Лабораторная работа № 4 кинетика химических реакций

Цель работы: изучение скорости химической реакции и её зависимости от различных факторов: природы веществ, температуры, концентрации.

Скоростью химической реакции называют: изменение концентрации вещества за единицу времени в единице реакционного пространства.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации реагентов, температуры и присутствия катализатора (для реакции с участием твёрдых веществ зависит также от степени их измельчения). Для газов скорость реакции зависит и от давления, так как в этом случае с изменением давления изменяется концентрация реагентов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: «При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции».

Для уравнения химической реакции в общем виде:

aA + bB + …= cC + dD

закон действия масс можно записать:

V = K[A] ^a[B] ^b…,

где К − константа скорости химической реакции.

Например, для гомогенной химической реакции:

N+3H2NH; V = K[N][H]³.

В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе.

Гомогенной называется реакция, протекающая в одной фазе (однородной среде), гетерогенно – протекающая на границе раздела фаз, например, твердой и жидкой, твердой и газообразной.

Например:

;V = K[O].

Возрастание скорости химической реакции с ростом температуры выражается правилом Вант-Гоффа: «Повышение температуры химической реакции на 10° увеличивает скорость в 2-4 раза».

V= Vγ^,

где V − скорость химической реакции при температуре T;

V − скорость химической реакции при температуре T;

γ − температурный коэффициент скорости химической реакции.

Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими. Катализаторы − это вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на её скорость.

Многие химические реакции протекают обратимо, т. е. идут не до конца. В реакционной смеси, при обратимых процессах, всегда остаётся (в большем или меньшем количествах) каждое из исходных веществ. К числу обратимых, например, относятся следующие реакции:

1. H₂ + I₂2HI гомогенная реакция;

2. 3H₂ + N₂2NH₂ гомогенная реакция;

3. CaCO₃CaO + CO₂ гетерогенная реакция.

Реакцию, протекающую слева направо (), называют прямой, справа налево () − обратной.

Состояние системы, когда скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием. Условием химического равновесия является равенство

V_пр = V_обр.

Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия химической реакции (Крав). Для вышеуказанных обратимых реакций константа равновесия имеет вид:

1. К_рав = ;2. К_рав = ; 3. К_рав = .

Химическое равновесие остаётся неизменным до тех пор, пока сохраняются постоянные параметры системы (Р,Т,С). При изменении условий равновесие смещается вправо или влево, и через некоторое время наступает новое равновесное состояние. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия».

В соответствии с этим принципом увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие вправо, увеличение концентрации продуктов реакции  влево.

Повышение температуры увеличивает скорость эндотермической реакции, понижение температуры  экзотермической.

При повышении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ, при понижении давления  в сторону большего числа молей.

Например, чтобы увеличить выход аммиака в гомогенной экзотермической обратимой реакции: N₂ + 3H₂2NH₃  ∆H, необходимо повысить давление и понизить температуру.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ.

Выполнение работы

Налейте в первую пробирку (½ объёма) раствор уксусной кислоты (1:1), а во вторую пробирку (½ объёма) – раствор соляной кислоты (1:1).

Промойте водой два одинаковых кусочка цинка, промокните их фильтровальной бумагой и опустите в первую и вторую пробирки.

Запишите время полного растворения цинка в обеих пробирках.

Напишите уравнения реакций взаимодействия цинка с уксусной и соляной кислотами. Объясните различную скорость растворения цинка в первом и втором случаях.

Опы 2. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции в гомогенной системе.

Взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнению

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = S↓ + Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O.

Признаком реакции является помутнение раствора вследствие выделения серы.

Выполнение работы

Используя две бюретки с 0,1М Na₂S₂O₃ и водой, приготовьте три раствора тиосульфата натрия различной концентрации:

1. 2 мл тиосульфата натрия + 6 мл воды,

2. 4 мл тиосульфата натрия + 4 мл воды,

3. 6 мл тиосульфата натрия + 2 мл воды.

Из третьей бюретки в пробирку№ 1 добавьте 4 мл 2 н серной кислоты. Измерьте время от момента добавления кислоты до появления помутнения в растворе. В пробирки № 2 и 3 добавьте такое же количество серной кислоты (по 4 мл), и наблюдайте появление помутнения. Результаты запишите в таблицу:

№ проб.	Объём, мл.			Общий объём, мл	Относит. конц.	Время t,cначала помутнен.	Относительная скорость
	H2SO4	Na2S2O3	H2O				Vтеор.	Vпракт.
1	4	2	6	12	1		1	1
2	4	4	4	12	2		2
3	4	6	2	12	3		3

Рассчитайте V_практ. для второго и третьего случая, из соотношения

,

где V₁  скорость реакции в пробирке №1 (V₁=1`),

V₂  скорость реакции в пробирке №2,

t₁  время до помутнения в пробирке №1,

t₂  время до помутнения в пробирке №2.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ при данных условиях.

