Студент: фамилия, и.о. группа

Форма отчета к лабораторной работе

Химическая кинетика

Цель работы: исследование зависимости скорости химической реакции: 1) от концентрации реагирующих веществ; 2) от температуры процесса; 3) расчет величины энергии активации реакции.

Краткая теоретическая часть

Скоростью химической реакции (υ) называется: _______________________

_________________________________________________________________

Скорость реакции зависит от следующих факторов:

1. _____________________________ 2. _______________________________

3. ____________________________ _ 4. _______________________________

Зависимость скорости химической реакции от концентрации (C) реагирующих веществ описывается законом__________________________________________

Кинетическое уравнение (как частный случай закона действующих масс) это функциональная зависимость:_______________________________________ _________________________________________________________________

Константа скорости: _______________________________________________

численное значение константы скорости определяется:__________________

_________________________________________________________________

Влияние температуры на скорость реакции описывается:

1) эмпирическим правилом Вант-Гоффа (формулировка и математическая запись)

__________________________________________________________________;

2) уравнением Аррениуса (логарифмическая и экспоненциальная формы уравнения)_________________________________________________________

Энергия активации Е_А – это _________________________________________ _______________________________________________________________________________________________________________________________________

Единицы измерения Е_А:_____________________________________________

Экспериментальная часть

Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.

υ = f (C)

Исследуемая реакция в молекулярном виде:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SO₃+ S

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = S + H₂O + SO₂ + Na₂SO₄

Ионный вид уравнения: (S₂O₃)^2- + 2H⁺ → S + H₂O + SO₂

Кинетическое уравнение (закон действующих масс) для данной реакции при переменной концентрации реагирующих веществ имеет вид: ________________________________________________________________

Кинетические уравнения и вид теоретических графических зависимостей при постоянстве концентрации одного из реагирующих веществ:

а) С(H⁺) = const б) С(S₂O₃^2-) = const

υ = ____________________ υ = ____________________

С(S₂O₃^2-)

С(H⁺)

Таблица 7.4.2

Экспериментальные данные υ = f ( C )

№ системы	Объём реагентов, мл			С (S₂O₃^2-)	Время (τ) появления голубого окрашивания, с	Относительная скорость ύ = 1/τ , с^-1
№ системы	А	Б	В	С (S₂O₃^2-)	Время (τ) появления голубого окрашивания, с	Относительная скорость ύ = 1/τ , с^-1
1	1	2	1	1С
2	2	1	1	2С
3	3	0	1	3С

Реагенты: А- тиосульфат натрия (Na₂S₂O₃), Б- вода (H₂O), В – серная кислота (H₂SO₄)

Рис.2. Экспериментальная зависимость скорости реакции от концентрации тиосульфат иона

С(S₂O₃²^-)

ύ∙10², с^-1

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

υ = f (Т) или ln(ύ) = f (1/Т)

Исходные концентрации реагирующих веществ во всех системах С(Na₂S₂O₃) и С(H₂SO₄) одинаковы.

Математическая запись правила Вант-Гоффа ________________________________________________________________

Уравнение Аррениуса в логарифмическом виде - это уравнение прямой линии:

ln (ύ)

Таблица 7.4.3

Экспериментальные данные: υ = f (Т) или ln (ύ) = f (1/Т)

№ системы	Температура		( 1 / T )∙10³	Время (τ) появления голубого окрашивания, с	Относительная скорость ύ = 1/τ , с^-1	− ln (ύ)
№ системы	t , ⁰ C	T , K	( 1 / T )∙10³	Время (τ) появления голубого окрашивания, с	Относительная скорость ύ = 1/τ , с^-1	− ln (ύ)
1
2
3

− ln(ύ)

а)

б)

(1/T)∙10³

Рис. 3. Графики экспериментальных зависимостей: а) υ = f (Т); б) ln(ύ) = f (1/Т) )∙10³

t⁰, C

ύ∙10², с^-1

Расчет температурного коэффициента (коэффициента Вант-Гоффа - γ).

γ₁ = ύ₃/ ύ₂, γ₂ = ύ₂/ ύ₁, γ_сред = (γ₁ + γ₂)/2.

