Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость 



Химической реакции при постоянной температуре

1. Взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. В три пронумерованные пробирки налить раствор тиосульфата натрия (Na2SO3S): в первую – 1 мл, во вторую – 2 мл, в третью – 3 мл. Затем в первую добавить 2 мл воды, во вторую - 1 мл воды, в третью воду не добавлять. После этого в каждую пробирку добавить по 1 мл 2 н. раствора H2SO4. Определить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора в каждой пробирке.

Реакция протекает относительно медленно и сопровождается выделением в осадок серы. Скорость внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции:

                   Na2S+6O3S-2 + H2SO4 = SO2 + S¯ + Na2SO4 + H2O

                         S+6 +6е = S0        1

                         S-2 -6е =      S+4      1

условно можно выразить как величину, обратную времени протекания реакции от момента смешения до появления едва заметного помутнения полученного раствора.

Результаты занести в таблицу:

№ Опыта Объём раствора Na2SO3S, мл Объём воды, мл Объём раств. H2SO4, мл Общий объём  раствора, мл Время (t, сек) Скорость, ύ =1/t
1 1 2 1 4    
2 2 1 1 4    
3 3 - 1 4    

   

Изобразите эту зависимость графически, отложив на оси абсцисс условные концентрации Na2SO3S , а на оси ординат – ύ .

2. Взаимодействия йодата калия с сульфитом натрия в сернокислой среде. Отмерить в одну пробирку 3 мл раствора йодата калия, в другую –3 мл сульфита натрия, подкисленного серной кислотой и содержащего несколько капель крахмала. Быстро прилить второй раствор к первому. Отметить время сливания растворов и момент появления окраски. Повторить опыт, уменьшив концентрацию второго раствора в два раза. Полученные результаты занести в таблицу:

№ опыта Объем раствора KIO3 Объем раствора Na2SO3 , мл Общий объем, мл Время, t, сек  Скорость ύ =1/t
1 3 3      6
2 3 3 + 3 мл воды       9

 

                2NaIO3( р )  + 5Na2SO3( р )  + Н 2 SO4( р )    = I2↓ + 6Na2SO4  + 3H2O

        Протекают колебательные реакции:

        NaIO 3(р)  + 3 Na 2 SO 3(р)  = NaI + 3 Na 2 SO 4  (в присутствии Н2 SO 4 )    

        NaIO3( р )  + 5NaI( р )   + 3 Н 2 SO4( р )    = 3I2↓ + 3Na2SO4  + 3H2O ( ММК )

         3I2 + 3Na2SO3( р )  + 3H2O = 6NaI + 3 Н 2 SO4

           Влияние температуры на скорость химической реакции

  Взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. В три нумерованные пробирки налить по 1 мл раствора тиосульфата натрия Na2SO3S. Отметить температуру воздуха в лаборатории. В первую пробирку добавить 1 мл 2 н. раствора H2SO4, встряхнуть и определить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора.

Вторую пробирку поместить в стакан с водой и нагреть до температуры, превышающую комнатную на 10 °С (следить по термометру). В эту же воду опустить пробирку с 1 мл 2 н. раствора H2SO4. Затем содержимое пробирок слить, встряхнуть и отметить время с момента добавления кислоты до появления едва заметного помутнения раствора.

Аналогично нагреть третью пробирку до температуры, превышающую комнатную на 20 °С и проделать тот же самый опыт. Полученные данные занести в таблицу:

№ опыта Объём раствора Na2SO3S (мл) Объём раствора H2SO4 (мл) Температура, °С Время, t Скорость ύ=1/t
1 10 10 комнатная    
2 10 10 комнат.+ 10°    
3 10 10 комнат. + 20°    

 

Скорость внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции

                   Na2S+6O3S-2 + H2SO4 Þ SO2 + S¯ + Na2SO4 + H2

условно выразить как величину, обратную времени протекания реакции от момента смешения до помутнения полученного раствора ( ύ =1/t) и занести также в таблицу.

Построить график зависимости ύ от температуры и определить характер этой зависимости.

