Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
Разложение тиосульфата натрия Na2S2O3 в растворе серной кислоты выражается уравнением реакции:
Na2S2O3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + SO2 + S¯
Реакция протекает по следующим стадиям:
S2O32- + 2H+ ® H2S2O3 (очень быстро)
H2S2O3 ® H2SO3 + S (медленно)
H2SO3 ® H2O + SO2 (быстро)
Вторая (медленная) стадия является определяющей для скорости данной реакции.
Выполнение работы
1. В три пронумерованных химических стакана налить с помощью бюретки 0,1М раствор Na2S2O3 и с помощью цилиндра добавить дистиллированную воду в объемах, указанных в таблице.
Таблица 1
| № стакана | V(Na2S2O3) | V(H2O) | с(Na2S2O3), моль/л | Время t, с | Скорость 1/t, с-1 |
| 1 | 10 мл | 20 мл | |||
| 2 | 20 мл | 10 мл | |||
| 3 | 30 мл | 0 мл |
2. Стакан с номером 1поместить в подставку с концентрическими кругами. Отмерить цилиндром 20 мл 1М раствора H2SO4 и вылить в первый стакан с раствором тиосульфата натрия. Одновременно включить секундомер. Раствор перемешать стеклянной палочкой. Остановить секундомер в момент пределить в секундах как время реакции время, прошедшее до появления следов полной потери прозрачности раствора. Повторить опыт с растворами тиосульфата под номерами 2 и 3. Полученные результаты внести в таблицу.
3. Вычислить молярные концентрации тиосульфата натрия в каждом из трех стаканов после добавления серной кислоты. Вычислить относительные скорости реакций как v = 1/ t. Результаты записать в таблицу. Построить график зависимости скорости разложения тиосульфата натрия от его концентрации. На оси абсцисс (х) отложить молярные концентрации тиосульфата, а на оси ординат (y) – относительные скорости реакции. Сделать вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации тиосульфата натрия. Каков порядок данной реакции по тиосульфату натрия?
|
|
|
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры
Зависимость скорости реакции от температуры можно также проследить на примере реакции Na2S2O3 с серной кислотой.
Выполнение работы
1. Налить в одну пробирку 5 мл 0,1 М раствора Na2S2O3, а в другую – 5 мл 1 М раствора H2SO4.
2. Обе пробирки поставить в стакан с водой и через 3 минуты измерить температуру воды в стакане. Затем слить растворы в одну пробирку. Одновременно включить секундомер.Определить время полной потери прозрачности раствора – время реакции в секундах. Результаты (температуру и время) записать в таблицу.
Таблица 2
| № | V(Na2S2O3) | V(H2SO4) | t, oC | Время, t, с | Скорость v = 1/t, с-1 |
| 1 | 5 мл | 5 мл | |||
| 2 | 5 мл | 5 мл |
3. Повторить опыт при другой температуре. Прилить в стакан немного горячей воды так, чтобы температура воды в стакане увеличилась на 12-13оС. Налить в пробирки по 5 мл растворов Na2S2O3 и H2SO4. Выдержать эти пробирки в стакане 3 минуты, пока разность температур воды в стакане составит ровно 10оС с предыдущим опытом. После чего повторить эксперимент. Результаты (температуру и время) записать в таблицу.
|
|
|
4. Вычислить температурный коэффициент реакции g, g=v2/v1. Сделать вывод о зависимости скорости реакции от температуры.
Опыт 3. Гетерогенный катализ
В две пробирки налить по 1 мл раствора пероксида водорода H2O2. В одну внести на кончике шпателя немного порошка оксида марганца(IV), а в другую - столько же оксида свинца (IV). Наблюдая увеличение интенсивности выделения газа, сделать вывод о роли оксидов в реакциях разложения пероксида водорода: 2H2O2 ® 2H2O + O2. Доказать, что выделяющийся газ является кислородом.
Опыт 4. Смещение химического равновесия
Смещение химического равновесия вследствие изменения равновесных концентраций реагирующих веществ изучается на примере обратимой реакции между хлоридом железа(III) и роданидом калия или аммония. В результате реакции раствор становится кроваво-красного цвета, так как образуется комплексное соединение - роданид железа(III) -:
|
|
|
FeCl3 + 3KSCN D Fe(SCN)3 + 3KCl
Интенсивность окраски раствора зависит от концентрации этого соединения. FeCl3 и Fe(SCN)3 являются комплексными соединениями, константы нестойкости этих комплексов приведены в таблице (см. приложения).
Порядок выполнения опыта.
1. Взять по 10 мл 0,5М растворов хлорида железа(III) и роданида калия или аммония и смешать их в химическом стакане. После чего содержимое стакана разлить в четыре пробирки. Первую пробирку с раствором оставить, как контрольную, для сравнения.
2. Во вторую пробирку добавить 2-3 капли насыщенного раствора хлорида железа(III). Сравнить интенсивность окраски с окраской раствора в первой пробирке. В третью пробирку прилить 2-3 капли насыщенного раствора роданида калия (или аммония). Отметить, как изменяется окраска раствора. В четвертую пробирку прибавить немного кристаллического хлорида калия. Наблюдения записать в таблицу.
