Лабораторная работа №5. Химическая кинетика

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
Химическая кинетика и химическое равновесие.
1. Разделы курса, необходимые для подготовки к
лабораторной работе.
Понятие о системе. Гомогенные и гетерогенные системы.
Открытые, закрытые и изолированные системы. Скорость
химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакций.
Закон действующих масс. Кинетические уравнения химических
реакций. Константа скорости химической реакции. Энергетические
диаграммы
химических
процессов.
Энергия
активации.
Зависимость константы скорости реакции от энергии активации
(уравнение Аррениуса). Влияние температуры на скорость реакции
(правило Вант-Гоффа). Температурный коэффициент реакции.
Катализ. Катализаторы и ингибиторы. Химическое равновесие.
Константа химического равновесия. Факторы, способствующие
смещению химического равновесия (принцип Ле-Шателье).
1. Вопросы и упражнения.
1. Напишите кинетические уравнения для скоростей следующих
реакций:
а) 2СО(г.) + CI2(г.) → 2СОCI 2(г.) б) С(тв.)+ СО2(г.) → 2СО(г.)
в) СаО(тв)+ СО2(г.) →СаСО3(тв) г) 4NН3 (г) + 3О2 (г)  2N2 (г) + 6Н2О(г)
Какие из вышеперечисленных реакций относятся к гомогенным,
какие – к гетерогенным?
2. Во сколько раз изменятся скорости прямой и обратной
реакций в системе:
2SО2(г.) + О2(г.) ↔ 2SО3(г.),
если объем газовой смеси уменьшить в 3 раза?
3. Как изменится скорость реакции
2NO (г) + O2(г) → 2 NO2(г), если:
а) увеличить давление в системе в 2 раза, б) повысить
концентрацию NO в 2 раза, в) повысить концентрацию О2 в 2 раза?
4. Температурный коэффициент реакции равен 3. Во сколько раз
увеличится скорость реакции при увеличении температуры на 40о?
5. При увеличении температуры на 800, скорость реакции
возросла в 256 раз. Рассчитайте значение температурного
коэффициента скорости реакции.
6. В каком направлении сместится равновесие следующих
реакций
2 СО(г) + О2 (г)
2 СО2 (г) Δ Н < 0
СаСО3 (тв)
СаО(тв) + СО Δ Н > 0
N2(г) + 3H2(г)
2 NH3(г)
ΔH<0
2Mg + O2(г)
2MgO
ΔH<0
а) при понижении температуры?
б) при повышении давления?
2. Экспериментальная часть.
Часть 1. Влияние различных факторов на скорость химической
реакции.
Соли слабой тиосерной кислоты (тиосульфаты) устойчивы как
в твердом состоянии, так и в растворе. Сама же тиосерная кислота
(H2S2O3) самопроизвольно разлагается даже в разбавленном
растворе с образованием сернистой кислоты и серы. При реакции
раствора тиосульфата натрия с раствором сильной кислоты,
например, серной, последовательно будут протекать следующие
реакции:
Na2S2O3 +2H2SO4  H2S2O3 + Na2SO4 (протекает очень быстро)
H2S2O3  H2SO3 + S ( протекает медленно)
H2SO3  H2O + SO2 (быстро)
_____________________________
Суммарный процесс можно представить следующим уравнением:
Na2S2O3 +2H2SO4  Na2SO4 + S↓ + H2O + SO2 ↑
Скорость суммарного процесса определяется второй, наиболее
медленной стадией (это лимитирующей стадия процесса).
Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации
реагирующих веществ.
В три градуированные пробирки, в соответствии с данными
таблицы 1, налейте 1, 2 и 3 мл раствора тиосульфата натрия. Затем,
в первую пробирку добавьте 2 мл дистиллированной воды, а во
вторую 1 мл воды. Это делается для того, чтобы объем растворов в
каждой пробирке был одинаков. В этом случае концентрацию
первого, самого разбавленного раствора, можно условно принять за
1, второго за 2 и третьего за 3.
Приготовьте в трех отдельных градуированных пробирках по
1 мл раствора серной кислоты.
В каждую из пробирок с раствором тиосульфата поочередно
добавьте по 1 мл раствора серной кислоты из второй группы
пробирок и определите время до начала помутнения раствора. На
основании полученных данных заполните таблицу 1.
