Лабораторная работа № 6 кинетика химических процессов. Химическое равновесие. Катализ

Cкоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема или на единице поверхности раздела фаз. Скорость реакции  измеряется изменением концентрации исходных или конечных веществ в единицу времени в единице объема для гомогенных реакций.

 =  , моль/(лс) – средняя скорость (1) Истинная скорость в момент времени  есть первая производная от концентрации по времени

 =  (2)

Истинная скорость гетерогенной реакции измеряется изменением концентрации продукта реакции или исходного вещества за единицу времени на единице поверхности раздела фаз

 =  , моль/ (см²с) (3)

Скорость реакции всегда положительна. В связи с этим первая производная от концентрации конечного вещества по времени имеет знак плюс, а первая производная от концентрации исходного вещества будет иметь знак минус, что соответствует уменьшению веществ с течением времени.

Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ. Определение порядка реакции.

Изучение зависимости скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ проводим на примере реакции окисления иодида калия пероксидом водорода в сернокислом растворе.

2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ = I₂ + 2H₂O + K₂SO₄ (4)

Сокращенное ионное уравнение имеет вид:

2I^ + H₂O₂ + 2H⁺ = I₂ + 2H₂O (4а)

В соответствии с законом действующих масс, ее кинетическое уравнение будет иметь вид

(5)

Кинетическое уравнение каждой реакции определяют экспериментально, так как его нельзя предсказать по виду химической реакции. В уравнении (5) , ,  -порядки реакции соответственно по I^, Н₂О₂ и Н⁺, которые находятся экспериментально.

Порядок реакции по реагенту равен показателю степени, в которую надо возвести концентрацию данного реагента в кинетическом уравнении сложной реакции, чтобы вычисленная по этому уравнению скорость была равна скорости, найденной экспериментально.

Порядок реакции по реагенту не зависит от стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, а определяется ее механизмом.

При условии использования большого избытка концентраций Н⁺ и Н₂О₂ в уравнении (4а) и их сохранении постоянным во всех опытах скорость реакции будет зависеть только от концентрации иона I^, тогда

, где (6)

Для удобства визуального наблюдения за ходом реакции в реакционную смесь можно ввести тиосульфат натрия. В этом случае окраска смеси в присутствии крахмала появится не сразу, а только после полного исчезновения тиосульфата

I₂ + 2S₂O₃^2 = 2I^+ S₄O₆^2 (7)

Тогда, и

Выполнение работы

1. Приготовьте в стаканчике раствор А, состоящий из 6 мл 2М раствора Н₂SO₄, 42 мл воды и 12 мл 3%-ного раствора пероксида водорода.

2. Одну бюретку заполните раствором иодида калия концентрации 0,1 моль/л, другую – раствором тиосульфата натрия концентрации 0,04 моль/л, третью – дистиллированной водой.

3. Приготовьте четыре чистые пробирки. В первую пробирку с помощью бюреток налейте последовательно 2,0 мл 0,1М раствора KI, 1,5 мл 0,04М раствора Na₂S₂O₃ и 11,5 мл воды, во вторую – 4,0 мл раствора KI, 1,5 мл раствора Na₂S₂O₃ и 9,5 мл воды, в третью – 6 мл раствора KI, 1,5 мл раствора Na₂S₂O₃ и 7,5 мл воды, в четвертую – 8 мл раствора KI, 1,5 мл раствора Na₂S₂O₃ и 5,5 мл воды.

4. Отмерьте мерным цилиндром 15 мл раствора А и прибавьте 15 капель свежеприготовленного раствора крахмала.

5. Быстро перелейте раствор А в первую пробирку и включите секундомер. Отметьте время появления синей окраски во всем объеме раствора. Результат занесите в таблицу 6.1.

6. Повторите опыт, приливая 15 мл раствора А с 15 каплями раствора крахмала во вторую, в третью и в четвертую пробирки, фиксируя время появления синей окраски в каждой из них. Результаты занесите в таблицу.

№	Объем раствора, мл				с(I)*	lgc(I)	, c	v,	lg v
	A	Na2S2O3	KI	H2O				моль/лс
1	15	1,5	2,0	11,5
2	15	1,5	4,0	9,5
3	15	1,5	6,0	7,5
4	15	1,5	8,0	5,5

*с(I^)_смеси= , моль/л

с(

7. По результатам экспериментов

а). Определите порядок реакции  по иодид-иону.

Если реакция (4а) имеет первый порядок, то исходя из уравнения (6) скорость реакции увеличивается в 2, 3, 4 раза, т.к. концентрация иодид-иона меняется в 2, 3, 4 раза. Если же порядок реакции по иодид-иону равен 2, то изменения концентрации с(I^) в 2, 3, 4 раза увеличат скорость реакции соответственно в 4, 9, 16 раз. При порядке реакции по иодид-иону равным 3 увеличение скорости реакции произойдет в 8, 27, 64 раза.

б). Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации иодид-ионов при постоянной концентрации Н₂О₂ и Н⁺.

в). Постройте график зависимости lg v(ось y)=lg c(I^) (ось х).

Так как кинетическое уравнение реакции имеет вид (6), то после логарифмирования этого выражения получим уравнение lg v =lg k + lg c(I^), которое при графическом выражении имеет вид прямой линии, тангенс угла наклона к оси lg c(I^) равен порядку реакции .

Уточните из графика значение tg =

г). Сравните полученную величину порядка реакции со стехиометрическим коэффициентом при I^ в уравнении реакции (4а).

Опыт 2. Изучение влияния температуры на скорость химической реакции. Определение энергии активации.

