Лаб.практикум Химия

11

Например, для реакции CuO(т) + H2(г) скорость реакции пропорциональна только концентрации водорода V = К· [Н2]

2. Влияние изменения температуры

Зависимость скорости элементарной реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°С скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза Математическое выражение этого правила:

где: Vt2 - скорость реакции при температуре t2;

Vt1 - скорость реакции при температуре t1;

γ - температурный коэффициент скорости реакции Влияние температуры на скорость реакции объясняется теорией

активных столкновений. Согласно этой теории, не каждое столкновение молекул реагирующих веществ эффективно. Химическое взаимодействие происходит только при столкновении активных молекул, обладающих достаточным избытком энергии по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре. Эта избыточная энергия называется энергией активации реакции. Она определяется природой реагирующих веществ. Чем выше энергия активации, тем меньше доля молекул, имеющих энергию, достаточную для эффективных столкновений, тем ниже скорость реакции. При повышении температуры доля активных молекул увеличивается, что приводит к возрастанию скорости реакции.

3. Катализ

Катализатор - это вещество, которое изменяет скорость химической реакции, причем его состав в конце процесса остается неизменным.

Различают гомогенный катализ - катализатор и реагирующие вещества находятся в одной фазе, образуя однородную систему (раствор, смесь газов), и гетерогенный катализ - катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

Катализаторы ускоряют реакцию, снижая ее энергию активации.

12

При гомогенном катализе происходит образование промежуточных соединений катализатора с реагирующими веществами.

При гетерогенном катализе катализатор - обычно твердое вещество, а реагирующие вещества - газы или жидкости.

4. Влияние поверхности соприкосновения реагирующих веществ

Чем больше поверхность соприкосновения реагирующих веществ, тем выше скорость реакции. Поверхность соприкосновения веществ влияет только на гетерогенные реакции. Например: при измельчении твѐрдого вещества нарушается правильность кристаллической решетки. Частицы на поверхности микрокристалла значительно активнее, чем на гладкой поверхности и концентрация частиц на ломаной поверхности увеличивается, следовательно, растет концентрация активированных частиц.

Химическое равновесие – это состояние когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Большинство химических реакций являются обратимыми, т е. протекают одновременно в двух противоположных направлениях; они не доходят до конца. Обратимость реакций отмечается противоположно направленными стрелками:

mА + nВ ↔ рС + qD

В состоянии химического равновесия концентрации реагирующих веществ остаются неизменными - это так называемые равновесные концентрации. Зависимость между ними выражается соотношением:

[C]P ∙ [D]q K = [A]m ∙ [B]n

Величину К называют константой равновесия. Она не зависит от исходных концентраций реагирующих веществ, но зависит от их природы и температуры. Равновесные концентрации определяются исходными концентрациями, но соотношение между ними, равное К, при данной температуре величина постоянная.

В выражении константы равновесия, так же как и в выражение

13

закона действия масс, входят только концентрации газов и растворенных веществ, например:

3Fe(T) + 4Н2О(г) = Fe3О4(T) + 4Н2(г); К = [H2]44

[H2O]

Изменения температуры, концентрации и давления влияют на состояние равновесия. Скорости прямой и обратной реакции изменяются по-разному, равновесие нарушается. Через некоторое время достигается новое положение равновесия, но уже с иными значениями равновесных концентраций; подобный переход системы от одного состояния равновесия к другому называется смещением химического равновесия.

Смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, вызывает смещение равновесия в направлении процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.

Например, если в равновесной системе mА + nВ ↔ рС + qD увеличить концентрацию исходных веществ (вещества А или В), то увеличивается скорость прямой реакции, которая эти вещества расходует. Происходит сдвиг равновесия вправо. Соответственно, увеличение концентрации продуктов реакции (вещества С или D) сместит увеличение концентрации продуктов реакции (вещества С или D) сместит равновесие влево.

Повышение давления смещает равновесие в направлении процесса, идущего с уменьшением общего числа молекул газов в системе; понижение - в направлении процесса, идущего с увеличением общего числа молекул газов.

В реакции N2(г) + ЗН2(г) ↔ 2NH3(г), например, повышение давления извне смещает равновесие вправо, так как протекание прямой реакции приводит к компенсации этого воздействия: уменьшается число молекул газов, давление в системе падает.

При повышении температуры происходит смещение равновесия в сторону эндотермической реакции, идущей с поглощением тепла. Понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции.

