Для выполнения отчета по лабораторной работе использовать исходные данные времени протекания реакции

Лабораторная работа №4

Кинетика химических реакций

Цель работы: изучение скорости химической реакции и её зависимости от различных факторов – природы реагирующих веществ, концентрации, температуры.

В результате освоения материала по теме лабораторной работы студент должен:

Знать

· факторы, определяющие скорость химических реакций;

· зависимости скорости химических реакций от концентрации;

Уметь

· рассчитывать скорость химической реакции;

· наблюдать за протеканием химической реакции во времени;

· осуществлять отчеты времени по секундомеру;

Владеть

· навыками проведения эксперимента по определению скорости химической реакции при изменении условий;

· навыками подбора условий, способствующих проведению химической реакции с требуемой скоростью.

Теоретическое введение

Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах протекания химических реакций. Скорость химической реакции равна изменению концентрации реагирующего вещества в единицу времени. Средняя скорость определяется соотношением

где – изменение концентрации вещества за промежуток времени Знак (+) означает, что вещество образуется, а знак (–) – что вещество расходуется в ходе реакции.

Истинная (мгновенная) скорость реакции выражается следующим образом:

где dC – бесконечно малое изменение концентрации вещества за бесконечно малый промежуток времени

Скорость реакции определяется природой реагирующих веществ и зависит от условий протекания реакции – концентрации реагентов, температуры, наличия катализатора, интенсивности перемешивания и др.

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

Для реакции аА + bВ ® rR математическое выражение закона действующих масс имеет вид (называется кинетическим уравнением химической реакции)

где u – скорость химической реакции; К – константа скорости; С_А, С_В – молярные концентрации реагирующих веществ; а, b – стехиометрические коэффициенты.

В кинетическое уравнение реакции не включают концентрации веществ, образующих отдельную конденсируемую фазу, т.к. они являются постоянными величинами и входят в значение константы скорости реакции.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Изучение влияния концентрации тиосульфата натрия на скорость реакции

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

Выделяющаяся сера вызывает помутнение первоначально прозрачной реакционной массы. Промежуток времени от момента сливания растворов реагентов до момента помутнения раствора пропорционален скорости реакции.

Для проведения опыта возьмите 3 пробирки, в которые внесите 0,5М раствор тиосульфата натрия и дистиллированную воду следующим образом:

1-я пробирка: 4 капли раствора Na₂S₂O₃ и 8 капель Н₂О – перемешайте;

2-я пробирка: 8 капель раствора Na₂S₂O₃ и 4 капли Н₂О – перемешайте;

3-я пробирка: 12 капель раствора Na₂S₂O₃.

Таким образом, в каждой пробирке должно находиться по 12 капель раствора тиосульфата натрия с различной концентрацией. Если относительную концентрацию соли (с_отн) в 1-й пробирке принять равной 1 (4 капли раствора соли), то во 2-й пробирке концентрация составит 2 (8 капель) и в 3-й – 3 (12 капель).

Добавьте 1 каплю 1н раствора серной кислоты в первую пробирку и встряхните содержимое. С помощью секундомера измерьте время с момента попадания капли кислоты в раствор соли до появления помутнения раствора (t, с). Проделайте поочередно то же самое со 2-й и 3-й пробирками.

Экспериментальные данные занесите в таблицу 1.

Таблица 1. Экспериментальные данные

Номер пробирки	Количество капель реагентов			Относительная концентрация Na₂S₂O₃	Время реакции t, с	Относительная скорость реакции 1/t, с^-1
Номер пробирки	Na₂S₂O₃	H₂O	H₂SO₄	Относительная концентрация Na₂S₂O₃	Время реакции t, с	Относительная скорость реакции 1/t, с^-1
1	4	8	1	1
2	8	4	1	2
3	12	0	1	3

Постройте график зависимости отложив по оси Х значение относительных концентраций тиосульфата натрия, а по оси Y – значения соответствующих относительных скоростей реакции.

Концентрация серной кислоты в опыте постоянна, следовательно, кинетическое уравнение будет иметь вид

а график будет прямой линией, выходящей из начала координат под углом α к оси Х (рис. 1).

