Practical

22

Оборудование и реактивы Пробирки. Стаканы. Секундомер. Термометр. Цилиндры. Микрошпатель.

Мел (кусочки и порошок). Сульфат марганца (II) (крист.). Оксиды свинца (IV) и марганца (IV). Растворы: тиосульфата натрия (III) (разб.), роданида калия (разб.), соляной кислоты (разб.), щавелевой кислоты (1 М), серной кислоты (1М), перманганата калия (0,1 М), перекиси водорода (3% и 30%).

Опыт 1. Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации исходных реагентов

Эту зависимость можно изучить на классическом примере гомогенной реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению

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

Сера в первый момент образует с водой коллоидный раствор (едва уловимое помутнение). Необходимо измерить по секундомеру время от момента сливания до появления едва заметной мути. Зная время протекания реакции (в секундах), можно определить относительную скорость реакции, т.е.

величину, обратную времени: V = τl .

Для опыта следует приготовить три сухие чистые пробирки, пронумеровать их. В первую внести 4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды; во вторую – 8 капель тиосульфата натрия и 4 капли воды; в третью – 12 капель тиосульфата натрия. Пробирки встряхнуть.

Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в пробирке 1 через «с», то соответственно в пробирке 2 будет 2 с моль, в пробирке 3 – 3 с моль.

В пробирку 1 внести одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер: встряхивая пробирку, следить за появлением мути в пробирке, держа ее на уровне глаз. При появлении малейшей мути остановить секундомер, отметить время реакции и записать в таблицу.

Проделать аналогичные опыты со второй и третьей пробирками. Данные опыта внести в лабораторный журнал в виде таблицы.

По полученным данным построить график зависимости V→C, откладывая по оси абсцисс концентрацию, а по оси ординат – скорость.

Какой линией выражается найденная зависимость? Должна ли линия проходить через начало координат?

Опыт 2. Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры

Эту зависимость можно наблюдать на той же системе

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

Приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их. В каждую из них внести по 10 капель раствора тиосульфата натрия. Пробирку № 1 поместить в стаканчик с водой при комнатной температуре и через 1…2 минуты отметить температуру. Затем в пробирку добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Отметить время в секундах от момента добавления кислоты в пробирку до появления мути. Записать результат в таблицу.

Затем повысить температуру воды в стакане точно на 100 либо нагреванием на плитке, либо смешиванием с горячей водой. Поместить в эту воду пробирку № 2, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, включив одновременно секундомер, встряхивать пробирку с содержимым в стаканчике с водой до появления мути. При появлении едва заметной мути выключить секундомер и внести показания секундомера в таблицу.

120

230

340

24

Аналогичный опыт провести с третьей пробиркой. Температуру в стакане предварительно повысить ещё на 100, поместить в неё пробирку № 3, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер и встряхивая пробирку.

Результаты опытов выразить графиком, откладывая по оси ординат скорость, а по оси абсцисс – температуру.

Определить температурный коэффициент реакции γ:

Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции. Энергию активации рассчитать по формуле

Ea = 2,3 R lg γ(T2 −T1 )

для температур Т1 и Т2, Т2 и Т3, а также среднюю Еа.

Опыт 3. Влияние поверхности реагирующих веществ на скорость реакции в гетерогенной системе

Уравновесить на технических весах кусочек мела и такую же массу порошка мела – приблизительно 0,5 г. В две пробирки налить по 5 мл разбавленной соляной кислоты и внести в них одновременно навески мела: кусочек – в одну пробирку, порошок – в другую. Отметить время, которое потребуется для полного растворения мела. В какой пробирке реакция протекает быстрее и почему?

Написать уравнение реакции и математическое выражение закона действующих масс. Сделать вывод о влиянии поверхности реагирующих веществ на скорость реакции, протекающей в гетерогенной системе.

Опыт 4. Качественное определение активности различных катализаторов на примере разложения пероксида водорода

Пероксид водорода разлагается при комнатной температуре в присутствии различных катализаторов по уравнению

2 H2O2 → 2 H2O + O2.

Изучить действие двух катализаторов на скорость разложения пероксида водорода: оксида свинца (IV) и оксида марганца (IV).

