Лабораторная работа № 3 «Кинетика. Изучение скоростей химических реакций»

Теоретическое введение

Скорость химической реакции измеряется количеством вещества вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объёма системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).

Скорость химической реакции зависит от:

• концентрации реагирующих веществ

• температуры

• природы (энергии активации) реагирующих веществ

• давления (реакция с участием газов)

• степени измельчения (реакции, протекающие с участием твердых тел)

• наличия катализатора

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при формулах этих веществ в уравнении реакции.

Так, для реакции n · A + m · B = g · D закон действия масс имеет вид:

V = к [A]ⁿ · [B]^m , где к - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости данной химической реакции; [A] и [B] – молярные концентрации реагирующих веществ A и B.

Если реакция обратима, т.е. может протекать как в прямом, так и в обратном направлении, то с течением времени скорость обратной реакции будет возрастать, а прямой – убывать. Когда скорость прямой и обратной реакции становится одинаковой, наступает состояние химического равновесия и дальнейшего изменения концентраций, участвующих в реакции веществ не происходит.

В химической термодинамике для общего случая химической реакции

n · A + m · B ↔g · D

В состоянии химического равновесия V_пр=V_обр., т.е. К_пр[A]ⁿ · [B]^m = К_обр. [D]^g. Отсюда:

К_пр = К_обр. → [D]^g /[A]ⁿ · [B]^m = К

где К - константа равновесия реакции

Концентрации, входящие в выражение константы равновесия называются равновесными концентрациями. Константа равновесия – постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ. Чем больше константа равновесия, тем «глубже» протекает реакция, т. е. тем больше выход её продуктов.

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, т.к. концентрации твердых веществ остаются постоянными.

Экспериментальная часть

Общие требования. На основании экспериментальных данных заполнить таблицы; в опыте 1 построить график зависимости скорости реакции (1/tврем.) от условной концентрации. В опыте 2 написать выражение константы равновесия обратимого процесса. К обоим опытам написать выводы.

Опыт № 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость реакции в гомогенной системе

В этом опыте изучается взаимодействие с серной кислотой тиосульфата натрия:

Na₂ S₂O₃+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + S O₂ + H₂O

Для проведения опыта следует приготовить в трех пробирках равные объёмы растворов тиосульфата натрия различной концентрации, как указано в табл. 1

Таблица 1

№ проб.	Кол-во капель Na2 S2O3	Кол-во капель H2O	Кол-во капель H2SO4	Общий объём р-ра (число кап.)	Условная кон-ция, моль/л	Время течения реакции, t, с	Скорость реакции, 1/t (условн. ед)
1	5	10	1	16	с
2	10	5	1	16	2с
3	15	0	1	16	3с

Добавить поочередно в каждую пробирку по 1 капле H2SO4 и засечь время с момента добавления кислоты и до появления легкого помутнения раствора. Все данные опыта занести в табл. 1.

Опыт № 2. Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение равновесия

В опыте изучается смещение химического равновесия следующей обратимой реакции:

FeCl₃ + 3KSCN ↔ Fe(SCN)₃ + 3KCl

Роданид железа сообщает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации роданида железа, т.е. о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

В четыре пробирки внести по 6 капель 0,0025 н растворов хлорида железа (ІІІ) и роданида калия. Одну пробирку с полученным раствором сохранить для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавить следующие реактивы: в первую - 3 капли концентрированного раствора хлорида железа (ІІІ), во вторую – 3 капли концентрированного раствора роданида калия, в третью - 3 капли концентрированного раствора хлорида калия. Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски в первой пробирки (контроль). Результаты наблюдений занести в табл. 2

Таблица 2

Номер пробирки	Добавляемый реагент	Усилие или ослабление окраски	Смещение равновесия (указать стрелкой)
1 (контроль)	-
2	FeCl3
3	KSCN
4	KCl

Вопросы к защите лабораторной работы

Сформулировать закон действующих масс и принцип Ле - Шателье?

Дать определение гомогенных и гетерогенных химических реакций?