Влияние температуры на скорость химической реакции отражено в правиле Вант-Гоффа: с увеличением температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.

(8),

где -температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на каждые 10 градусов

v₁, v₂ – скорости реакции при температуре Т₁ и Т₂ соответственно.

Влияние температуры на скорость реакции связано с изменением скорости реакции, поэтому приведенное выше уравнение лучше представить так: (9)

В данном опыте исследуем температурную зависимость скорости реакции (4) при постоянных концентрациях компонентов в кислой среде. Температура изменяется в пределах от 20 до 50^оС с промежутком ~ 10^oC.

Выполнение работы

1. В одну пробирку налейте 15 мл раствора А (методика приготовления раствора см. в опыте 1) и прибавьте 15 капель раствора крахмала. В другую пробирку с помощью бюреток, которые наполнены разными растворами (см. опыт 1), последовательно налейте 2 мл 0,1М раствора KI, 1,5 мл 0,04М раствора Na₂S₂O₃ и 11,5 мл Н₂О.

2. Поместите пробирки в термостат или в стакан с водой, нагретой до 30^оС.

3. Выдержите пробирки при этой температуре (30^оС) в течение 5-7 мин для достижения указанной температуры и выравнивания температур растворов.

4. Прилейте раствор А во вторую пробирку и одновременно включите секундомер.

5. Отметьте время появления синей окраски во всем объеме раствора. Результаты занесите в таблицу.

6. Повторите опыт при температурах ~40, 50^оС, а также при комнатной температуре (~20^оС). Концентрации реактивов остаются постоянными независимо от температуры проведения опыта.

№	t, oC	1/T, K	, c	v,моль/л.с	lg v
1	20
2	30
3	40
4	50

Скорость реакции v рассчитывается также как и в первом опыте.

7. По результатам экспериментов

а) Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры

б) вычислите температурный коэффициент, используя формулу (8), а также учитывая, что скорость химической реакции - величина, обратная времени.

в) Постройте график зависимости lg v (ось y) от 1/Т

Энергия активации – это минимальная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы все частицы вступили в химическую реакцию (Е_а, кДж/моль). Энергия активация является очень важной энергетической характеристикой реакции, которая связана с константой скорости реакции уравнением Аррениуса: , где

k- константа скорости реакции при температуре Т;

А – предэкспоненциальный коэффициент, учитывающий частоту столкновения частиц, ориентированных определенным образом

Е_а- энергия активации реакции, Дж/моль

R =8,31 Дж/(моль^.К)- универсальная газовая постоянная

Рассчитать энергию активации с помощью уравнения Аррениуса

K₁ – константа скорости 1-ой реакции

K₂ – константа скорости 2-ой реакции

Опыт 3. Зависимость скорости реакции от кислотности среды.

Налить в две пробирки равные объемы (2-3) мл раствора перманганата калия. В одну из пробирок прибавить 5 мл раствора серной кислоты концентрации 1 моль/л, в другую – такой же объем уксусной кислоты той же концентрации. Затем в обе пробирки одновременно прилить по 5 мл бромида калия. Отметить время исчезновения окраски перманганата в каждой из пробирок. Написать уравнения реакций и сделать вывод о влиянии среды на время протекания реакции.

Опыт 4. Влияние катализаторов на скорость химической реакции.

Катализатором называют вещество, участвующее в реакции и увеличивающее ее скорость, но остающееся химически неизменным в результате реакции.

а) Каталитическое восстановление ионов железа (III).

В основе данного опыта лежит реакция восстановления ионов железа(III) тиосульфат-ионом

2Fe(SCN)₃ + 2Na₂S₂O₃ = 2Fe(SCN)₂ + Na₂S₄O₆ + 2NaSCN

2Fe³⁺ + 2 =2Fe²⁺ +

Выполнение опыта

1. Приготовьте раствор тиоцианата железа (III), смешав в конической колбе (на 50 мл) 20 мл раствора хлорида железа (III) концентрации 0,1 моль/л и 5 мл раствора тиоцианата аммония той же концентрации.

2. В две пробирки налейте равные объемы приготовленного раствора тиоцианата железа (III) (~2 мл). В одну из пробирок добавьте 1 мл раствора CuSO₄.

3. В каждую из пробирок налейте (желательно одновременно) по 2 мл тиосульфата натрия.

4. Отметьте, в какой из пробирок быстрее полностью исчезнет ярко красная окраска исходного тиоцианата железа (III).

5. Сделайте вывод, о влиянии на скорость реакции присутствия ионов Сu²⁺.

б) Автокатализ.

Автокатализ – это самоускорение реакции, обусловленное накоплением конечного или промежуточного продукта, обладающего каталитическим действием на данную реакцию.

Явление автокатализа рассматривается на примере реакции взаимодействия перманганата калия с щавелевой кислотой в сернокислом растворе.

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 10CO₂ + 8H₂O

Выполнение опыта:

1. К 1–2-м каплям раствора перманганата калия прибавьте дистиллированную воду для получения слабо розового прозрачного раствора.

2. В пробирку налейте 2 мл этого раствора и добавьте по 1 мл растворов серной и щавелевой кислот.

3. Отметьте время обесцвечивания раствора.

4. В эту же пробирку добавьте еще 2 мл приготовленного раствора перманганата калия. Также заметьте время исчезновения окраски.

5. Сделайте вывод, в каком случае раствор обесцвечивается быстрее и какую функцию в реакции играет сульфат марганца.

6. Для подтверждения своих выводов опыт повторите, предварительно, добавив в раствор КMnO₄ 1-2 кристаллика соли сульфата марганца.