Скорость гетерогенных химических реакций

Влияние степени смешения реагентов на скорость реакции. Положить в сухую фарфоровую ступку около 0,01 г порошка без­водного сульфата меди и несколько кристаллов йодида калия. Перемешать пестиком эти вещества, а затем растереть их. Что наблюдается? Прилить к полученной смеси несколько капель воды. Объяснить наблюдаемые явления. Написать уравнение реакции.

 

                                     Лабораторная работа №4

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Теоретическая часть

Скорость обратимой реакции равна разности между скоростями прямой и обратной реакций: υ = υпр - υобр. Когда υпр = υобр, υпр - υобр = 0, концентрации всех веществ постоянны и не изменяются со временем, наступает динамичес-кое химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия служит константа химического равновесия (К).

При υпр = υобр для реакции aA + bB = cAB получим

                                  kпр. [А] a . [В] b = kобр. [ AB] c

или                         kпр / kобр = [ AB] c / [А] a . [В] b ,

                                       К = [ AB] c / [А] a . [В] b

Численное значение константы (К) характеризует выход данной реакции. Константа химического равновесия не зависит от энергии активации и концентрации. Катализаторы не влияют на константу равновесия, а, снижая энергию активации и повышая энтропию активации, ускоряют достижение равновесия.

К зависит от температуры, от изменений энтальпии (теплового эффекта) реакции и энтропии:

                                    К = е S/ R .е -∆ H/ RT = е ( T∆ S -∆H) / RT

 или                            lnK= ( T∆ S - ∆ H) / RT.

Влияние изменения внешних условий на состояния химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие, равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет воздействие.                          

Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие сместится в сторону расхода этого вещества. При уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие сместится в сторону образования этого вещества.Системы, содержащие только жидкие или твердые реагенты, на изменение давления практически не реагируют.

При увеличении давления в системе равновесие сдвигается в сторону реакции, которая сопровождается уменьшением числа молей газообразных веществ, т.е. – в сторону меньших мольных объемов.

Для реакций, проходящих без изменения объема, изменение давления практически не сказывается на смещении равновесия.

Скорость экзотермических реакций увеличивается по мере понижения температуры процесса до определенного значения, так как при этом облегчается отвод тепла. А при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической химической реакции.

Так как катализаторы в одинаковой мере ускоряют и прямую, и обратную реакции, сдвигать химическое равновесие они не могут.

Экспериментальная часть

1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие. Налить в пробирку по 1 мл раствора FeCl 3 и раствора роданида аммония NH 4 SCN. Полученный раствор окрашивается в красный цвет.

Написать уравнение реакции

                               Fe3+ + 3SCN- ↔ Fe(SCN)3

Изменение концентрации Fe( SCN)3 сказывается на изменении окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении смещается равновесие при изменении концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции.

Полученный раствор разлить в четыре пробирки. В первую прилить 1 мл раствора FeCl3, во вторую – 1 мл раствора NH4SCN, в третью – 1микрошпатель соли NH4Cl, четвертую пробирку оставить в качестве эталона. В каждом случае после тщательного встряхивания пробирок отметить изменение интенсивности окраски раствора.

На основании закона действующих масс и константы химического равновесия объяснить происходящие явления.    Результаты опытов свести в таблицу:

  № пробирки Добавленный раствор соли Изменение интенсивности окраски (ослабл./усил.) Направление смещения равновесия (вправо / влево)
1   FeCl3    
2 NH4SCN    
3 NH4Cl(ТВ)    

     

 

 

2. Обратимость смещения химического равновесия. В пробирку налить 1 мл раствора K2Cr2O7 (оранжевый) и добавить по каплям концентрированный раствор щелочи. Наблюдать за изменение окраски раствора. Когда раствор пожелтеет, добавить по каплям концентрированную серную кислоту до появления оранжевой окраски. После чего снова прибавить несколько капель щелочи до появления желтой окраски раствора.

В растворе имет место равновесие:

                      Cr2 O72- + ОН- 2 CrO42- + Н+

                     (оранжевый)                     (желтый)              

  Изменение концентрации ионов Н+ и ОН- приводит к смещению этого равновесия. Отсюда следует, что дихромат-ионы Cr2O72- усточивы в кислой среде, а хромат-ионы CrO42- - в щелочной среде.