Так равновесие системы 2NO + О2 ↔ 2NО2; ∆Н = -113,02кДж при повышении температуры смещается влево, при понижении - вправо.

14

Катализатор одинаково влияет на скорость прямой и обратной реакции и не смещает равновесия, способствуя более быстрому его достижению.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентрации на скорость реакции.

При взаимодействии серной кислоты и тиосульфата натрия образуется сера, выделяющаяся в виде мути:

Nа2S2О3+H2SО4=Na2SО4+H2О+SО2+S↓

В опыте изучается влияние изменения концентрации тиосульфата натрия на скорость реакции. Концентрация серной кислоты во всех опытах одинакова.

Таблица 1.

1.В три стакана налейте мерным стаканом тиосульфат натрия

иводу, как показано в таблице 1.

2.В первый стакан добавьте цилиндром 5 мл H2SO4, сразу включите секундомер, одновременно перемешивая стеклянной палочкой раствор. Как только появится осадок (муть), остановите секундомер (зафиксируйте время). Запишите время в таблицу. Повторите то же со стаканами 2

и3. Заполните таблицу 1.

3.Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации Na2S2O3: по оси ординат – скорость реакции, по оси абсцисс – концентрацию тиосульфата натрия.

4.Сделайте вывод о влиянии изменения концентрации на скорость химической реакции.

15

Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции.

Для проведения опыта используется та же реакция, что и в опыте 1.

Таблица 2.

1.Налейте в пробирку 1 цилиндром 5 мл H2SO4, а в пробирку 2 налейте 5 мл Na2S2O3.

2.Обе пробирки и термометр поставьте в стакан с водой и через 1 мин измерьте температуру воды, запишите еѐ в табл.2

3.Содержимое пробирки 1 вылейте в пробирку 2 и, не вынимая еѐ из стакана, сразу же включите секундомер. Как только появится осадок (муть), фиксируйте время.

4.Нагрейте стакан с водой, измерьте температуру воды. Поставьте в него пробирки 1 и 2. Повторите пункт 3.

5.Заполните таблицу 2 и вычислите температурный коэффициент используя математическое выражение

правила Вант-Гоффа. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.

Опыт 3. Влияние катализатора на скорость реакции.

H2O2 MnO2 H2O + O2 ↑

1.Налейте в пробирку примерно 1 мл раствора перекиси водорода. Отметьте, что в обычных условиях заметного разложения пероксида водорода не наблюдается.

2.Добавьте туда небольшую щепотку диоксида марганца MnO2.

3.Опустите в пробирку тлеющую лучинку так, чтобы она не

16

касалась жидкости.

4.Запишите наблюдения.

5.Сделайте вывод о том, какую роль играет здесь диоксид марганца. Укажите вид катализа. Сделайте вывод о влиянии катализатора на скорость данной реакции.

Опыт 4. Влияние поверхности реагирующих веществ на скорость реакции.

1.Измельчите в ступке кусочек мела.

2.Поместите в пробирку 1 целый кусочек мела, а в пробирку 2 измельченный.

3.Добавьте приблизительно 0,5 мл соляной кислоты.

4.Запишите наблюдения.

5.Сделайте вывод о влиянии поверхности реагирующих веществ на скорость реакции.

Опыт 5. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

Для проведения опыта удобно воспользоваться следующей реакцией:

Fe Cl3 + 3NH4NCS = Fe(NCS)3 + 3NH4CI

Таблица 3.

1.Смешайте в пробирке примерно по 1 мл 0,02н растворов FeCl3 и

NH4NCS.

2.Полученный окрашенный раствор разлейте в четыре пробирки. В первую пробирку добавьте несколько капель насыщенного раствора хлорида железа (FeCl3), во вторую - несколько капель насыщенного раствора роданида аммония (NH4NCS), в третью - небольшое количество кристаллического хлорида аммония (NH4Cl). Четвертую пробирку оставьте для сравнения.

18

15.Какое состояние системы называют химическим равновесием?

16.На основании какого закона выводится выражение константы равновесия и как читается этот закон?

17. Как читается принцип смещения химического равновесия (принцип Ле-Шателье)?

18.При повышении температуры на 30 0 С скорость реакции возросла в 27 раз. Вычислить температурный коэффициент реакции.

19.В какую сторону сместятся равновесия реакций:

N2O4 ↔ 2 NO2 - 13,6 ккал; (экзотермическая)

CO2 + H2O ↔ CO2 + H2 + 10,2 ккал; (эндотермическая)

СO2 + C ↔ 2 CO - 38,3 ккал (экзотермическая)

а) при понижении температуры; б) при повышении давления ?