Опыт 3. Влияние температуры на скорость реакции в гомогенной системе.

Зависимость скорости реакции от температуры изучают на примере реакции опыта № 2.

Выполнение работы

В одну пробирку внесите 5 мл 0,1М раствора тиосульфата натрия, а в другую пробирку  5 мл 2 н раствора серной кислоты и смешайте. Отметьте время от начала опыта до появления в растворе помутнения.

Второй и третий опыты проведите аналогично первому, но при температуре соответственно на 10 и 20°выше комнатной, для чего пробирки с растворами нагрейте в стакане с водой, температуру которой контролируйте термометром. Выдержите растворы при нужной температуре 5минут, затем смешайте. Отметьте время от начала опыта до появления в растворе помутнения.

Полученные данные запишите в виде таблицы:

№ проб.	Объём, мл		Общий Объём, мл	Температура опыта, °С	Время начала помутнения раствора, с	Относительная скорость
	H2SO4	Na2S2O3
1	5	5	10		t1	V1=1
2	5	5	10		t2	V2
3	5	5	10		t3	V3

Рассчитайте относительную скорость реакции:

.

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.

Опыт 4. Влияние катализатора на скорость химической реакции.

Выполнение работы

Внесите в пробирку 10 капель пероксида водорода и наблюдайте процесс разложения пероксида водорода (медленное выделение пузырьков кислорода).

Конечная реакция:

2H₂O₂→2H₂O + O₂.

Добавьте к раствору пероксида водорода несколько кристалликов диоксида марганца. К отверстию пробирки поднесите тлеющую лучинку. Что наблюдаете?

Напишите уравнение реакции разложения пероксида водорода. Какую роль играет диоксид марганца в этой реакции?

Опыт 5. Влияние площади поверхности твёрдой фазы на скорость реакции в гетерогенной системе.

Взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой.

Выполнение работы

Возьмите два небольших одинаковых кусочка мела СаСО₃. Один из них измельчите на фильтре стеклянной палочкой. Порошок всыпьте в пробирку. Второй кусок целиком опустите в другую пробирку. В обе пробирки одновременно добавьте 10-20 капель концентрированной соляной кислоты. Отметьте время полного растворения в каждом случае.

Напишите уравнение соответствующей реакции. Почему скорость растворения мела в этих двух случаях различна?

Опыт 6. Смещение химического равновесия обратимых реакций.

Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия.

Выполнение работы

В четыре пробирки внесите по 5-7 капель 0,0025н растворов хлорида железа(III) и роданида калия (KSCN). Растворы размешайте стеклянной палочкой и поставьте в штатив. Одну пробирку с полученным раствором сохраните для сравнения результатов опыта. В оставшиеся пробирки добавьте следующие реактивы: в первую  1 каплю насыщенного раствора хлорида железа(III), во вторую  1 каплю насыщенного раствора роданида калия, в третью  несколькокристалликов хлорида калия. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона.

Запишите наблюдения. Составьте уравнение соответствующей обратимой реакции, напишите выражение константы равновесия данной реакции.

Сделайте вывод, в каком направлении смещается равновесие при добавлении:

а) хлорида железа; б) роданида калия; в) хлорида калия.

Контрольные вопросы

1. Что называют скоростью химической реакции? От каких факторов она зависит?

2. Сформулируйте закон действия масс для гомогенных и гетерогенных реакций.

3. Как зависит скорость химической реакции от температуры?

4. Что называют энергией активации?

5. Что называют катализатором и катализом?

6. Какие химические реакции называются обратимыми?

7. Напишите уравнение константы равновесия для каждого из следующих обратимых процессов:

а) 2NO_2(г) O_2(г) + 2NO_(г); б) H_2(г) + CuO_(к)H₂O + Cu_(к).

8. Сформулируйте принципы Ле Шателье. Укажите, в каком направлении сместится равновесие при повышении температуры и давления в следующих обратимых реакциях:

а) 2SO_2(г) + O_2(г)2SO_3(г).– ∆H; б) N_2(г) + O_2(г)2NO + ∆H.