Таблица 1 .
Зависимость скорости реакции от условной
концентрации раствора
Номер Раствор
пробирки Na2S2O3
Объем, мл
H2O
Раствор
H2SO4
Условная
концентрация
р-ра Na2S2O3,
Сусл.
1
1,0
2,0
1
1
2
2,0
1,0
1
2
3
3,0
-
1
3
Время до
появления
серы,
(), с
Условная
скорость
реакции,
V усл.= 1/, с-1
Постройте график зависимости условной скорости реакции от
условной концентрации Na2S2O3 (по оси абсцисс – концентрация
тиосульфата натрия, по оси ординат – скорость реакции).
Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от
концентрации тиосульфата натрия.
Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.
Подготовьте водяную баню. Температуру в водяной бане
поддерживайте сначала, примерно, на 200С выше комнатной, а
затем на 400С.
Повторите эксперимент, проделанный вами в пункте 1. с
пробиркой №1, предварительно нагрев пробирку с раствором
тиосульфата натрия и пробирку с раствором серной кислоты в
водяной бане при вышеуказанных температурах. Пробирки с
растворами реагентов должны находиться в водяной бане примерно
3-5 минут. После нагревания слейте содержимое пробирок и
отметьте время до начала помутнения.
Полученные данные занесите в табл. 2. Данные опыта с не
нагретыми растворами возьмите из табл.1. Укажите значения
температур, при которых проводились опыты.
Таблица 2.
Зависимость скорости реакции от температуры.
Температу
ра,0С
Объем, мл
Условная
Раствор концентрация
р-ра Na2S2O3,
H2SO4
Сусл.
Раствор
Na2S2O3
H2O
1,0
2,0
1
1
1,0
2,0
1
1
1,0
2
1
1
Время до
появления
серы,
(), с
Условная
скорость
реакции,
V усл.= 1/, с-1
Сделайте вывод о влиянии температуры на скорость
химической реакции.
Постройте график зависимости условной скорости реакции от
концентрации Na2S2O3 (по оси абсцисс – концентрация температура
реакции, по оси ординат – условная скорость реакции).
Зная значения скоростей реакций для двух температур,
рассчитайте величину температурного коэффициента реакции
(коэффициент Вант-Гоффа).
Опыт 3. Скорость реакций в гетерогенных системах.
Налейте в 2 пробирки одинаковые объемы раствора
хлороводородной кислоты. В одну из пробирок поместите
небольшой кусочек мрамора (карбоната кальция), а в другую
одновременно поместите не кончике шпателя примерно такое же
количество мрамора в виде порошка. В какой из пробирок реакция
протекает быстрее?
Напишите уравнение реакции взаимодействия карбоната
кальция с хлороводородной кислотой. Запишите наблюдения.
Сделайте вывод о влиянии площади поверхности реагентов на
скорость гетерогенной реакции.
Часть 2. Химическое равновесие.
Опыт 1. Смещение химического равновесия.
В пробирку налейте, примерно, 3 мл разбавленного раствора
хлорида железа (III) и добавьте несколько капель разбавленного
раствора роданида калия. Протекающая реакция является
обратимой и протекает по уравнению:
FeCl3 + 6KCNS
К3[Fe(CNS)6] + 3 KCl
Какой цвет имеет образующийся в результате реакции
гексароданоферрат(III) калия - К3[Fe(CNS)6]?
Полученный раствор разделите примерно поровну на 4
пробирки.
В
первую
добавьте
несколько
капель
концентрированного раствора хлорида железа, во вторую –
концентрированного раствора роданида калия, в третью – добавьте
порошкообразный хлорид калия. Сравните изменения окраски
растворов в этих пробирках с исходным цветом раствора в
четвертой пробирке.
Результаты опытов занесите в табл. 3
Таблица 3.
Влияние изменения концентрации реагентов и продуктов
реакции на смещение химического равновесия.
№ пробирки
Добавлено
1
FeCl3
2
KSNC
3
KCl
Изменение
окраски раствора
Направление
смещения
равновесия
Сделайте вывод о влиянии изменения концентрации исходных
веществ и продуктов реакции на смещение химического
равновесия.
Запишите формулировку принципа Ле-Шателье.