В две пробирки внести по 10 капель 30 %-ного раствора пероксида водорода. В одну пробирку добавить немного (на кончике шпателя) оксида

25

свинца (IV), а в другую – столько же оксида марганца (IV). О скорости разложения пероксида водорода судят по интенсивности выделения пузырьков газа. Как доказать, что в обеих пробирках выделяется кислород? Какой из использованных катализаторов эффективней?

Опыт 5. Гетерогенный катализ. Изучение влияния количества катализатора на скорость разложения пероксида водорода

В две пробирки с помощью мерного цилиндра налить по 5 мл 3 %-го раствора пероксида водорода. В первую пробирку добавить на кончике шпателя порошка оксида марганца (IV), во вторую − в два раза больше. Записать время начала и окончания выделения пузырьков кислорода в обеих пробирках. Сделать вывод о влиянии количества катализатора оксида марганца (IV) на скорость разложения пероксида водорода.

Опыт 6. Автокатализ

Изучить явление автокатализа на примере взаимодействия перманганата калия с щавелевой кислотой, протекающей по уравнению

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

В пробирку внести одну каплю раствора перманганата калия. Добавить к раствору дистиллированной воды в таком количестве, чтобы получился прозрачный розовый раствор. В сухую пробирку налить 10 капель полученного розового раствора и добавить 2 капли щавелевой кислоты и 4 капли раствора серной кислоты. Смесь перемешать, встряхнув пробирку. Тут же включить секундомер. Отметить время обесцвечивания раствора.

Повторить опыт в другой пробирке, предварительно добавив к смеси растворов один кристаллик сульфата марганца (II).

Объяснить, почему во втором случае реакция протекает быстро, а в первом она постепенно ускоряется.

Контрольные вопросы и упражнения

1.Что изучает химическая кинетика?

2.Что называется скоростью химической реакции?

3.Что такое средняя и истинная скорость реакции?

4.Сформулируйте закон действия масс.

5.В чём смысл константы скорости химической реакции? Какие факторы влияют на величину константы скорости?

6.Какие факторы влияют на скорость химической реакции?

7.Что такое энергия активации? В каких единицах она выражается?

8.Напишите уравнение Аррениуса. Какую зависимость оно устанавливает?

9.Почему катализатор увеличивает скорость реакции?

26

10.Во сколько раз увеличится скорость реакции, если температура повысится на 400? Температурный коэффициент равен 2.

11.На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 81 раз? Температурный коэффициент скорости равен

3.

12.Исходные концентрации реагирующих веществ в системе

2 NO + O2 2 NO2

были равны (моль/л): СNO = 0,8, СО2 = 0,6. Как изменится скорость реакции, если концентрацию кислорода увеличить до 0,9 моль/л, а оксида азота – до 1,2 моль/л?

13. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость образования NO2 по реакции

2 NO + O2 2 NO2

возросла в 1000 раз?

14.Константа скорости некоторой реакции при 273 К равна 1,17 л · моль-1 · мин-1, а при 298 К − 6,56 л · моль-1 · мин-1. Рассчитать температурный коэффициент скорости реакции и энергию активации.

3. Химическое равновесие

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Пример необратимой реакции:

Zn + 4 HNO3 → Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.

Пример обратимой реакции:

H2 + J2 2 HJ.

В начале процесса прямая реакция идет с большой скоростью: V1 = K1[H2][J2].

Постепенно концентрация исходных реагентов уменьшается и уменьшается скорость прямой реакции.

По мере накопления йодоводорода всё с большей скоростью начинает протекать обратный процесс разложения йодоводорода.

V2 = K2[HJ]2.

Через некоторое время скорости прямой и обратной реакции становятся равными:

27

V1 = V2; K1[H2]·[J2] = K2[HJ]2

или

где К – константа равновесия.

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой реакции

mA + nB pC + qD

константа химического равновесия равна

В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой

химического равновесия.

Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.

Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия определяется

принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.

Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).

Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления – благоприятствует реакции.

28

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.

Лабораторная работа Химическое равновесие

Цель работы Изучение влияния различных факторов на установление и смещение

химического равновесия.