  3. Влияние температуры на химическое равновесие. Термическая диссоциация двуокиси азота. Использовать для опыта два сообщающихся сосуда, заполненных двуокисью азота. Колбу 1 опустить в стакан, заполнен-ный снегом или толченым льдом, колбу 2 поместить в стакан с водой. Подогреть стакан с водой и наблюдать изменение цвета газа в обеих колбах.              

                                2NO2(г,бурый)  ↔ N2O4(г,бесцветный)  

  В какую сторону смещается равновесие при охлаждении?

 

                           Лабораторная работа № 5

III. КАТАЛИЗ

Теоретическая часть

Вещества, не расходующиеся в результате реакции, но влияющие на её скорость, называются катализаторами. Явление изменения скорости реакции под действием катализаторов называется катализом (разрушение). Такие реакции называются каталитическими. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему.

  Механизм гомогенного катализа объясняют на основе теории промежуточных соединений, согласно которому катализатор (К) образует с одним из исходных веществ промежуточное соединение (АК). Затем последнее реагирует с другим исходным веществом с восстановлением катализатора.

Причина возрастания скорости реакции сводится к уменьшению энергии активации этой реакции. Катализатор может способствовать достижению необходимой для взаимодействия молекул ориентации, повышая энтропию активации.

Установлено что скорость реакции пропорциональна концентрации катализатора.

Действие катализатора на состояние химического равновесия не сказывается, т.к. он ускоряет как прямую, так и обратную реакцию (ускоряет достижение химического равновесия).

При гетерогенном катализе между катализатором (К) и веществом существует поверхность раздела фаз. Реакции при гомогенном катализе протекают на поверхности катализатора. Поэтому активность катализатора (К) зависит от свойств его поверхности: её величины, химического состава, строения и состояния.

Полагают, что на поверхности катализатора -адсорбента имеются активные центры. Вещества адсорбируются на этих центрах, в результате чего увеличивается концентрация их на поверхности катализатора. Под действием катализатора у адсорбированных молекул ослабляются связи между атомами и они делаются более реакционноспособными.

Увеличение скорости реакции в присутствии катализатора определяется формулой

                              ln ( k′/ k) = 2,3 lg ( k′/ k) = Еа - Еа′ / RT,

 где k′ и Еа - константа скорости и энергия активации каталитической реакции соответственно.

Автокаталитическими называются реакции, в которых катализатором является одно из исходных веществ или один из продуктов реакции.

                                  Экспериментальная часть

  Гомогенный катализ. В пробирку влить 1 мл раствора хлорида железа FeCl3 и добавить 1 мл раствора родонида калия КС NS. Полученный красного цвета раствор родонида железа Fe( CNS)3 разлить в три пробирки.

В одну прибавить 5-6 капель раствора тиосульфата натрия Na2 S +6 O3 S -2 и отметить время обесцвечивания раствора по реакции

            2Fe(SCN)3 + 2Na2S +6 O3S -2  = 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN + Na2S4O6

В другую пробирку прилить 5-6 капель раствора сульфата меди CuSO4 и добавить столько же раствора тиосульфата натрия Na2S2O3. Отметить время течения реакции.

Каково влияние CuSO4 (катализатора) на скорость реакции?

2 . Автокатализ. В три пробирки налить по 1 мл: воды – в первую, 2 н. раствора HNO3 – во вторую и в третью. В первую прилить 1 мл раствора NaNO2 и 1 мл 1 н. раствора H2SO4, во вторую – 2 мл воды, в третью – 1 мл 1 н. раствора NaNО2 и 1 мл 1н. раствора H2SO4.

В первой пробирке содержатся HNO2 и продукты её распада NO и NO2, во второй – HNO3, в третей - HNO3 и NO2

Затем в каждую пробирку добавить по кусочку меди. Сравнить результаты опытов.

Реакция окисления меди азотной кислотой является типичным автокаталитическим процессом (NO2 – катализатор).

Приведите примеры гомогенного и гетерогенного катализа. Поясните значение терминов катализатор, ингибитор, фермент, каталитический яд. Как современная теория объясняет механизм действия катализаторов?

 

                              Лабораторная работа № 6


Дата добавления: 2019-07-15; просмотров: 72;