременно в одну пробирку внесите кусочек мрамора, а в другую – порошок мрамора (массы образцов должны быть примерно одинаковы).

Напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Запишите кинетическое уравнение скорости реакции. Отметьте влияние поверхности соприкосновения реагирующих веществ на скорость химической реакции.

 

Опыт 4.  Гетерогенный катализ

 

Налейте в пробирку 5…8 капель 30\%-го (по массе) раствора водорода пероксида. С помощью тлеющей лучины убедитесь в отсутствии кислорода. Внесите в раствор на кончике микрошпателя МnО2 и наблюдайте выделение газа. Напишите уравнение разложения водорода пероксида и кинетическое уравнение скорости реакции.

 

Опыт 5.  Влияние концентрации веществ

на химическое равновесие

 

В данном опыте изучают обратимую реакцию взаимодействия железа трихлорида с аммонием роданида. Железо трироданид Fe(CNS)3 придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)3, т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

В пробирку внесите по 5…10 капель разбавленных растворов железа трихлорида FeCl3 и аммония роданида NН4CNS и добавьте воды. Легким встряхиванием пробирки размешайте раствор и разлейте его на четыре пробирки. Поставьте все пробирки в штатив.

В одну из пробирок микрошпателем добавьте несколько кристаллов железа трихлорида, в другую – аммония роданида, в третью – аммония хлорида, четвертую пробирку оставьте для сравнения.

При необходимости растворы размешайте энергичным встряхиванием или стеклянной палочкой.

При оформлении отчета отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае. Запишите уравнение реакции между FeCl3 и NН4CNS , выражение скорости прямой и обратной реакции, условие химического равновесия и выражение константы равновесия данной реакции.

В каком направлении смещается равновесие и как изменяется концентрация каждого компонента в случае добавления: а) железа трихлорида; б) аммония роданида; в) аммония хлорида?

 

Опыт 6 . Адсорбция уксусной кислоты

активированным углем

 

Адсорбцию (Г) уксусной кислоты рассчитывают как разность между исходной (Сисх.) и равновесной (Ср) концентрациями уксусной кислоты:

Г = (Сисх - Ср)V/mс.

Объем раствора уксусной кислоты V измеряют мерным цилиндром; mс – масса угля. Три навески по 1,0 г активированного угля внесите в чистые сухие колбы. Влейте в колбы по 50 мл раствора уксусной кислоты различной концентрации: в первую колбу – раствор № 1, во вторую – раствор № 2, в третью – раствор

№ 3. Для ускорения процесса адсорбции периодически взбалтывайте содержимое колб.

Через 20 мин после начала адсорбции отфильтруйте растворы через бумажный фильтр в конические колбы и определите в фильтратах равновесные концентрации. Для этого в коническую колбу отберите пипеткой 10 мл фильтрата, добавьте 2…3 капли фенолфталеина и проведите титрование 0,1 н раствора щелочи:

Vкисл.. Скисл =Vщ. Сщ.

По результатам опыта рассчитайте адсорбцию уксусной кислоты для каждого раствора. Полученные данные внесите в таблицу. Сделайте вывод о зависимости концентрации адсорбата Г от концентрации кислоты в растворе.

 

Номер

раствора

Сисх.,

моль/л

Ср,

моль/л

Г, моль/г

1

2

3

0,05

0,1

0,2

 

 

 

 

Опыт 7. Десорбция уксусной кислоты

 

В чистую колбу налейте 50 мл воды, внесите в нее фильтр с углем пробы № 1 и перемешайте. Через 20 мин отфильтруйте. Определите в нем концентрацию десорбированной уксусной кислоты, как в предыдущем опыте. Рассчитайте количество десорбированной уксусной кислоты в процентах по отношению к адсорбированной:

\% десорбции = Сдес 100/( Сисх - Ср).