Рассчитайте относительную константу скорости реакции из полученного графика по формуле

Рис. 1. Зависимость относительной скорости реакции от относительной концентрации тиосульфата натрия.

В выводе отметьте зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия при данных условиях. Укажите возможные причины ошибки опыта.

Для выполнения отчета по лабораторной работе использовать исходные данные времени протекания реакции

Время t, с	Группы
Время t, с	23^х	23^хх	24^х	24^хх	25^х	25^хх	25 в^х	25в^хх
t₁	33	22	20	14	28	25	20	16
t₂	14	11	9	7	13	12	8	8
t₃	10	7	6	5	9	8	6	5

Время t, с	Группы
Время t, с	26^х	26^хх	27^х	27^хх	28^х	28^хх
t₁	40	21	15	18	28	29
t₂	20	10	8	9	13	16
t₃	12	76	5	6	8	11

Контрольные вопросы:

1. Что называется скоростью химической реакции?

2. Какие факторы влияют на скорость реакции?

3. Напишите математическое выражение закона действующих масс для реакций:

а) N₂O₄(г) = 2NO(г);

б) 2NO(г) + Br₂(г) = 2NOBr(г);

в) С(т) + О₂(г) = СО₂(г).

4. Что называется энергией активации реакции?

Химическое равновесие

Цель работы: изучение влияния различных факторов на химическое равновесие и расчет константы равновесия.

В результате освоения материала по теме лабораторной работы студент должен:

Знать

· сущность обратимости химических реакций;

· характеристики химического равновесия;

· принцип смещения химического равновесия Ле Шателье – Брауна;

Уметь

· вычислять константы химического равновесия;

· определять направление химической реакции в данных условиях и концентрации веществ в состоянии равновесия;

Владеть

· навыками проведения эксперимента по установлению и смещению химического равновесия.

Теоретическое введение

В результате самопроизвольного протекания химической реакции свободная энергия Гиббса системы понижается и может достичь своего минимального значения еще до того, как реагенты будут израсходованы полностью. Тогда в системе установится равновесие между оставшимися реагентами и накопившимися продуктами. Наступившее равновесное состояние изображается знаком обратимости реакции:

_пр

аA + bB rR + qQ.

_обр

Равенство u_{прямой р} = u_{обратной р} является кинетическим условием химического равновесия.

Химическое равновесие характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих в реакции.

Согласно закону действующих масс, в условиях равновесия выполняется соотношение

где К_С – постоянная величина при данной температуре, называемая константой равновесия; – равновесные молярные концентрации участвующих в реакции веществ; r, q, a, b – стехиометрические коэффициенты уравнения реакции.

В общем случае константа равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов. Константа равновесия также равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций, т.е.

К_равн =

Константа равновесия К_равн зависит только от природы реагентов, температуры и давления и не зависит от концентраций исходных веществ в системе. Чем больше величина К_равн, тем больше образовалось к моменту наступления равновесия продуктов реакции. Химическое равновесие неизменно до тех пор, пока остаются постоянными параметры, при которых установилось равновесие. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, которое характеризуется новыми равновесными концентрациями всех веществ. Переход системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением химического равновесия. Равновесие смещается в ту или иную сторону (вправо ® или влево ) из-за различного влияния на скорости прямой и обратной реакций изменения параметров. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при изменении условий стала больше.

В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье – Брауна: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, изменив один из параметров, то система перейдет в новое состояние равновесия таким образом, чтобы уменьшить эффект произведенного воздействия. Так, увеличение концентрации какого-либо вещества, участвующего в реакции, смещает равновесие в сторону реакции, понижающей его концентрацию, а понижение – в сторону образования этого вещества. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (D_rН > 0), а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (D_rН < 0). Увеличение давления в системе смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, понижение – в сторону реакции, идущей с увеличением объема. Если в результате реакции не происходит изменения объема газообразных веществ, то изменением давления нельзя сместить равновесие данной реакции. Катализатор не вызывает смещения равновесия, т.к. одинаково увеличивает скорости прямой и обратной реакций.

Экспериментальная часть

Дата добавления: 2021-04-15; просмотров: 127; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!