20.Начальные концентрации исходных веществ при реакции, протекающей по уравнению

2NO + O2 = 2 NO2 , были : [NO] = 0,06 моль/л; [O2] = 0,1 моль/л. Вычислить концентрации кислорода и двуокиси азота в момент, когда концентрация окиси азота ([NO]) станет равной 0,04 моль/л.

21.Равновесие реакции H2 + J2 ↔ 2 HJ установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [H2] = 0,25 моль/л; [J2] = 0,05 моль/л; а [HJ] = 0,9 моль/л.

Определить исходные концентрации йода и водорода

Лабораторная работа № 2

Свойства растворов

Цель работы - ознакомление с одним из методов определения концентрации растворов - титрованием, с ионным равновесием в растворах солей.

Реактивы и оборудование: соляная кислота (HCl), фенолфталеин, гидроксид натрия (NaOH), хлорид цинка (ZnCl2), сульфат алюминия Al2(SO4)3, карбонат натрия (Na2CO3), хлорид бария (BaCl2), универсальная индикаторная бумага, лакмус, ацетат натрия (CH3COONa), цинк, колбы, бюретки, пробирки, штатив для пробирок, спиртовка.

Теоретические сведения

19

Концентрация растворов. Наиболее распространены следующие способы выражения концентрации растворов, процентная, молярная, эквивалентная, титр.

Массовая доля (ω) выражается процентным отношением массы растворенного вещества к массе раствора.

Молярная концентрация (См) - выражается числом молей растворенного вещества в литре раствора.

CM = Vv = Mm∙V моль/л; где V- число молей растворенного вещества;

М - молярная масса растворенного вещества (г/моль); m - масса растворенного вещества (г);

V- объем раствора (л).

Эквивалентная (нормальная) концентрация (Сн) указывает на число молей эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора.

= = ∙ моль экв./л; где

Vэкв - число молей эквивалентов растворенного вещества; Мэ - молярная масса эквивалентов (г/моль· экв.);

m - масса растворенного вещества (г); V- объем раствора (л).

В реакции полной нейтрализации:

Мэ кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность, например:

Мэ основания равна ее молярной массе, деленной на число групп ОН в молекуле основания, например:

Мэ соли равна ее молярной массе, деленной на произведение числа атомов металла на валентность металла, например:

20

Титр (Т) - это число граммов растворенного вещества в 1 см3 раствора. Раствор, титр которого точно известен, называется титрованным.

Нормальность (Сн), молярная масса эквивалентов (Мэ) и титр (Т) связаны соотношением:

= ∙ г/см

Растворы, имеющие одинаковую нормальность, содержат в равных объемах одинаковое число молей эквивалентов. Если же нормальности растворов реагирующих веществ неодинаковы, то объемы растворов обратно пропорциональны их нормальностям:

=

На приведенной формуле основан один из методов определения концентрации растворов - метод титрования. Сущность его состоит в точном определении объема раствора известной концентрации, который нужно прибавить к определенному объему анализируемого раствора, чтобы реакция между растворенными веществами прошла строго количественно, т.е. чтобы после реакции не осталось избытка ни одного из реагирующих веществ.

Сильные и слабые электролиты. При растворении в воде кислоты, соли и основания диссоциируют на ионы. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К ним относятся щелочи NaOH, КОН и другие, кислоты НСl, НВr, HNO3, H2SO4, НСlO4 и другие большинство солей. Слабые электролиты диссоциируют частично. К ним относятся основания NH4OH, Ве(ОН)2, Mg(OH)2, основания р-, d- металлов, большинство органических и неорганических кислот (Н2СО3, H2SiО3, H2S, HCN и другие), некоторые соли HgCl2, Fe(NCS)3. Чем слабее электролит, тем меньше величина константы диссоциации.

Водородный показатель pH.

рН= - lg[H+]

Нейтральная среда рН=7 Кислая среда рН<7 Щелочная среда рН>7.

Ориентировочно реакцию среды удобно определять с помощью индикаторов - веществ, изменяющих свой цвет в зависимости от концентрации ионов Н+ и ОН-. Индикатор меняет свою окраску в определенном интервале значений pH, который называется интервалом перехода индикатора. Часто для установления pH пользуются универсальным индикатором, представляющим смесь нескольких индикаторов с различными интервалами перехода. Бумага, пропитанная