Оборудование и реактивы Спиртовка. Пробирки. Хлорид калия (крист.). Хлорид аммония (крист.).

Растворы: хлорида железа (III) (насыщ.), роданида калия (насыщ.), хромата калия (1 М), серной кислоты (1 М), гидроксида калия (2 М).

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа и роданидом калия:

FeCl3 + 3 KCNS Fe(CNS)3 + 3 KCl.

красного цвета

Образующийся роданид железа имеет красный цвет, интенсивность которого зависит от концентрации. По изменению окраски раствора можно судить о смещении химического равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения содержания роданида железа в реакционной смеси. Составить уравнение константы равновесия данного процесса.

Вмерный стаканчик или цилиндр налить 20 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III) и одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Пробирки пронумеровать.

Впервую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III). Что наблюдается? Дать объяснение, исходя из уравнения константы равновесия.

Во вторую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Чем объясняется, что изменение концентрации роданида калия

29

вызывает более эффективное смещение равновесия, чем изменение концентрации хлорида железа (III)?

В третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и сильно взболтать.

Четвёртая пробирка − для сравнения.

Исходя из принципа Ле Шателье, объяснить, чем вызвано изменение окраски в каждом отдельном случае.

Результаты опыта записать в таблицу по форме

Опыт 2. Влияние среды на смещение химического равновесия

Соли хромовой кислоты - хроматы – окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты – дихроматы – в оранжевый цвет. В растворах этих солей имеет место равновесие

2 CrO42- + 2 H+ Cr2O72- + H2O,

Хромат-ион дихромат-ион (желтый) (оранжевый)

которое легко смещается при изменении концентрации ионов водорода.

В пробирку внести 5-6 капель раствора дихромата калия и прибавить столько же капель раствора гидроксида калия. Наблюдать переход окраски.

Затем к этому же раствору по каплям прибавлять раствор серной кислоты до тех пор, пока окраска раствора не станет прежней. Объяснить, исходя из принципа Ле Шателье, изменение окраски раствора.

Опыт 3. Влияние температуры на смещение химического равновесия

Хлорид аммония образуется по уравнению реакции

NH3 + HCl NH4Cl, Н < 0.

В пробирку с газоотводной трубкой внести один шпатель хлорида аммония. Пробирку осторожно нагреть. Объяснить исчезновение хлорида аммония на дне пробирки и появление белого осадка на холодных стенках пробирки и газоотводной трубки.

30

Контрольные вопросы и упражнения

1.Какие реакции называются обратимыми?

2.Какими признаками характеризуется состояние химического равновесия?

3.Что собой характеризует константа химического равновесия? От каких факторов она зависит?

4.Как, исходя из принципа Ле Шателье, предвидеть влияние температуры на константу равновесия?

5.Как можно сместить равновесие при постоянной температуре?

6.Как влияют катализаторы на константу равновесия?

7.В закрытом сосуде экзотермическая реакция хлороводорода с кислородом обратима:

4 HCl + O2 2 Cl2 + 2 H2O , ∆H = -113 кДж.

Какое влияние на равновесную концентрацию [Cl2] окажет: а) увеличение концентрации кислорода; б) повышение температуры; в) введение катализатора; г) повышение давления.

8.Начальные концентрации веществ в реакции

CO + H2O CO2 + H2

были равны (моль/л): ССО = 0,5, СН2О = 0,6, СН2 = 0,2, ССО2 = 0,4.

Вычислить концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировало 60 % H2O.

9.В какую сторону сместится химическое равновесие в системах:

2 CO + O2 2 CO2, ∆H0 = -566 кДж;

N2 + O2 2 NO, ∆H0 = +180,7 кДж; 2 NO + O2 2 NO2, ∆H0 = -113,0 кДж

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

10.Константа равновесия реакции

2 NO + O2 2 NO2

при 494 0С равна 2,2. В состоянии равновесия сNO = 0,02 моль/л, сNO2 = 0,03 моль/л. Вычислить исходную концентрацию кислорода.

11.Рассчитать константу равновесия для обратимой реакции