Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции.
В три пробирки внести по 10 капель 1 н раствора тиосульфата натрия, в другие три – по 10 капель 0,5 н раствора серной кислоты и опустить в них пипетки. По одной пробирке с тиосульфатом и серной кислотой поставить в стакан с водой при комнатной температуре. Остальные попарно поместить в два других стакана с водой, опустить в них термометры, нагреть один на 10 0С выше комнатной, другой – выше на 20 0С. Следить за тем, чтобы температура растворов не поднималась выше указанной. Нагрев растворы, одновременно слить их попарно, тотчас включить секундомер, определить время до начала появления мути. Полученные данные занести в таблицу 2.
Таблица 2
| № опыта | Температура, 0С | Промежуток времени от начала отсчета до появления мути, t, с | Скорость реакции
|
Вычислить температурный коэффициент изучаемой реакции. Как изменится скорость химической реакции при повышении температуры?
Опыт 3. Влияние катализатора на скорость химической
Реакции.
В пробирку внести 5 – 10 капель 10% -ного раствора перекиси водорода. Отметить, что в обычных условиях заметного разложения перекиси водорода не наблюдается. Добавить в пробирку несколько крупинок диоксида марганца. Наблюдается энергичное выделение кислорода. Составить уравнение реакции. В отчете указать, что называется катализатором и каков механизм его действия.
Опыт 4. Влияние величины поверхности соприкосновения
Веществ на скорость гетерогенной реакции.
а) Взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой.
Приготовить два небольших приблизительно одинаковых кусочка мела. Один из них растереть пестиком на листе бумаги и пересыпать в коническую пробирку, второй поместить в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавить по 15 капель соляной кислоты плотностью 1,19 г/мл. В какой из пробирок реакция протекает быстрее и почему? Написать уравнение реакции.
б) Взаимодействие нитрата свинца с иодидом калия.
Несколько кристаллов иодида калия и нитрата свинца поместить в две сухие ступки и тщательно растереть пестиком. Приготовить две сухие пробирки. В одну из них положить по несколько кристаллов нитрата свинца и иодида калия, в другую насыпать приблизительно такое же количество солей, растертых в порошок. Для перемешивания реагирующих веществ обе пробирки энергично встряхнуть, закрыв отверстие. Поставить пробирки в штатив и наблюдать образование иодида свинца.
Отметить влияние поверхности соприкосновения реагирующих веществ на скорость реакции. Написать уравнение реакции.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ
1. Что называется скоростью химической реакции?
2. Какие реакции относятся к гомогенным и какие к гетерогенным, привести примеры?
3. Чем характеризуется скорость гомогенной реакции и в каких единицах она измеряется?
4. От каких факторов зависит скорость гомогенной химической реакции?
5. От каких факторов зависит скорость химической реакции в гетерогенных системах?
6. Сформулировать закон действующих масс. Написать выражение скорости реакций, протекающих между: а) азотом и кислородом; б) оксидом азота (II) и кислородом; б) диоксидом углерода и раскаленным углем.
7. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению 2NO (г) + Cl2 (г) ® 2NOCl (г). Как изменится скорость реакции при увеличении: а) концентрации Cl2 в два раза;
б) концентрации обоих веществ (NO и Cl2) в два раза?
8. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе 2СО (г) ® СО2 (г) + С (т), чтобы скорость реакции увеличилась в четыре раза?
9. Реакция идет по уравнению H2 (г) + I2 (г) ® 2HI (г). Константа скорости этой реакции при 508 0С равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ были:
Вычислить начальную скорость реакции и скорость ее, когда концентрация водорода стала равной 0,03 моль/л. Ответ: 3,2 ×10 –4; 1,92 × 10 –4.
10. Как и почему изменяется скорость химической реакции при изменении температуры?
11. Что называют энергией активации?
12. Какие вещества называются катализаторами? Какое влияние и почему оказывает катализатор на скорость химической реакции?
13. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40 0, если g = 3,2?
14. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекающей в ней реакции возросла в 30 раз
(g = 2,5).
15. При повышении температуры на 50 0 скорость реакции возросла в1200 раз. Вычислить g.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 3
РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Цель работы: исследовать влияние концентраций реагирующих веществ, температуры и рH среды на химическое равновесие.
ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ОБОСНОВАНИЕ
Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направлениях и не идут до конца, так как продукты реакции, взаимодействуя между собой, вновь дают исходные вещества. Обратимость реакции отмечается знаком двух стрелок, направленных в противоположные стороны ®.
Cостояние обратимого процесса при котором скорости прямой и обратной реакции равны называется химическим равновесием (Vпр= Vобр). Если в системе наступило химическое равновесие, то изменение изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) происходить не будет, т.е. DG = 0.
Для гомогенной обратимой реакции
aA + bB ® dD + mM (1)
в состоянии равновесия выполняется соотношение
(2)
где [А], [В], [D], [М] равновесные концентрации, то есть концентрации веществ в момент равновесия ( их обозначают при помощи квадратных скобок); a, b, c, e – стехиометрические коэффициенты при веществах в уравнении реакции; Kравн – константа химического равновесия, заменяющая собой отношение двух постоянных величин k1 и k2.