Расчет энергии активации реакции: ________________________________________________________________________________________________________________________________________

Выводы по работе:

1._________________________________________________________________

___________________________________________________________________

2._________________________________________________________________

___________________________________________________________________

3._________________________________________________________________

___________________________________________________________________

Лабораторная работа

Химическое равновесие

(для бакалавриата)

Цель работы:

1) Сформулировать закон действующих масс и привести математическое выражение константы равновесия;

2) изучить влияние различных факторов на состояние равновесия (количеств взаимодействующих веществ и температуры), научиться прогнозировать сдвиг равновесия при действии различных факторов;

3) освоить математическое выражение уравнения химического сродства.

Рекомендации: при подготовке к работе необходимо повторить разделы «Химическая термодинамика», «Химическая кинетика» и ответить на все контрольные вопросы.

Важнейшие понятия: химическое равновесие, константа равновесия, уравнения изобары и изотермы реакции.

Следует уметь: приводить выражения кинетической и термодинамической констант равновесия; рассчитывать и связывать константу равновесия со свободной энергией Гиббса; определять направления смещения равновесия и оптимальные условия протекания процессов, используя принцип Ле- Шателье; рассчитывать температуру равновесного состояния системы.

Краткая теоретическая часть

Устойчивое равновесное состояние термодинамических систем характеризуется следующими общими условиями:

1) неизменностью равновесного состояния системы при сохранении внешних условий;

2) подвижностью равновесия (самопроизвольным восстановлением равновесия после прекращения внешнего воздействия, вызвавшего незначительное отклонение системы от положения равновесия);

3) динамическим характером равновесия, т.е. установлением и сохранением его вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов;

4) возможностью подхода к состоянию равновесия с двух противоположных сторон;

5) минимальным значением изменения изобарно-изотермического или изохорно-изотермического потенциалов ( ). Выражением этих условий является закон действия масс (константы равновесия).

Для химической реакции в общем виде ,

протекающей в газовой фазе в изобарно-изотермических условиях, константа равновесия имеет вид: ; ;

где C и P- равновесные значения концентраций веществ (в моль/л), парциальных давлений в кПа, соответственно.

Константа равновесия, выраженная через парциальные давления компонентов газовой смеси, связана с константой К_с соотношением: , где - изменение числа молей газа в реакции, .

В основе термодинамического расчета констант равновесия и равновесных выходов продуктов лежит уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа: , где - произвольные парциальные давления и молярные концентрации начальных веществ и продуктов реакции.

Для стандартного состояния системы, уравнения химического сродства имеют вид: .

Для расчета константы равновесия можно применить уравнение изобары Вант-Гоффа .

Примеры решения типовых задач

Пример 1. Константа равновесия реакции H_{2 (г)}+I_{2 (г)}=2 HI _(г) при 693 К К_С=50,25. Вычислите массу образующегося иодида водорода, если в сосуд вместимостью 1 л введено 846 г йода и 21,2 г водорода.

Дано:

V = 1л m(I₂) = 846 г m(H₂) = 21,2 г

Решение: Уравнение процесса: H_{2 (г)}+I_{2 (г)}=2 HI _(г). Определим количество моль исходных веществ по формуле ν(Х) = m(Х)/M(Х): ν₀(H₂) = 21,2/2 = 0,0106 моль, ν₀(I₂) = 846/254 = 0,0033 моль. Число моль иодида водорода в исходном состоянии равно нулю (ν₀(HI)=0). Изменение числа моль к моменту равновесия йода и водорода (Δν(H₂)= Δν(I₂)= х) будет одинаковым (исходя из уравнения процесса), а равновесное число моль HI будет определяться удвоенным изменением числа моль H₂ или I₂: ν_равн.(HI)=2∙Δν=2х. Равновесное число моль остальных веществ в системе составит: ν_равн.(H₂)= ν₀(H₂) –х =(10,6∙10^-3 – х ) моль, ν_равн.(I₂)= ν₀(I₂) –х =(3,33∙10^-3 – х) моль. Находим:

Решение этого уравнения дает:

. Откуда:

. Первый корень уравнения не имеет физического смысла, так как величина х₁ не может быть больше ν₀(H₂), т.е.

. Следовательно, равновесное количество полученного йодистого водорода будет составлять:

Найти: m(HI)?