Таблица3
| № | Вещество, концентрация которого увеличивается | Изменение окраски | Направление сдвига равновесия |
| 1 | FeCl3 | ||
| 2 | KSCN | ||
| 3 | KCl |
3. Написать выражение для константы равновесия этой реакции и объяснить, почему меняется окраска растворов во второй, третьей и четвертой пробирках.
|
|
|
Вопросы для самоподготовки
1. Скорость химической реакции для гомогенных и гетерогенных процессов. От каких факторов зависит скорость химической реакции?
2. Молекулярность и порядок реакции.
3. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант Гоффа. Температурный коэффициент скорости химической реакции.
4. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.
5. Катализаторы. Гомогенный и гетерогенный катализ. Селективность действия катализатора. Автокатализ.
6. Химическое равновесие. Условие химического равновесия.
7. Закон действующих масс. Константа химического равновесия.
8. Смещение химического равновесия. Правило Ле Шателье.
Задачи и упражнения
1. Срок хранения автомобильных покрышек при температуре 20°С составляет 5 лет, а при температуре 10°С – 10 лет. Сколько лет можно хранить покрышки при -10°С.
2. В реакции 2-го порядка A + B → D начальные концентрации веществ А и В равны соответственно 0,5 моль/л и 1,2 моль/л. Начальная скорость реакции равна 1,2∙10-3 моль/(л∙с). Рассчитать константу скорости и скорость реакции в момент, когда концентрация вещества В равна 1,0 моль/л.
3. Рассчитать среднюю скорость окисления этилового спирта в человеческом организме, если известно, что 200 г вина, содержащего 11,5 % спирта, полностью окисляются за 3,0 часа.
4. В системе СO(г.) + Сl2 (г.) ⇌ СOCl2 (г.) концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?
5. Написать выражения скорости реакции для следующих процессов:
а) N2O4 (г.) ⇌ 2NO2 (г.); г) SO2 (г.) + O2 (г.)⇌ SO3 (г.);
б) H2 (г.) + S(к.) ⇌ H2S(г.); д) С(к.) + 2H2 (г.) ⇌ CH4 (г.);
в) 2NO(г.) + Сl2 (г.) ⇌ 2NOCl(г.); е) 3O2 (г.)⇌ 2O3 (г.).
6. Как изменится скорость реакции
C2H2 (г.) + 2H2 (г.) ⇌ C2H6(г.)
а) при увеличении концентрации ацетилена в 2 раза;
б) при увеличении концентрации водорода в 4 раза;
в) при увеличении давления в системе в 3 раза?
7. При 150°С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2,5, рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить ее: а) при 250°С, б) при 100°С.
8. При температуре 58°С некоторая реакция закончилась за 1 час 4 минуты. При какой температуре реакция закончится за 1 минуту, если температурный коэффициент равен двум?
9. Как изменится скорость реакции 2NO(г.) + Cl2 (г.) ⇌ 2NOCl(г.) при одновременном увеличении концентрации оксида азота (II) в 2 раза и уменьшении концентрации хлора в 4 раза?
10. Обратимая реакция описывается уравнением: A + B ⇌ C + D. Смешали по 1 моль каждого из этих веществ. После установления равновесия в смеси обнаружено 1,5 моль вещества С. Рассчитать константу равновесия.
11. Как влияет увеличение температуры на состояние равновесия в следующих реакциях:
а) FeO(к.) + CO(г.) ⇌ Fe(к.) + CO2 (г.) + Q;
б) N2 (г.) + O2 (г.) ⇌ 2NO(г.) – Q?
12. Как влияет охлаждение на состояние равновесия в следующих реакциях:
а) С(к.) + CO2 (г.) ⇌ 2 CO(г.) – Q; б) H2 (г.) + O2 (г.) ⇌ H2O(ж.) + Q?
13. В каком направлении сместятся равновесия:
а) N2O4(г) ⇌ 2NO2(г) - 58,4 кДж,
б) CO(г) + H2O(г) ⇌ CO2(г) + H2(г) + 41,2 кДж,
в) COCl2(г) ⇌ CO(г) + Cl2(г) - 112,5 кДж,
г) 2NO(г) + O2(г) ⇌ 2NO2(г) + 113 кДж,
д) SO2(г) + O2(г) ⇌ 2SO3(г) + 196,6 кДж,
е) 2HBr(г) ⇌ H2(г) + Br2(г) - 72,5 кДж,
ж) C(т)+ H2O(г) ⇌ CO(г) + H2(г)- 132 кДж,
и) CuO(т) + C(т) ⇌ CO(г) + Cu(т) - 46 кДж,
к) FeO(т) + CO(г) ⇌ Fe(т) + CO2(г) + 17 кДж,
при понижении температуры? При повышении давления? При увеличении концентрации исходных веществ?
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2
Дата добавления: 2018-11-24; просмотров: 2608; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!