Лабораторная работа 3 Скорость химической реакции. Химическое равновесие

Теоретические основы. Скорость химической реакции можно рассматривать как изменение количеств реагирующих или образующихся в процессе реакции веществ за единицу времени. Если реакция проходит при постоянном объеме, то ее скорость можно описать как изменение молярных концентраций веществ в единицу времени.

v = =

Скорость химической реакции зависит от различных факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, степени измельчения (для гетерогенных реакций), температуры реакционной смеси, присутствия катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Скорость химической реакции пропорциональна концентрациям реагирующих веществ (закон действия масс). Для простой одностадийной реакции

а А + b B с С

v = k C C ,

где k - константа скорости реакции, определяющая скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

С_А, С_В - концентрации газообразных или растворенных веществ (концентрации твердых и жидких реагентов - постоянные величины, их значения включаются в величину константы скорости реакции и отдельно не записываются).

Зависимость скорости реакции от температуры. При увеличении температуры на 10^ скорость реакции увеличивается в 2-4 раза (правило Вант Гоффа).

v₂ = v₁  ,

где v₂ и v₁ - скорости реакций при температурах t₂ и t₁;

 - температурный коэффициент скорости, определяет изменение скорости реакции при изменении температуры на 10^.

Химическое равновесие. Если химическая реакция может протекать только в одном направлении, то она называется необратимой. Реакции, протекающие одновременно в двух направлениях, обратимы. С течением времени скорость прямой реакции (v ) уменьшается, а скорость обратной реакции (v ) увеличивается до тех пор, пока они не становятся равными. В системе устанавливается химическое равновесие. Условие химического равновесия: v = v .

Состояние химического равновесия описывается константой равновесия, К. Для обратимой химической реакции

a A + b B c C + d D

K = ,

где C_A, C_B, C_C, C_D - концентрации газообразных или растворенных веществ.

Состояние химического равновесия - динамическое. Его можно смещать. Смещение химического равновесия подчиняется принципу Ле Шателье (принципу противодействия): еcли на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие (изменяются температура, давление, концентрация одного из исходных веществ или продуктов реакции), то положение равновесия смещается в ту сторону, которая ослабляет внешнее воздействие.

Увеличение температуры вызывает смещение равновесия в сторону протекания эндотермической реакции (H>0), а уменьшение температуры - в сторону экзотермической реакции (H<0).

Увеличение давления в системе вызывает смещение равновесия в сторону меньшего количества газообразных веществ, а уменьшение давления - в сторону большего количества газообразных веществ.

Увеличение концентрации одного из исходных веществ вызывает смещение равновесия реакции вправо (в сторону его расходования, то есть в сторону образования продуктов реакции), а увеличение концентрации одного из продуктов реакции - влево.

Цель работы. Экспериментальное подтверждение закона действия масс (установление зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ) и закона Вант Гоффа (определение величины температурного коэффициента скорости реакции).

Порядок работы.

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации

реагирующих веществ.

В качестве экспериментальной реакции берется реакция взаимодействия тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ c cерной кислотой:

Na₂S₂O₃ +H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + H₂O + SO₂

В процессе реакции сначала образуется коллоидный раствор серы, с течением времени наблюдается опалесценция, а затем и полное помутнение реакционной смеси. Временем, за которое протекает реакция, принимаем время, проходящее от момента сливания двух растворов до заметного помутнения смеси.

1. В три пронумерованных химических стакана налейте из бюретки 0,1М раствор тиосульфата натрия: в первый - 10 мл, во второй - 20 мл и в третий - 30 мл. Затем в первый и во второй стаканы долейте дистиллированной воды - 20 и 10 мл соответственно, так чтобы объем в каждом стакане составил 30 мл. (Таким образом, условная концентрация в стаканах составит: №1 - С, в №2 - 2С, в №3 - 3С).

2. В стакан №1 добавьте одной порцией 10 мл серной кислоты из цилиндра, перемешайте стеклянной палочкой и включите секундомер. Определите время в секундах от момента слияния растворов до помутнения раствора. Результаты занесите в таблицу.