Ответ: m(HI) = 0,82 г.

Пример 2. В закрытый сосуд вместимостью 0,05 введено 10 моль вещества А и 1 моль вещества В. В результате реакции 2A+B=D установилось равновесие с общим давлением в системе 485 кПа. Вычислите равновесные количества всех веществ в системе при 298 К. Чему равно значение при этой температуре? Система подчиняется законам идеального газа.

Дано: V= 0,05 м³ ν₀(А)=10 моль ν₀(В)=1 моль ν₀(D)=0 моль Р_общ = 485 кПа Т=298 К

Решение: Уравнение процесса: 2A_(г)+B_(г)=D_(г). Если обозначить количество превращенных моль вещества В через х, то Δν(В)=х, Δν(А)=2х, Δν(D)= х (согласно уравнению реакции). Равновесное число моль веществ в системе можно рассчитать: ν_равн.= ν₀ –Δν; ν_равн.(А)= 10–2х моль, ν_равн.(В)= 1–х моль, ν_равн.(D)= х моль. Сумма моль в равновесной системе составит:

. По уравнению Менделеева-Клапейрона

находим значение х:

моль. Равновесные количества веществ в системе составят: ν_равн.(А) =10–2∙0,604=8,792 моль, ν_равн.(В)=1–0,604=0,396 моль, ν_равн.(D)=0,604 моль. Константы равновесия рассчитываем по уравнениям:

Изменение числа моль газов в результате процесса

по уравнению составляет Δν = 1–2–1 = – 2 моль,

Найти: ν_равн.(А), ν_равн.(В), ν_равн.(D), К_р, К_с ?

Ответ: ν_равн.(А)=8,792 моль, ν_равн.(В)= 0,396 моль, ν_равн.(D)= 0,604 моль, К_с=49,33∙10^-6, К_р=8,044∙10⁻⁶.

Пример 3. Вычислите степень превращения (α) исходных веществ реакции A+4B=D и равновесный выход (Х_D) конечного продукта реакции D, если начальные количества исходных веществ: моль, моль. При достижении равновесия: моль, моль, моль. Рассчитайте константу равновесия К_С, если объем реакционного сосуда равен 50 л.

Дано:

моль

моль V=50 л

Решение. Степень превращения исходных веществ можно найти:

. Равновесный выход вещества D определим по молярной доле этого вещества в равновесном состоянии системы:

. Равновесный выход (в %) вещества D (Х_D) составит: Х_D = 0,107∙100=10,7 %. Константу равновесия рассчитаем:

Найти: α_А, α_В, Х_D, К_С?

Ответ: α_А =0,975, α_В =0,325, Х_D=10,7%, К_С =5,66∙10⁴, моль^-4∙л⁴

Контрольные вопросы и задания:

1. Что называют химическим равновесием? Укажите термодинамическое и кинетическое условия равновесия.

2. Что называют константой равновесия, и от каких факторов она зависит? Приведите примеры для гомогенных и гетерогенных систем.

3. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как влияет изменение внешних условий на состояние равновесия обратимой химической реакции?

СаСО_3(т) = СаО_(т) + СО_2(г);∆Н⁰ _х.р. = 176,1 кДж/моль.

4. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции синтеза аммиака из азота и водорода.

5. Константа равновесия реакции N₂O_{4 (г)} = 2 NO_{2 (г)} при 25⁰ С равна 4,64∙10^-3. В каком направлении будет идти реакция при следующих концентрациях веществ: С(N₂O₄) = 0,046 моль/л; С(NO₂) = 0,0095 моль/л.

6. В каком направлении сместится равновесие в системе N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г), при условии, что ΔH⁰_хр <0: а) при увеличении концентрации N₂; б) при увеличении концентрации Н₂; в) при повышении температуры; г) при уменьшении давления?

7. В системе 2NO_(г)+O_{2 (г)}= 2NO_{2 (г)} равновесные концентрации веществ равны [NO]=0,2 моль/дм , [O₂]=0,3 моль/дм , [NO₂]=0,4 моль/дм . Укажите преимущественное направление реакции.

Экспериментальная часть

Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 221; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 6 7 8 9 101112 13 14 15 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!