Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Лабораторные- 270800.doc
Скачиваний:
0
Добавлен:
01.05.2025
Размер:
2.24 Mб
Скачать

Скорость химических реакций

Опыт 1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

Взаимодействие водного раствора тиосульфата натрия с серной кислотой протекает по уравнениям:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3,

H2S2O3 = SO2 + S + H2O.

Нерастворимая в воде сера выделяется в виде мути. Промежуток времени между началом реакции и ее видимым результатом (появлением мути) связан со скоростью реакции: чем больше скорость (v), тем меньше время ().

Для проведения опыта необходимы три бюретки, заполненные:

  1. раствором тиосульфата натрия Na2S2O3 ( );

  2. раствором серной кислоты H2SO4;

  3. водой.

Три чистые пробирки нумеруем: «1», «2», «3».

В первую пробирку из бюретки наливаем 6 мл раствора Na2S2O3.

Во вторую пробирку – 4 мл раствора Na2S2O3 и 2 мл H2O из бюретки.

В третью пробирку наливаем 2 мл раствора Na2S2O3 и 4 мл H2O.

Три другие чистые пробирки помечаем буквой «к» (кислота). В каждую из этих пробирок наливаем из бюретки по 2 мл раствора H2SO4.

В первую пробирку с тиосульфатом натрия вливаем из пробирки «к» отмеренное количество серной кислоты и, быстро взболтав, включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу 4. Аналогичные опыты проделываем с растворами в других пробирках.

Таблица 4 – Результаты эксперимента

Номер пробир-ки

Объем раствора V, мл

Относительная концентрация

Время

, сек

Относительная скорость реакции

Na2S2O3

H2O

1

6

0

1

2

4

2

2/3

3

2

4

1/3

На миллиметровке начертите график зависимости относительной скорости реакции от концентрации реагента, рис.33.

Рисунок 33 – график зависимости относительной скорости реакции от концентрации реагента

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагентов.

Опыт 2. Зависимость скорости реакции от температуры

Влияние температуры на скорость реакции можно также проследить по времени помутнения подкисленного раствора тиосульфата натрия.

Наливаем в одну пробирку 4 мл раствора тиосульфата натрия, а в другую – 4 мл раствора серной кислоты. В стакан объемом 500 мл наливаем до половины воду комнатной температуры. Обе пробирки помещаем в стакан с водой. Через 4-5 минут измеряем температуру воды в стакане. Выливаем содержание одной пробирки в другую, перемешиваем полученную смесь, ставим пробирку в стакан и включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу.

В две другие пробирки наливаем 4 мл раствора Na2S2O3 и 4 мл раствора H2SO4. В стакан добавляем горячую воду, чтобы температура воды в стакане повысилась на 10 оС. Пробирки ставим в стакан с водой для термостатирования. Через 5 минут выливаем содержание одной пробирки в другую, перемешиваем полученную смесь, ставим пробирку в стакан и включаем секундомер. Измеряем время до момента появления мути, полученный результат записываем в таблицу.

Опыт повторяем, увеличив температуру воды в стакане еще на 10 оС (то есть на 20о выше комнатной). Полученные результаты записываем в таблицу 5.

Таблица 5 – Результаты эксперимента

Номер опыта

Температура

опыта, оС

Время реакции,

, сек

Относительная скорость

1

2

3

Рассчитываем, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на каждые 10 оС:

На миллиметровке начертите график зависимости относительной скорости реакции от температуры (для температуры и скорости масштабы удобнее брать разные), рис. 34.

Рисунок 34 – график зависимости относительной скорости

реакции от температуры

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры, отметьте, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на каждые 10 оС.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Большинство химических реакций обратимы, т. к. они протекают в прямом и обратном направлениях:

Н2 + I2  2 HI.

В соответствии с законом действующих масс скорость прямой реакции выражается уравнением:

vпр = k1  [H2]  [I2].

Скорость обратной реакции

vобр = k2  [HI]2,

где [H2], [I2], [HI] – равновесные молярные концентрации H2, I2 и HI соответственно.

В ходе процесса скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной – увеличивается до тех пор, пока vпр = vобр. В системе наступает равновесие. Установившееся равновесие является динамическим, то есть прямая и обратная реакции не прекращаются, а идут с одинаковыми скоростями.

Поскольку при равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, vпр= vобр , то и k1  [H2]  [I2] = k2[НI]2.

Разделим переменные и постоянные величины:

.

Частное от деления констант скоростей прямой (k1) и обратной (k2) реакций является величиной постоянной, называется константой химического равновесия и обозначается Кравн.

.

Для выражения состояния равновесия при взаимодействии между газообразными веществами часто вместо концентраций используют равновесные парциальные давления реагентов

.

Константа равновесия, выражаемая через равновесные концентрации реагентов (Кс) и константа равновесия, выражаемая через их парциальные давления (Кр), связаны уравнением Кр = Кс  (RT), где  – изменение количества вещества газов во время реакции (согласно уравнению Менделеева – Клапейрона pV= RT или p = cRT, где с – молярная концентрация).

Для реакций, протекающих без изменения количеств газообразных веществ, Кр = Кс.

Для реакции СаСО3 (тв)  СаО (тв) + СО2 (г)↑ К.равн (с) = [СО2] или Кравн(р) = р(СО2), так как концентрации твердых веществ в выражение констант химического равновесия не входят. Для данной реакции КрсRT.

Для реакции 3Н2 + N2  2 NH3 (газов) = 2 – (3 + 1) = –2

или

.

Величина Кравн зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от концентраций реагентов и давления в системе (если оно не очень велико).

Если К>>1, в равновесной смеси преобладают продукты взаимодействия (реакция протекает в прямом направлении практически до конца).

Если К<<1, в равновесной смеси преобладают исходные реагенты (реакция в прямом направлении практически не идет).

Константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Для эндотермических процессов (ΔН0 > 0) повышение температуры приводит к увеличению константы равновесия, для экзотермических (ΔН0 < 0) – к ее уменьшению.