3. Повторите опыты с растворами в стаканах №2 и №3.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры.

1. Для выполнения опыта возьмите две пробирки и широкий стакан. Налейте в стакан на одну треть воды комнатной температуры.

2. Налейте в одну пробирку 2 мл 0,1М раствора тиосульфата натрия, а в другую - 2 мл 0,1М раствора серной кислоты.

3. Поместите обе пробирки в стакан с водой, измерьте термометром температуру воды с стакане.

4. Слейте растворы в одну пробирку, одновременно включив секундомер. Аналогично предыдущему опыту определите время реакции.

5. Добавьте в стакан горячей воды, чтобы повысить температуру реакционной смеси на 10^о. Снова повторите эксперимент, предварительно подержав пробирки в стакане с водой 3 - 5 мин.

Форма лабораторного отчета.

1. Название лабораторной работы.

2. Краткое описание, цель работы.

3. К опыту 1. Экспериментальные данные занесите в таблицу:

№ стакана	Объем Na2S2O3 V1 (мл)	Объем воды V2 (мл)	Объем H2SO4 V3 (мл)	Время реакции t (сек)	Относит. скорость 1/t
1 2 3

Расчеты и задания:

а) Рассчитайте условную скорость протекания реакции для каждого опыта по формуле:

V_усл = 1/ t, где t - время реакции в секундах.

б) Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, где на оси абсцисс отложите условную концентрацию раствора, а на оси ординат - условную скорость реакции.

в) Проанализируйте график и сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации одного из реагентов.

4. К опыту 2. Экспериментальные данные занесите в таблицу:

№ п/п	Объем (мл)		Темпера-тура,	Время реакции	Относит. скорость
	Na2S2O3	H2SO4	0С	t, cек	1/t
1 2

Расчеты и задания:

Вычислите по правилу Вант Гоффа температурный коэффициент скорости реакции .

Типовые задачи

1. Напишите математическое выражение для скоростей следующих реакций: а) N₂ + O₂

б) С + О₂

в) FeO + H₂

2. Напишите выражение константы равновесия химической реакции: 2А + В 3С + 2D.

3. Найти значение константы скорости реакции А + В  АВ, если при концентрациях веществ А и В, равных соответственно 0,05 и 0,01 моль/л, скорость реакции равна 5,010^-5 моль / лмин ?

4. Как изменится скорость реакции 2СО + О₂  2СО₂, если повысить концентрацию СО в 3 раза, а концентрацию О₂ – в 2 раза ?

5. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В  А₂В, если концентрацию вещества А увеличить в 3 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 3 раза ?

6. Как изменится скорость реакции 2NO + O₂  2NO₂, если уменьшить давление в системе в 3 раза ?

7. Во сколько раз в системе 2А₂ + В₂  2А₂В надо увеличить концентрацию вещества В₂, чтобы при уменьшении концентрации вещества А₂ в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась ?

8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 10 до 50⁰С, если температурный коэффициент ее скорости равен 2 ?

9. При повышении температуры от 20 до 50⁰С скорость некоторой реакции возросла в 27 раз. Найти температурный коэффициент скорости данной реакции.

10. При 150⁰С некоторая химическая реакция заканчивается за 16 мин. За какое время эта реакция закончится при 180⁰С, если температурный коэффициент ее скорости равен 2?

11. При 150⁰С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Принимая температурный коэффициент скорости данной реакции равным 2, рассчитать, через какое время она закончится при 170⁰С.

12. В каком направлении сместится равновесие в системе Н₂О + СО СО₂ + Н₂ при добавлении паров воды ?

13. В каком направлении сместится равновесие в системе Ag⁺ + Cl^- AgCl при добавлении хлорида натрия ?

14. В каком направлении сместится равновесие в системе 2СО (г) + О₂(г) 2СО₂, Н⁰ = – 566 кДж а) при повышении давления; б) при понижении температуры?