Чем больше Kравн , тем больше концентрация конечных продуктов в момент равновесия. Она показывает, во сколько раз прямая реакция идет быстрее обратной при одинаковой температуре и концентрациях, равных единице. Уравнение (2) есть выражение закона действующих масс применительно к обратимым реакциям. Его формулировка такова: при обратимых реакциях равновесие наступает тогда, когда произведение концентраций образующихся веществ, деленное на произведение концентраций веществ, вступающих в реакцию, станет равным некоторой постоянной для данной реакции величине при данной температуре.
Для реакций между газами молярные концентрации пропорциональны парциальным давлениям Р. В этом случае выражение константы равновесия для реакции (1) можно записать в виде
Часто пользуются отрицательным десятичным логарифмом численного значения Kравн и обозначают его рК (показатель константы).
рК = - lgKравн.
Применение рК позволяет упростить расчеты и запись характеристики системы ( например, если Кравн = 1,74 ×10 –5, то рК = 4,76).
Константа равновесия связана с изменением стандартного изобарно-изотермического потенциала химической реакции DG0 соотношением
DG0 = - RT lnКравн
или
.
Из этих уравнений следует, что Кравн очень чувствительна к изменению температуры. Влияние на Кравн природы реагирующих веществ определяет ее зависимость от энтальпийного и энтропийного факторов. От концентрации реагентов и давления ( если оно не очень высокое) константа равновесия не зависит.
Зная равновесные концентрации, легко вычислить константу равновесия и исходные концентрации реагирующих веществ. Например, равновесие реакции, протекающей по уравнению
H2 + I2 ® 2HI
установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [H2] = 0,004 моль/л, [I2] = 0,025 моль/л, [ HI] = 0,08 моль/л.
Определить константу равновесия и исходные концентрации водорода и йода.
Для решения задачи находим значение константы равновесия для данной реакции по уравнению
Подставив значения концентраций реагирующих веществ при равновесии, получим
Уравнение реакции показывает, что из одной молекулы H2 и одной молекулы I2 образуется две молекулы HI. Следовательно, для образования 0,08 моль HI требуется 0,04 моль H2 и 0,04 моль I2.
Таким образом, исходные концентрации
[H2]исх = 0,004 + 0,04 = 0,044 моль/л,
[I2]исх = 0,025 + 0,04 = 0,065 моль/л.
Необходимо отметить, что твердые вещества не входят в выражение константы равновесия по той же причине, что и при рассмотрении скорости реакции.
Например: 3Fe (к) + 4H2O (пар) ® Fe3O4 (к) + 4H2 (г)
В состоянии равновесия система может оставаться до тех пор, пока не изменятся внешние условия: концентрация, температура, а для газов – давление. Направление смещение положения химического равновесия (таблица 1) определяется принципом Ле-Шателье: изменение одного из условий (температуры, концентрации, давления), при которых система находится в состоянии химического равновесия, вызывает смещение равновесия в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению.
Таблица 1 Влияние изменения условий на положение химического равновесия
| Изменение условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия | Изменение cкорости прямой и обратной реакции в начальный момент | Направление смещения положения равновесия |
| повышается Температура понижается | В большей степени возрастает скорость эндотермической реакции В большей степени понижается скорость эндотермической реакции | В сторону эндотермической реакции В сторону экзотермической реакции |
| повышается Давление понижается | В большей степени возрастает скорость реакции, протекающей с уменьшением числа молей газообразных веществ В большей степени понижается скорость реакции, протекающей с уменьшением числа молей газообразных веществ | В сторону уменьшения числа молей газообразных веществ в системе В сторону увеличения числа молей газообразных веществ в системе |
| повышается Концентрация понижается | Возрастает скорость реакции, по которой вводимое вещество расходуется Уменьшается скорость реакции, где реагентом является вещество, концентрация которого уменьшается | В сторону реакции, по которой вводимое вещество расходуется В сторону реакции, по которой образуется вещество, концентрация которого уменьшается |
| Введение катализатора | Скорость прямой и обратной реакции изменяются одинаково | - |
На смещение химического равновесия может влиять величина рH, определяющая среду, т.е. концентрацию ионов водорода H + в растворе.
Рассмотрим реакции получения хроматов CrO42 - и бихроматов Cr2O7 2 -. Как видно из уравнения
2H + + 2CrO4 2 - ® 2HCrO4- ® Cr2O7 2 - + H2O,
прибавление к раствору кислот (ионов H +) должно смещать равновесие вправо, а прибавление щелочей (ионов OH -) – влево. В соответствии с этим из хроматов легко получить бихроматы и наоборот, например, по реакциям:
K2Cr2O7 + 2KOH ® 2K2CrO4 + H2O,
2K2CrO4 + H2SO4 ® K2Cr2O7 + H2O.
Оборудование и реактивы: пробирки, термостойкие стаканы, водяная баня, хлорид железа (III), бихромат калия, гидроксид калия, серная кислота, водный раствор аммиака, фенолфталеин, крахмал, иод, сосуд с газовой смесью, стакан со льдом, стакан с кипящей водой.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